У цьому ряду літій – лужний метал. Далі поступово послаблюються металічні і посилюються неметалічні властивості елементів. Передостанім у ряду стоїть типовий неметал – Фтор, що належить до галогенів,останім – неон (благородний газ).
Якщо продовжить такий запас
Na Mg AI Si P CI Ar,
То побачимо, що після неону відбувається якісний стрибок – перехід до лужного металу натрію, а далі властивості поступово змінюються, подібно до закономірності, розглянутої до попереднього ряду. Передостаній елемент у другому ряду – галоген (CI). Останій - благородний газ (Ar).
Отже, елементи, розмущенні в порядку збільшення їхніх атомних мас, утворюються ряди, в яких хімічні властивості елементів періодично повторюються.
Графічним зображенням періодичного закону є періодична система елементів.
Кожний хіміцчний елемент займає в таблиці читко визначене положення (клітину). Всі елементи пронумеровані в порядку їхньої послідовності. Ці номери називаються порядковими, або атомними, номерами елементів.
По горизонталі в таблиці елементи утворюють сім періодів (1-7). Період 1,2,3 складаються з одного ряду елементів і називаються малими, решта періодів – великі. Період 7 поки що незавершений. Елементи 2-го і 3-го періодів Д.І. Менделєєвим типовими: по них найбільш научно можна простежити зміну властивостей елементів та їхніх сполук.
У 6-му періоді в одній клітині повинні знаходитись 15 елементів, які подібні за багатьма властивостями і називаються лантаноїдами. Аналогічно у 7-му періоді одна клітина повинна охоплювати елементи родини актиноїдів.
По вертикалі в таблиці розміщено вісім груп (І-VІІІ). Кожна з цих груп складається з двох підгруп – головної і побічної. Головні підгрупи називають також групами А, побічні – групами Б. Підгрупи об’єднують найподібніші за властивостями елементи.
Періодичний закон і періодична система Д.І. Менделєєва значною мірою вплинули на розвиток хімії, завдяки їх хімія перетворилась у єдину, цілісну науку. Цей закон став стимулом для пошуку нових елементів.
Хімічні елементи трапляються у природі в основному не у вигляді окремих атомів, а у вигляді складних або простих речовин. Лише благородні гази – гелій, неон, аргон, криптон, ксенон – перебувають у природі в атомному стані, що пояснюється стійкістю електронних оболочок атомів благородних газів. В усіх інших простих і складних речовинах атоми сполучені хімічними силами. Існує кілька типів хімічного зв’язку, найважливіші з них – ковалентний, іонний та металічний.
Найпростіший приклад ковалентного зв’язку – утворення молекул водню Н2. Зовнішній (перший) енергетичний рівень незавершений: до завершення не вистачає одного електрона. При зближенні двох атомів водню відбувається взаємодія електронів з антипаралельними спінами з формуванням спільної (поділеної) електронної пари:
s s
Н + Н ® Н Н (Н2)
Схему утворення ковалентного зв’язку можна також подати, позначивши неспаренний електрон зовнішнього енергетичного рівня атома однією крапкою, а спільну електронну пару – двома крапками:
Н× + ×Н ® Н:Н
Спільну електрону пару, або ковалентний зв’язкок, часто позначають рискою, наприклад Н – Н.
Отже, ковалентним називається зв’язкок, що здійснюється однією або кількома спільними електронними парами.
Якщо спільна електронна пара симетрична відносно атомів, то ковалентний зв’язок називається неполярним. Неполярний ковалентний зв’язок утворюється при взаємодії атомів з однаковою електронегативністю (звичайно при взаємодії атомів одного виду). У розглянутих вище прикладах – молекулах H2, F2, N2 – існує неполярний зв’язок.
Якщо атоми, які взаємодіють, мають різну електронегативність (атоми різних елементів), то спільна електронна пара зміщенна до атома з більшою електронегативністю. У цьому випадку виникає полярний ковалентний зв’язок. Наприклад, полярним є зв’язок у молекулі фтороводню НF. При утворенні молекули відбувається перекривання s-орбіталі атома водню та р-орбіталі атома фтору.
Диполь – це система з двох зарядів, що дорівнюють один одному за абсолютною величиною, але протилежні за знаком.
Міцність хімічного зв’язку характеризується енергією зв’язку, тобто енергію, необхідною для розриву зв’язку.
Довжина зв’язку – це віддаль між ядрами атомів, що утворюють зв’язок.
Ковалентний зв’язок має направленість. У розглянутих вище прикладах хімічного зв’язку у молекулах Н2, F2, НF за напрямок зв’язку приймається лінія, яка проходить через центри атомів, що взаємодіють.
Донарно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку. Ковалентний зв’язок може утворитися при перекладанні цілком вільної орбіталі одного атома й орбіталі з неподіленою електронною парою іншого атома:
А +: Д ®А Д або А – Д
вільна орбіталь неподільна
акцепторна електронна пара
донора
Ступенем окиснення називається умовний заряд атома в речовині, обчислений з допущенням, що вона складається з іонів. При обчисленні ступенів окислення виходять з електронегативності речовини: сума ступенів окиснення всіх атомів у сполуці дорівнює нулю.
Механізм утворення водневого зв’язку значною мірою зводиться до донорно-акцепторної взаємодії, де донором електронної пари є атом електронегативного елемента, а її акцептором – атом гідрогену (протон). Атом гідрогену, який утвориа ковалентний зв’язок, притягує електрони електронегативного елемента іншої молекули. Утворення водневого зв’язку відбувається завдяки малому розміру атома гідрогену та його здатності глибоко проникати в електронну оболонку інших атомів.
Запитання до семінару
1. Які сучасні уявлення про будову атомів? Найважливіші характеристики елементарних частинок, що входять до складу атома.
2. Як розміщуються електрони в атомі відносно ядра?
3. У чому суть корпускулярно-хвильової природи електрона?
4. Як заповнюються електронами енергетичні рівні і підрівні?
5. Як складають електронні формули і схеми? Що таке валентні електрони?
6. Чому виникла необхідність в уточненні формулювання періодичного закону Д.І. Менделеєва? Як зараз формулюють цей закон?
7. Як пояснити залежність властивостей хімічних елементів від їх положення в періодичній системі?
8. Чому електронейтральні атоми хімічних елементів взаємодіють один з одним?
9. Які основні типи хімічного зв’язку розрізняють у сполуках?
10. Як пояснити закономірності у виявленні металічних і неметалічних властивостей, виходячи з положення елементів у періодичній системі?
11. Що таке електронегативність атомів?
12. Які елементи утворюють іонний зв’язок? У чому його умовність?
13. Що таке ступінь окиснення? Як її визначають?
14. Який механізм утворення ковалентного зв’язку? Які ви знаєте способи перекривання електронних хмар?
15. Які основні характеристики і властивості ковалентного зв’язку?
16. Як пояснити валентність з позицій вчення про будову атомів?
17. Які є види міжмолекулярного зв’язку?
18. В чому особливість водневого зв’язку?
19. Що таке орбіталь? Які форми орбіталей Ви знаєте?
20. Чим відрізняються 2s і 3s-орбіталі? Який підрівень заповнюється електронами раніше: а) 3d чи 3p; б) 3d чи 4s? Чому?
Семінар № 3
Тема: Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Енергетика хімічних процесів.
Мета: вивчити основні поняття хімічної кінетики, залежність швидкості реакції від зовнішніх факторів. Момент встановлення рівноваги, фактори, які зміщують хімічну рівновагу. Навчитися визначати енергетичний ефект хімічної реакції.
Література:
1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.
2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.
3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.
Методичні вказівки.
Коли хімічна реакція завершується за малий проміжок часу, то кажуть, що вона має велику швидкість, і навпаки, якщо перетворення триває довго – воно має малу швидкість. Наприклад, кисень взаємодіє з воднем миттєво (реакція має велику швидкість), а з міддю – повільно (реакція має малу швидкість). Відомі настільки повільні реакції, що людина їх навіть не помічає, зокрема перетворення в гірських породах (відбуваються протягом мільйонів років).
Швидкість хімічної реакції залежить від багатьох чинників, серед яких 5 основних: природа реагуючих речовин, їх температура, концентрація, ступінь подрібненості й наявність каталізаторів. Розглянемо кожний чинник окремо.
1. Природа реагуючих речовин. Наприклад, хлоридна кислота реагує миттєво з нітратом аргентуму, але ця сама кислота з речовиною іншої природи, оксидом купруму (ІІ) реагує значно повільніше.
2. Концентрація реагуючих речовин. Наприклад, алюміній бурхливо взаємодіє з концентрованою хлоридною кислотою, а з розведеною – повільно.
3. Температура. Наприклад, при кімнатній температурі хлоридна кислота з оксидом купруму (ІІ) реагує повільно, а під час нагрівання швидкість взаємодії зростає.
4. Ступінь подрібненості реагентів. Наприклад, суцільний шматок вугілля горить повільно, але якщо його розтерти в порошок, розпилити в повітрі й підпалити, то він згорить за одну мить.
5. Каталізатори – це речовини, які прискорюють хімічні реакції. Напрклад, розкладання бертолетової солі під час нагрівання відбувається дуже повільно, але варто додати лише кілька крупинок каталізатору МnО2 то реакція відбуватиметься бурливо.
Реакції, що відбуваються за допомогою каталізаторів, називаються каталітичними, а без їх допомоги – некаталітичними.
Зворотні реакції. Дуже часто буває так, що речовини, які утворилися під час хімічної реакції, перетворюються в ті, що були спочатку. Наприклад, якщо крізь воду пропускати вуглекислий газ, то утворюється карбонатна кислота.Коли припинити пропускати газ, то неважко помітити, як він виділяється з розчину. Це відбувається зворотній процес: кислота перетворюється у воду і вуглекислий газ.
Н2О + СО2 Û Н2СО3
Реакції, що відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках, називаються зворотніми. Ці реакції записуються не двома, а лише одним хімічним рівнянням, у якому позначаються дві стрілки, направлені у протилежні боки. Стрілка направлена вправо, означає пряму реакцію, вліво – зворотню: Н2О + СО2 
Н2СО3
Незворотні реакції. Хімічні реакції, які під час демонстрації або виконання, в основному належать до незворотніх. Наприклад, до сульфатної кислоти додати цинк, то утворюється водень та сульфат цинку, але водень і сульфат цинку не взаємодіють між собою, перетворюючись між собою у цинк та сульфатну кислоту.
Хімічні реакції, що відбуваються тільки в одному напрямку, називаються незворотніми. Цих реакцій значно менше, ніж зворотніх. Для них характерні такі ознаки:
1. Виділення газу. Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2
2. Виділення тепла. 2Mg + O2 ® 2Mg + Q
3. Утворення води або випадання осаду. NaOH + HCl ® NaCl + H2O
CaCl2 + Na2CO3 ® 2NaCl + CaCO3¯
Хімічна рівновага. Здається, що чим довше пропускати вуглекислий газ, тим більше кислоти буде утворюватися, але насправді це не так. Зрештою, настає такий час, коли кількість карбонатної кислоти досягає певного значення і далі вже не збільшується. Пояснюється це так: спочатку швидкість прямої реакції висока, тому кислота нагромаджується, но поступово швидкість прямої реакції зменшується, а зворотньої, навпаки, збільшується, тому все більше кислоти розкладається. Тоді настає час, коли швидкість обох реакцій стає однаковою, тоді кислоти утворюється стільки, скільки і розклалося.
Стан, коли швидкість прямої і зворотньої реакцій стають однаковими, називається хімічною рівновагою.
Закон хімічної рівноваги відкрив французський фізико-хімік, академік Парижської академії наук Анрі Луї Ле Шательє (1850 – 1936). Він досліджував процеси самозаймання та горіння шахтного газу. Сформулював загальний закон зміщення металів, вивчав властивості й способи приготування цементів. Дослідив умови синтезу аміаку з водню та азоту. Принцип Ле Шательє, його суть полягає в тому, що коли на рівноважну систему чиниться якась дія, то це сприяє перебігу процесу, який послаблює цю дію. Наприклад, коли зменшити тиск,то це сприяє перебігу реакції, яка послаблює цю дію, тобто збільшує тиск. Якщо охолоджувати, то це сприятиме перебігу тієї реакції, під час якої відбувається нагрівання.
Розглянемо приклад розв’язування завдань на застосування принципу Ле Шательє.
Завдання 1. У який бік зміститься хімічна рівновага в системі
Н2О + СО2 Û Н2СО3, якщо збільшувати концентрацію СО2?
Розв’язання.
Збільшення концентрації СО2, сприятиме перебігу тієї реакції, яка зменшує концентрацію СО2. Під час прямої реакції СО2 перетворюється в кислоту, тобто його кількість, а отже, концентрація, зменшується. Тобто хімічна рівновага зміститься в бік прямої реакції.
Уже відомо вам 4 види хімічних реакцій (сполучення, розклад, заміщення та обмін), але на цьому їх класифікація не завершується. За такою ознакою, як виділення або поглинання теплоти, хімічні реакції поділяють на екзотермічні й ендотемічні.
Реакції, під час яких виділяється теплота називають екзотермічними, а ті, під час яких поглинається теплота – ендотермічними
Явище виділення або поглинання теплоти під час хімічних реакцій називають тепловим або енергетичним ефектом. Його позначають буквою Q (“кю”) і записують у правій частині хімічного рівняння: зі знаком “+”, коли реакція екзотермічна та зі знаком “-”, коли вона ендотермічна. Наприклад:
2АІ + 6НСІ Û 2АІСІ3 + 3Н2 + Q – реакція екзомермічна;
КМnО4 Û К2МnО3 + МnО2 + О2 – Q – реакція ендотермічна.
Рівняння хімічних реакцій, в яких вказані їх теплові ефекти, називають термохімічними. Наприклад, термохімічне рівняння реакції згорання 12 г графіту має вигляд: С + О2 = СО2 + 393,5 кДж/моль, або С + О2 = СО2; DН = 75,8 кДж/моль.
Згідно із законом Гесса: тепловий ефект реакції залежить від стану вихідних речовин та кінцевих продуктів, але не залежить від проміжних стадій реакції. Записуючи рівняння реакції, в дужках біля відповідних символів або формул вказують агрегатний стан речовин: твердий (тв), кристалічний (к.), розчин (роз.), рідина (р), газоподібний (г.), наприклад:
Н2(г.) + '/2 О2 (г.) = Н2О (г.); DН = -242 кДж/моль
Н2(г.) + ½ О2 (г.) = Н2О (р.); DН = -286 кДж/моль
Теплота утворення сполуки. (DHутв.) - це кількість тепла, що виділяється чи поглинається при утворенні одного моля хімічної сполуки з простих сполук.
І слідство із закона Гесса. Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот утворення продуктів реакції мінус сума теплот утворення вихідних сполук.
DHреак. = DHутв.прод. - DHутв.вих. реч.
ІІ слідство із закона Гесса. Тепловий ефект реакції дорівнює сумі теплот згорання вихідних речовин мінус сума теплот згорання продуктів реакції.
DHреак. = DHзг. вих. реч. - DHзг. прод.
Теплота утворення простих речовин = 0.
DHгідротації. = DHр. солі - DHр. кристало-гідрату
Запитання до семінару
1. Що таке хімічне рівняння? Що воно відображає, та як його складають?
2. Які найважливіші принципи класифікації і типи хімічних реакцій?
3. Що таке тепловий ефект хімічної реакції? Як він обчислюється?
4. Як скласти і записати термохімічне рівняння?
5. Чому хімічні реакції протікають не з однаковою швидкістю?
6. Що таке енергія активації?
7. Які фактори впливають на швидкість реакції?
8. Як впливають концентрація і природа реагуючих речовин на швидкість хімічної реакції?
9. Як і чому впливає температура на швидкість хімічної реакції?
10. Як пояснити вплив каталізаторів на швидкість реакції?
11. Які основні принципи зміщення хімічної рівноваги?
12. Які ви знаєте принципи класифікації хімічних реакцій?
13. Назвіть основні типи хімічних реакцій, наведіть по 2 приклади.
14. Наведіть математичний вираз середньої швидкості гомогенної реакції. Поясніть, чому швидкість реакції з часом зменшується.
15. Поясніть фізичний зміст константи швидкості хімічної реакції.
16. Чому константа швидкості не залежить від концентрації реагуючих речовин?
17. У результаті обробки 1 г суміші хлоридів натрію і калію надлишком розчину нітрату арґентуму утворилось 2,19 г осаду. Обчисліть масовий склад вихідної суміші.
18. Дайте визначення швидкості гомогенної та гетерогенної реакцій.
19. Наведіть математичний вираз середньої швидкості гомогенної реакції. Поясніть, чому швидкість реакції з часом зменшується.
20. Обчисліть середню швидкість хімічної реакції, якщо початкова концентрація однієї з реагуючих речовин складала 0,25 моль/л, а через 25 с після початку реакції 0,05 моль/л.
Семінар № 4
Тема: Реакції окиснення, відновлення. Основи електрохімії.
Мета: Навчитися підбирати коефіцієнти в окисно-відновних реакціях методом електронного балансу, іонно-електроним методом в кислому нейтральному та лужному середовищі, та складати схеми електролізу.
Література:
1. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкин. «Неорганическая химия», Л.: Химия, 1983.
2. Хомченко І.Г. «Загальна хімія», К.: Вища школа, 1993.
3. Басов В.П., Родіонов В.М. «Хімія», К.: Каравела, 2004.
Методичні вказівки.
Окислювально-відновні реакції мають вежливе значення в житті та техніці. В організмах тварин та рослин відбуваються доволі складні окислювально-відновні процеси, в результаті яких виділяється енергія, яка необхідна для життєдіяльності. Такі реакції можна спостерігати при згоранні різних видів топлива, в процесах корозії металів при електролізі. Вони лежать в основі отримання металів із руд. Їх широко застосовують в промисловості при отриманні багатьох цінних речовин: аміаку, лугів, солей, нітратної, сульфатної соляної кислот. Завдяки окислювально-відновним реакціям відбувається перетворення хімічної енергії в електричну в гальванічних елементах та акумуляторах. Окислювально-відновні реакції застосовуються в харчовій промисловості, особливо в титриметричному аналізі для визначення якості харчової сировини та продуктів.
Реакції окислення-відновлення.
Всі хімічні реакції можна розділити на 2 види:
1. Реакції, які проходять без зміни ступенів окиснення атомів, які входять до складу реагуючих сполук
СаО + Н2О ® Са(ОН)2
Ступені окиснення кальцію,гідрогену та оксигену не змінилися, а залишились такими ж в гідроксиді кальцію.
2. Реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення окремих атомів або іонів реагуючих сполук
Н20 + J20 ® 2H+J-
Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в молекулі. Ступінь окиснення – це умовне поняття, за його допомогою неможливо оцінити реальний стан атомів в молекулі. Часто ступінь окиснення не співпадає з числом зв‘язків, утворених атомом, тобто не відповідає валентності данного елементу і може іноді приймати дробні числа. Наприклад: в молекулі Н2О ступень окиснення оксигену дорівнює – 2, в молекулі Н2О2 – 1; Fe2O3 – ступень окиснення заліза + 3, в молекулі Fe3O4 - + 2 
.
Дата добавления: 2015-12-01; просмотров: 1 | Нарушение авторских прав