Кислоти

Кислоти – це складні речовини, молекули яких у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіонів водню та аніонів кислотних залишків:

НСl «H⁺ + Cl^-;

Н₃PO₄ «H⁺ + H₂PO₄^-;

H₂PO₄^- «H⁺ + HPO₄^2-;

HPO₄^2- «H⁺ + PO₄^3-.

Кислоти класифікують за складом на

безкисневі: HF, HCl, HI, H₂S, H₂Se, HCN, HSCN, H[AuCl₄], H₂[SiF₆], тощо

та кисневмісні: H₃BO₃, H₃PO₄, H₂SO₄, HMnO₄, HNO₃, HBrO₃, тощо,

а також за здатністю дисоціювати у водних розчинах на

сильні: HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HMnO₄, H₂[SiF₆], тощо,

середньої сили: H₃PO₄, H₂SO₃, HNO₂, HF, тощо

та слабкі: H₃BO₃, H₂СO₃, H₂SiO₃, H₂S, HCN, HClO, H₂MoO₄, тощо.

Способи одержання кислот

1. Дія більш сильної, більш стійкої та менш леткої кислоти на сіль більш слабкої, менш стійкої та більш леткої кислоти:

Na₂SiO₃ + H₂CО₃ ® Na₂CO₃ + H₂SiО₃¯;

Na₂SO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂SО₃;

2NaCl + H₂SО₄(конц.) ® Na₂SO₄ + 2HCl­.

2. Безкисневі кислоти, взаємодією неметалів з воднем:

Cl₂ + Н₂ ® 2HCl; S + Н₂ ® H₂S;

3. Кисневмісні кислоти, взаємодією кислотних оксидів із водою:

SО₃ + Н₂O ® H₂SO₄; P₂О₅ + 3Н₂O ® 2H₃PO₄;

CrО₃ + Н₂O ® H₂CrO₄; B₂O₃ + 3Н₂O ® 2H₃BO₃.

Хімічні властивості кислот

Загальною властивістю кислот є їхня взаємодія з гідроксидами металів та амонію. Ця взаємодія називається реакцією нейтралізації:

HCl + NaOH ® NaCl + H₂O;

2HNO₃ + Cu(OH)₂ ® Cu(NO₃)₂ + 2H₂O;

H₃PO₄ + 3NH₄OH ® (NH₄)₃PO₄ + 3H₂O.

Кислоти легко реагують з оксидами металів (основними та амфотерними) також з утворенням солей і води:

СaO + 2HNO₃ ® Ca(NO₃)₂ + 2H₂O;

Al₂O₃ + 6HCl ® 2AlCl₃ + 3H₂O.

Кислоти реагують також із солями з утворенням інших солей та кислот: Са₃(PО₄)₂ + 3H₂SO₄ ® 3CaSO₄ + 2H₃PO₄;

FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S;

2Al(OH)₃ – t^o ® Al₂O₃ + 3H₂O.

З металами кислоти реагують по різному, в залежності від активно-сті металу, хімічної природи кислоти, концентрації розчину та деяких інших чинників:

1. Розведені водорозчинні кислоти, що не мають окисних властиво-стей реагують із активними металами, розташованими у ряду стандартних електродних потенціалів до водню з утворенням солі та газоподібного водню: Fе + H₂SO₄(розв.) ® FеSO₄ + H₂­;

Zn + 2HCl(розв.) ® ZnCl₂ + H₂­.

Метали, розташовані у ряду стандартних електродних потенціалів після водню (Bi, Cu, Au, Hg, тощо), не витісняють водень із кислот. Ані один із металів не витісняє водень із азотної та концентрованих сірчаної та хлорної кислот.

2. Водорозчинні кислоти, що проявляють сильні окисні властивості (HNO₃, концентровані H₂SO₄, HClO₄) взаємодіють із великою кількістю металів з утворенням солі металу, води та продукту відновлення кислото-утворюючого елемента. Продукти відновлення у значній мірі залежать від концентрації кислоти та активності металу.

Наприклад малоактивний метал – мідь взаємодіє з цими кислотами:

Cu + 2H₂SO₄(конц.) ® CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O;

Cu + 4HNO₃(конц.) ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O;

3Cu + 8HNO₃(розв.) ® 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O.

А дуже активний метал – кальцій взаємодіє з азотною кислотою:

4Ca + 10HNO₃(конц.) ® 4Ca(NO₃)₂ + N₂O­ + 5H₂O;

5Ca + 12HNO₃(pозв.) ® 5Ca(NO₃)₂ + N₂­ + 6H₂O;

4Ca + 10HNO₃(дуже розв.) ® 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Солі

Солі – це складні речовини, у молекулах яких катіони металів або амонію пов’язані з аніонами кислотних залишків.

Розрізняють солі:

cередні – NaСl, K₂SO₄, (NH₄)₂Cr₂O₇,;

кислі (гідро-) – NaНCO₃, CaHPO₄, Ba(HS)₂, тощо;

основні (гідроксо-) – Сa(OH)Cl, (MgOH)₂SO₄, Al(OH)₂NO₃, тощо та

комплексні – Na₃[Al(OH)₆], K₄[Fe(CN)₆], [Cr(H₂O)₄Cl₂]Cl, тощо.

Основні способи одержання солей

1. Взаємодія кислот з гідроксидами:

2HCl + Fe(OH)₂ ® FeCl₂ + 2H₂O;

2Cu(OH)₂ + H₂SO₄ ® (CuOH)SO₄ + 2H₂O.

NaOH + H₃PO₄ ® 2NaH₂PО₄ + H₂O;

2. Взаємодія кислот з оксидами металів:

BaO + 2НBr ® BaBr₂ + H₂O; Al₂O₃ + 6НNO₃ ® 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O;

3. Взаємодія кислот із солями:

AgNО₃ + НCl ® AgCl¯ + HNО₃; CaCО₃¯ + Н₂CO₃ ® Ca(HCO₃)₂.

4. Взаємодія металу з неметалом – деякі солі безкисневих кислот:

2Fe + 3Cl₂ ® 2FeCl₃; Hg + S ® HgS.

5. Взаємодія металу з кислотою:

2Fe + Н₂SO₄ ® 2FeSO₄ + H₂­; Ag + 2HNO₃ ® AgNO₃ + NO₂­ + H₂O.

6. Взаємодія амфотерного металу з лугом:

Zn + 2NaOH – t^o ® Na₂ZnO₂ + H₂O.

7. Взаємодія металу з розчином солі менш активного металу:

Fe + CuSO₄ ® FeSO₄ + Cu.

8. Взаємодія основного оксиду з кислотним:

CaО + SiO₂ ® CaSiO₃; Na₂O + P₂O₅ ® 2NaPO₃.

9. Взаємодія двох розчинних солей:

BaCl₂ + Na₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2NaCl;

2AgNO₃ + CuCl₂ ® 2AgCl¯ + Cu(NO₃)₂.

10. Взаємодія гідроксиду металу (амонію) з кислотним оксидом:

2KОH + CO₂ ® K₂CO₃ + H₂O; 2NH₄OH + CrO₃ ® (NH₄)₂CrO₄ + H₂O.

Тема 3. БУДОВА АТОМА ТА ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ

1. КВАНТОВА ТЕОРІЯ СВІТЛА

У 1900 році німецький фізик М. Планк, вивчаючи природу випромі-нювання нагрітих тіл, висловив припущення, що енергія випромінюється та поглинається не безперервно, а дискретно, певними порціями – кванта-ми, енергія яких пропорційна частоті коливань. Тобто перехід від одного енергетичного стану атома чи молекули до найближчого іншого супрово-джується випромінюванням або поглинанням енергії у вигляді певних порцій – квантів енергії. Величину кванта енергії можна обчислити із співвідношення, яке називається рівнянням Планка:

де Е – кількість енергії з частотою коливань n,

а h – універсальна стала Планка, що дорівнює 6,626 × 10^-34 Дж × с.

Постулат Планка було обґрунтовано Альбертом Айнштайном (Ейн-штейном) у 1905 році. Аналізуючи явище фотоелектричного ефекту, тоб-то здатність певних елементів приводити до руху електрони під дією світла, він дійшов до висновку, що електромагнітна (промениста) енергія існує лише у формі квантів, і випромінювання є потоком неподільних матеріальних “частинок” – фотонів, енергія яких визначається за рівнян-ням Планка.

2. КОРПУСКУЛЯРНО-ХВИЛЬОВА ПРИРОДА ЕЛЕКТРОНА

У 20-х роках ХХ століття завдяки роботам де-Бройля, Е. Шрьодин-гера, В. Гайзенберга було розроблено основи хвильової теорії мікрочасти-нок та поєднано їх із теорією про корпускулярно-хвильову природу світ-лового випромінювання.

З рівнянь Планка Е = hn та Айнштайна Е = mc² випливає, що hn= = mc². Враховуючи, що n = c/l та швидкість руху фотона v = швидкості світла c, дістанемо основне рівняння хвильової механіки – рівняння де-Бройля: .

З цього рівняння випливає, що частинці з масою m, яка рухається зі швидкістю v, відповідає хвиля з довжиною l. Рівняння можна використо-вувати для характеристики руху не лише фотона, а й інших матеріальних мікрочастинок: електрона, нейтрона, протона та інших. Отже те, що елек-трони мають подвійну корпускулярно-хвильову природу й відіграють ви-рішальну роль у хімічних взаємодіях зумовило появу такої дисципліни як квантова хімія.

3. ПРИНЦИП НЕВИЗНАЧЕНОСТІ. ЕЛЕКТРОННІ ХМАРИ

У 1925 році Гайзенберг запропонував принцип невизначеності, згід-но з яким не можна одночасно визначити точне місце перебування елек-трона у просторі та напрямок його руху або імпульсу. З цього випливає, що електрон може перебувати у будь-якій частині простору, навколо атома, однак імовірність його перебування у тій чи іншій частині цього простору неоднакова.

Рух електрона має хвильовий характер, тому квантова механіка описує цей рух за допомогою хвильової функції Y, яка набуває різних значень у різних точках навколоатомного простору. Квадрат хвильової функції Y ² виражає ймовірність перебування електрона у певній точці навколоатомного простору, а величина Y ²dV ймовірність перебування електрона в елементі об’єму dV. Як модель стану електрона в атомі у квантовій механіці прийнято уявлення про електронну хмару, густина окремих ділянок якої пропорційна ймовірності перебування там елек-трона.

Простір навколо ядра, у якому перебування електрона є найбільш імовірним називається орбіталлю.

4. КВАНТОВІ ЧИСЛА

Згідно з квантово-механічною теорією стан електрона в атомі харак-теризується значеннями чотирьох квантових чисел: n – головного; l – орбітального; m_l – магнітного; m_s – спінового.

Головне квантове число n – визначає радіус квантового рівня (се-редню віддаль від ядра до ділянок підвищеної електронної густини) або загальну енергію електрона на певному рівні: Е = – 13, 6/n² (еВ).

Головне квантове число може набувати додатних цілочислових зна-чень: 1; 2; 3...¥. Квантовий стан атома із найменшою енергією електрона називається основним (n = 1, E₁ = – 13,6 eB). Квантовий стан атома з більшими значеннями енергії (E₂ = – 3,4 eB, E₃ = – 1,5 eB,..., E_¥ = 0 еВ). Електрон в основному стані зв’язаний із ядром найміцніше, у збудженому стані зв’язок із ядром послаблюється. Стан електрона, який характеризу-ється певним значенням головного квантового числа називають енерге-тичним рівнем електрона в атомі. Для енергетичних рівнів електрона в атомі, що відповідають різним значенням n, прийнято позначення великим латинськими літерами: n – 1 2 3 4 5 6 7

Дата добавления: 2013-12-13