Home » Історія розвитку хімії

Історія розвитку хімії

17 Червня, 2024

Історія розвитку хімії.

Основні закони хімії. Атомно-молекулярне вчення. Класи та номенклатура неоганічних сполук.

Предмет хімії. Основні поняття хімії.

Хімія – наука про склад, властивості і будову речовин, про їхні перетворення, про залежність властивостей від складу і будови речовин, про взаємодію, добування і використання речовин.

Предметом хімії, як і будь-якої природничої науки є матерія і рух в їх непорушній єдності. Матерія має дві основні форми існування: речовина і поле. Речовина – об’єднання матеріальних частинок, наприклад, молекул, атомів, електронів, і т. д., які мають власну масу спокою. Поле – це вид матерії, який не має власної маси спокою. Між полем і речовиною існує тісний взаємозв’язок. За певних умов елементарні частинки, наприклад, електрон плюс позитрон, можуть переходити в кванти електромагнітного поля і навпаки. Основною властивістю матерії є її здатність рухатись. Існують кілька форм руху матерії: механічна, фізична, хімічна, біологічна, геологічна. Одна форма руху може переходити в іншу. Предметом хімії є хімічна форма руху. Характерною особливістю хімічної форми руху є те, що при хімічних процесах речовини, молекули, іони не зберігають свого початкового складу і структури, а зазнають перетворень.

Головні завдання хімії в наш час – пошук і добування нових речовин із заданими властивостями.

Речовина – об’єднання матеріальних частинок, наприклад, молекул, атомів, електронів, і т. д., які мають власну масу спокою. Поле – це вид матерії, який не має власної маси спокою. Між полем і речовиною існує тісний взаємозв’язок. За певних умов елементарні частинки, наприклад, електрон плюс позитрон, можуть переходити в кванти електромагнітного поля і навпаки. Основною властивістю матерії є її здатність рухатись. Існують кілька форм руху матерії: механічна, фізична, хімічна, біологічна, геологічна. Одна форма руху може переходити в іншу.

Серед дисциплін, що складають базову підготовку студентів заочного факультету механічних фахів, важливе місце займає хімія – наука, що вивчає загальні властивості та форми руху матерії. З успіхами хімії та суміжних з нею наук пов’язана поява нових джерел енергії, створення синтетичних матеріалів, розширення сировинної бази. Знання хімії необхідно не тільки для розуміння основ створення нових матеріалів і технологічних процесів, але й для зберігання здоров’я людей. Безвідповідальне відношення до цих питань, відсутність елементарної «хімічної культури» вже сьогодні відбилося на навколишньому середовищі та поставило людство на край екологічної катастрофи. Хімія є одним з основних компонентів, що складають методичну базу підготування спеціалістів в галузі природних і технічних наук.

Основною складовою навчального процесу студента-заочника є самостійна робота з літературою.

У обов’язковий план входять відвідування лекцій, виконання двох контрольних робот, індивідуальні консультації, виконання лабораторного практикуму, отримання допуску до модульної контрольної роботи та її складання.

Сучасна хімія користується як теоретичними так і експерементальними методами.

Теоретичні методи базуються на законах термодинаміки і квантової механіки, є фундаментом природознавства. В експерементальних методах використовують різноманітні фізичні і фізико-хімічні прийоми дослідження. Широко застосовуються спектроскопія, рентгеноструктурнийаналіз, вивчення магнітних властивостей, мас-електрометрія, хроматографія.

Неорганічна хімія в системі природничих наук та фармацевтичної освіти

Хімічні речовини, які використовуються у виробничих процесах, наукових дослідженнях, для виготовлення лікарських засобів або їх аналізу повинні відповідати певним вимогам. Якість хімічної речовини – це ступінь її чистоти. Не завжди необхідні максимально чисті речовини. Чим відповідальнішим є об’єкт застосування речовини, тим вищі вищі вимоги щодо її чистоти. Кожна наступна очистка речовини є дуже вартісною, але і вона не виключає наявності домішок, а лише зменшує їх кількість.

За ступенем чистоти хімічні реактиви класифікують на групи, які називають:

– чистий (ч): вміст основної речовини ³ 98 %, вміст домішок 0,01- 0,5%;

– чистий для аналізу (ч.д.а): вміст основної речовини ³ 99 %, вміст домішок до 0.1 %;

– хімічно чистий (х.ч): вміст основної речовини ³ 99 %, вміст домішок 10^-3-10^-5 %;

– особливо чистий (о.с.ч): вміст основної речовини близько 100 %, вміст домішок 10^-5-10^-10 %.

Для речовин, які застосовують у спеціальних цілях існують інші характеристики чистоти. Наприклад, у фармації використовують речовини класифікації “для фармацевтичних цілей” або скорочено “фарм.”. Лимонна кислота, глюкоза – “фармакопейні”; речовини-стандарти для газової хроматографії, для ІЧ-спектроскопії, для тонкошарової хроматографії, УФ-спектроскопії, для біологічних випробувань (біологічна активність), для кількісного визначення.

Кожна чиста речовина має певні фізичні властивості: колір, температуру плавлення і кипіння, густина, показник заломлення, питоме обертання. Тому чистоту речовини можна визначити, знаючи ці параметри речовини.

У практичній фармації показниками чистоти глюкози, левоміцетину є питоме оптичне обертання, спирту – результати ГХ-дослідження; розчинників, які застосовуються при виробництві ін’єкційних розчинів – результати визначення показника заломлення; якість багатьох субстанцій контролюється методами ІЧ-спектроскопії, УФ-спектрометрії, ВЕРХ, ТШХ. Обов’язковим для усіх речовин, що використовуються у фармації є контроль кількісного вмісту і мікробіологічної чистоти; в багатьох випадках пірогенності, а в окремих випадках біологічної активності.

Методи очистки визначаються властивостями речовин, які очищають і областю їх застосування. Для твердих речовин: перекристалізація, возгонка, висолювання; для рідин: перtгонка, фільтрування; для газів: поглинання домішок різними речовинами. Кожна чиста речовина має певні фізичні властивості: колір, температуру плавлення і кипіння, густина, показник заломлення, питоме обертання. Тому чистоту речовини можна визначити, знаючи ці параметри речовини.

Чистота фармакопейних субстанцій і лікарських засобів регламентуєься Фармакопеями Європи, Британії, Америки, Німеччини, фармакопеями окремих країн

Історія розвитку хімії

Історія хімії вивчає і описує складний процес накопичення специфічних знань, що відносяться до вивчення властивостей і перетворень речовин; її можна розглядати як прикордонну область знання, яка зв’язує явища і процеси, що відносяться до розвитку хімії, з історією людського суспільства.

Хімія давнини

Хімія, як наука про склад речовин і їх перетворення, почалася з відкриття людиною здатності вогню змінювати природні матеріали. Люди уміли виплавляти мідь і бронзу, обпалювати глиняні вироби, отримувати скло ще за 4000 років до н. е. З 7 ст. до н. е. Єгипет і Месопотамія стали центрами виробництва барвників; там же отримували в чистому вигляді золото, срібло і інші метали. Приблизно з 1500 до 350 до н. е. для виробництва барвників використали перегонку, а метали виплавляли з руд, змішуючи їх з деревним вугіллям і продуваючи через суміш, що горить — повітря.

Зародження сучасної хімії Кінець Середніх віків відмічений поступовим відходом від окультизму, спадом інтересу до алхімії і поширенням механістичного погляду на устрій природи.

Парацельс (1493—1541).

«перевершуючий Цельса» увійшов в історію швейцарський лікар Пилип фон Гогенгейм. Він вважав, що основне завдання алхімії не пошуки способів отримання золота, а виготовлення лікарських засобів. Медицина це справа хімії, і все залежить від здатності лікаря виділяти чисті речовини з нечистих субстанцій. У рамках цієї схеми всі функції організму зводилися до хімічних процесів, і завдання алхіміка полягало в знаходженні і приготуванні хімічних речовин для медичних потреб.

Ґеорґіус Аґрікола

Протягом 16 ст. подвоїлося виробництво золота і в дев’ять разів зросло виробництво срібла. Виходять фундаментальні праці з виробництва металів і різних матеріалів, що використовуються в будівництві, при виготовленні скла, фарбуванні тканин, для збереження харчових продуктів. З розширенням споживання спиртних напоїв удосконалюються методи перегонки, конструюються нові перегінні апарати. З’являються численні виробничі лабораторії, передусім металургійні. Інший відомий трактат, «Про гірництво і металургію», був написаний Агріколою (1494—1555). Варто згадати також Йогана Глаубере (1604—1670), голландського хіміка, творця глауберової солі.

Роберт Бойль,

На перший план у 17 ст. вийшли атомістичні переконання. Одним з найвидніших вчених авторів нової теорії був філософ і математик Рене Декарт (1596—1650). Свої погляди він виклав в 1637 у творі «Міркування про метод». Декарт вважав, що всі тіла «складаються з численних дрібних часток різної форми і розмірів,… які не настільки точно прилягають один до одного, щоб навколо них не залишалося проміжків; ці проміжки не пусті, а наповнені… розрідженою матерією». Свої «маленькі частинки» Декарт не вважав атомами, тобто неподільними; він стояв на точці зору нескінченної подільності матерії і заперечував існування пустоти.

Д.І. Ломоносов

Значну роль в розвитку хімії 18-го століття відіграв Михайло Ломоносов (1711—1765). У 1756 Ломоносов провів знамениті досліди з випалювання металів в закритій посудині, які дали незаперечний доказ збереження речовини при хімічних реакціях і ролі повітря в процесах горіння: збільшення ваги, що при цьому спостерігається він пояснював з’єднанням їх з повітрям. Пружність газів він пояснював рухом часток. Ломоносов розмежовував поняття «корпускула» (молекула) і «елемент» (атом), що отримало загальне визнання лише в середині 19 ст. Ломоносов сформулював принцип збереження матерії і руху, виключив флогістон з числа хімічних елементів, заклав основи фізичної хімії. М.В.Ломоносов у роботі “Основы математической химии” сформулював основні положення атомно-молекулярного вчення. Згідно цієї теорії всі речовини складаються з найдрібніших неподільних частинок, які здатні взаємопритягуватись. Властивості цих речовин зумовлені властивостями цих частинок – корпускул

Джон Дальтон

Англійський хімік Дальтон (1766—1844), подібно древнім атомістам, виходив з уявлення про корпускулярну будову матерії, але, засновуючись на понятті хімічних елементів Лавуазье, вважав, що «атоми» даного елемента однакові і характеризуються крім інших властивостей тим, що володіють певною вагою, яку він назвав атомною. Дальтон виявив, що два елементи можуть сполучатися один з одним в різних співвідношеннях і кожна нова комбінація елементів дає нове з’єднання. У 1803 ці результати були узагальнені у вигляді закону кратних відношень. У 1808 вийшла праця Дальтона «Нова система хімічної філософії», де він детально виклав свою атомну теорію. У тому ж році французький хімік Жозеф Луї Люссак (1778—1850) опублікував припущення про те, що об’єми газів, вступаючих в реакцію один з одним, відносяться між собою як прості кратні числа.

Д.І.Менднлеев

Дмитро Менделєєв У 1869 російський хімік . Менделєєв опублікував свою періодичну таблицю. Всі відомі елементи він розташував відповідно до збільшення їх атомної ваги і розбив на періоди і групи, що відповідають зміні валентності. У таблиці були залишені пусті місця для ще невідкритих елементів; деяким з них Менделеєв навіть привласнив назви (екабор, екаалюміній і екакремній; префікс «ека» означає «одне і те ж»). Точність періодичного закону була продемонстрована відкриттями галію у 1875, скандію в 1879 і германію в 1886.

Періодичний закон – фундаментальний закон природи – був відкритий Д.І. Менделєєвим у 1869 р.

Менделєєв Дмитро Іванович (1834-1907 рр.) – російський хімік, вчений, педагог. Відкрив (1869 р.) періодичний закон хімічних елементів – один з основних законів ествознання. Член багатьох академій наук та наукових співтовариств. Один з засновників Руського фізико-хімічного товариства (1868). На його честь названий елемент № 101 – Менделевій. АН СРСР встановила (1962 р.) премію та Золоту медаль ім. Д.І. Менделєєва за кращі роботи з хімії та хімічної технології.

Менделєєв написав більш ніж 500 друкованих праць, серед яких класичні «Основи хімії» ‑ перше впорядковане викладення неорганічної хімії. Автор фундаментальних досліджень з хімії, хімічної технології, фізики, метрології, сільському господарству, економіці, народній освіті.

Періодичний закон встановлює залежність між властивостями елемента та його найважливішою характеристикою – порядковим номером. Спочатку періодичний закон мав таке формулювання:

Властивості простих речовин, а також форми і властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від розміру атомних мас елементів.

З розвитком квантової хімії періодичний закон одержав серйозне теоретичне обґрунтування, а з ним і нове визначення:

Властивості простих речовин, а також форми і властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів.

Це формулювання не змінює зміст закону, воно лише поглиблює наше розуміння його. Варто зауважити, що атомні маси є прямо пропорційними до зарядів ядер. Як показав ще у свій час Ю. Ридберг, при переході від одного елемента до наступного в періодичній системі атомна маса збільшується в середньому на 2-3 одиниці.

Своєрідність періодичного закону міститься в тому, що він на відміну від інших фундаментальних законів не може буди відображений у вигляді якогось математичного рівняння. Найбільш зручним для зображення періодичного закону виявився графічний засіб, зокрема – табличний.

Періодична система хімічних елементів – це суворо впорядкована численність хімічних елементів, їх природна класифікація, яка є табличним або іншим графічним виразом періодичного закону хімічних елементів.

На теперішній час застосують переважно дві форми періодичної системи: довгоперіодну і короткоперіодну.

Перші спроби класифікації елементів

У 60-х роках минулого століття було відомо 64 хімічних елементи.

До їх числа входили відомі з давнини елементи, такі як золото, срібло, сірка та інші. У XVIII столітті відкрили 16 елементів, серед яких азот, кисень, водень, у XIX столітті — ще 38 нових елементів.

Перші спроби класифікації елементів належать Лавуазьє та Берцеліусу, які поділили усі відомі елементи на метали та неметали. У 1829 році німецький хімік Деберейнер об’єднав елементи у декілька груп по три елементи в кожній, тобто створив тріади елементів, схожих за хімічними властивостями. Атомна маса середнього елемента тріади визначалась як середнє арифметичне атомних мас двох сусідніх елементів.

У 1857 році англієць Одлінг, а у 1862 році француз Шанкуртуа розмістили елементи за зростанням атомних мас і встановили періодичність зміни їх хімічних властивостей. Шанкуртуа розмістив усі відомі елементи в міру збільшення їх атомних мас у ланцюжок, який обгинав циліндр під кутом 45°, та встановив, що коли поділити циліндр на 16 вертикальних ділянок, то у кожній ділянці знаходяться схожі за хімічними властивостями елементи.

У 1864 році Ньюлендс заявив про відкриття закону «октав». Згідно з цим законом, властивості елементів повторюються через кожні сім елементів. За основу класифікації елементів, Ньюлендс прийняв їх еквівалентні маси. Він намагався розмістити 64 відомих на той час елементи у вісім груп по сім елементів у кожній. Оскільки елементів виявилося більше, ніж комірок у таблиці, Ньюлендс іноді записував в одну комірку два елементи. Він також не передбачав існування ще не відкритих елементів.

До кінця 60-х років ХIХ століття було зроблено більше 50 спроб класифікації хімічних елементів. Найближче до відкриття періодичного закону підійшов Л. Мейєр. У 1864 році він опублікував таблицю, в якій розмістив 44 із 64 відомих елементів у шести групах відповідно до зростання атомних мас за їх вищою валентністю за воднем. У 1868 році Л. Мейєр опублікував напівдовгу таблицю елементів, в якій вперше вказав періоди. Запропонована таблиця мала ряд суттєвих недоліків: не включала ряд відомих елементів, таких як Н, В, In, U тощо; 12 елементів розміщені в таблиці невірно. У цій таблиці елементи розпочинаються зразу з другого періоду, оскільки Мейєр не передбачав існування періоду, який складається з двох елементів — водню та гелію. Основним недоліком робіт Л. Мейєра є відсутність наукової основи класифікації елементів. Він, на жаль, не спробував з’ясувати причину періодичної зміни властивостей елементів та їх сполук.

Д. І. Менделєєв, як і його попередники, основною характеристикою елемента вибрав його атомну масу. В книзі «Основи хімії» Д. І. Менделєєв писав: «Масса вещества есть именно такое свойство его, от которого должны находиться в зависимости все остальные свойства. Поэтому ближе или естественнее всего искать зависимость между свойствами и сходствами элементов, с одной стороны, и атомными их весами — с другой».

На відміну від попередників, Д. І. Менделєєв шукав законом ірність у зміні атомних мас не лише у хімічно схожих елементів, а також у несхожих. Наприклад, порівнюючи хімічні властивості відомих на той час галогенів, лужних і лужноземельних металів, Д. І. Менделєєв робить висновок, що при зростанні атомних мас елементів з переходом від галогенів до лужних металів,

а потім до лужноземельних, хімічні властивості простих речовин кожного разу закономірно змінюються від неметалічних у галогенів до виражених металічних у лужних металів з їх наступним зменшенням у лужноземельних елементів. Властивості оксидів і гідроксидів цих елементів також змінюються періодично.

Таким чином, Д. І. Менделєєв довів, що при зростанні атомних мас хімічні властивості елементів та їх сполук, а також хімічні властивості відповідних простих речовин закономірно змінюються, періодично повторюючись через певне число елементів. Суть періодичного закону Д. І. Менделєєв виклав у 1869 році: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов». Слід зазначити, що з 1954 року замість терміна «атомна вага» використовують — «атомна маса».

Періодичне повторення властивостей елементів та їх сполук стає наочнішим, якщо розмістити елементи у вигляді таблиці —періодичної системи. Суть періодичної системи полягає в тому, що при розміщенні всіх елементів у ряд в міру зростання атомної маси цей ряд можна поділити на періоди, у межах яких хімічні та деякі фізичні властивості простих речовин елементів монотонно змінюються від виражених металічних до типових неметалічних і закінчується період інертним газом. З переходом від періоду до періоду відбувається стрибкоподібна зміна властивостей елементів та їх сполук.

У 1871 році Д. І. Менделєєв для досягнення більшої відповідності хімічних властивостей елементів та їх сполук змінив у періодичній системі положення 17 елементів, які були розміщені відповідно до зростання їх атомних мас. Наступні експериментальні дані по уточненню атомних мас елементів підтвердили вірність внесених Д. І. Менделєєвим поправок.

На основі відкритого періодичного закону і створеної періодичної системи Д. І. Менделєєв передбачив існування шести невідомих елементів, які повинні були зайняти вільні комірки у періодичній таблиці, та описав їх властивості. Три елементи незабаром були відкриті — скандій, галій і германій. Їх властивості та властивості утворених ними сполук були дуже близькі до описаних. Згодом були відкриті ще три передбачені Д. І. Менделєєвим елементи — технецій, реній та полоній.

Відкриття періодичного закону сприяло подальшому бурхливому розвитку хімії: за наступні 30 років було відкрито 20 нових елементів.

Описання періодичної системи

Періодична система елементів є графічним відображенням періодичного закону. На сьогодні вона містить 110 елементів. Вже є дані про одержання 111, 112 та 114 елементів. На відміну від інших важких елементів, період напіврозпаду яких вимірюється в долях секунди, елемент з атомним номером 114, який одержали російські вчені Інституту ядерних досліджень, є довгожителем.

Його період напіврозпаду близько 30 секунд, атомна маса дорівнює 289.

Перший варіант періодичної системи, запропонований Д. І. Менделєєвим у 1869 році, мав довгу форму, тобто в ній періоди були розміщені в одну строчку. У грудні 1870 року Д. І. Менделєєв опублікував другий варіант періодичної системи — коротку форму, в якій періоди ділилися на ряди, а групи — на головну і побічну підгрупи. Існують більше 500 варіантів періодичної системи, однак кращими залишаються варіанти, запропоновані Д. І. Менделєєвим.

Суттєвим недоліком короткої форми періодичної системи є існування в одній групі несхожих елементів, тобто елементів головних і побічних підгруп, які дуже відрізняються за хімічними властивостями. Тому також використовують довгу форму періодичної системи. Недоліком цієї форми системи є її розтягненість. Щоб зробити довгу форму періодичної системи більш компактною, виносять лантаноїди з шостого періоду та актиноїди з сьомого і розміщують їх окремо під періодичною таблицею. Такий варіант періодичної системи називають напівдовгим.

У структурі періодичної системи перш за все виділяють періоди. Це горизонтальні ряди елементів періодичної системи, в яких властивості елементів змінюються від типових металічних до виражених неметалічних. Періодична система містить сім періодів — три коротких і чотири довгих, які нумерують арабськими цифрами. Перший період містить всього два елементи — водень і гелій. Наступні два періоди також короткі, кожен містить по вісім елементів. Елементи цих періодів називають типовими, їх властивості закономірно змінюються від типового металу до інертного газу.

Четвертий і п’ятий періоди складаються з 18 елементів кожний, шостий — дуже довгий і містить 32 елементи. Услід за шостим періодом іде незавершений сьомий. Періодична система елементів містить 10 рядів. Перші три періоди періодичної системи складаються з одного ряду, великі періоди — четвертий, п’ятий і шостий містять по два ряди кожний. У сьомому періоді знаходиться один ряд, який включає 24 елементи. Кожний великий період складається з парного і непарного рядів. Парні ряди містять елементи метали, у непарних рядах великих періодів властивості елементів змінюються так, як у типових елементів, тобто від металічних до виражених неметалічних.

У шостому періоді знаходяться 14 елементів, які називають лантаноїдами, тобто подібними до лантану. Ці елементи ідуть услід за лантаном і схожі з ним за хімічними властивостями. Аналогічно сьомий період також містить 14 елементів, які називають актиної-дами, тобто тими, які розташовані за актинієм. За хімічними властивостями актиноїди схожі на лантаноїди, але горизонтальна схожіть властивостей елементів у них менш виражена.

Вертикальні стовпці періодичної системи, які містять елементи, схожі за хімічними властивостями, називають групами. Групи нумерують римськими цифрами з літерами А та В. Інколи групи I А та I В називають, відповідно, головною та побічною підгрупами.

Підгрупи, які складаються з типових елементів і s- та р-елементів парних рядів великих періодів, називають головними підгрупами.

d- та f- елементи непарних рядів великих періодів складають побічні підгрупи. Головна підгрупа позначається літерою А, побічна —літерою В.

Закон Мозлі

Усі елементи періодичної системи пронумеровані в тому порядку, в якому вони слідують один за другим. Такі номери елементів називають порядковими. Часто використовують поняття атомний номер елемента. Він чисельно дорівнює заряду ядра його атома.

Таким чином, елементові відповідає атомний номер, який дорівнює числу електронів у атомі та заряду його ядра. Атомний номер елемента позначають Z.

У 1913 році англійський фізик Генрі Дж. Мозлі встановив, що атомний номер будь-якого елемента можна визначити за результатом вивчення його рентгенівського спектра.

Рентгенівські промені відкрив у 1895 році німецький фізик Вільгельм Конрад Рентген. Вони виникають у вакуумованих скляних трубках при проходженні електричного струму. У цих трубках катод є джерелом електронів, а анод виготовляють із платини або вольфраму, на які наносять тонкий шар простої речовини досліджуваного елемента або його сполуку. Рентгенівські промені не відхиляються у магнітному та електричному полях, вони є короткохвильовим електромагнітним випромінюванням з високою проникною здатністю, яке іонізує повітря та спричиняє почорніння фотографічної пластинки. Воно виникає внаслідок взаємодії електронів, що рухаються з великою швидкістю, з атомами елемента, нанесеного на анод, рентгенівський спектр якого необхідно отримати. При їх співударі з внутрішніх електронних шарів атома вириваються електрони, а на звільнені атомні орбіталі, випромінюючи енергію, переходять електрони зовнішніх енергетичних рівнів.

Потік електронів 2, який випромінює катод 1, направляють на анод 4 рентгенівської трубки. Рентгенівські промені 3, які виникають, пропускають крізь дифракційну решітку на фотографічну пластинку і, таким чином, одержують рентгенівський спектр випромінювання елемента. Він є лінійчастим і складається з невеликого числа серій ліній, які позначають латинськими літерами K, L, M, N, O, P. Лінії, які складають окремі серії, позначають грецькими літерами α, β, γ.

Вивчаючи рентгенівські спектри випромінювання різних хімічних елементів, Мозлі встановив, що при збільшенні атомного номера елемента довжини хвиль для однакових ліній однотипових серій (наприклад, К α ) закономірно зміщуються до більш коротких довжин хвиль.

На основі експериментально встановленої залежності у 1913 році Мозлі сформулював закон, згідно з яким корінь квадратний із частоти конкретної лінії однакової серії характеристичного рентгенівського спектра випромінювання елемента прямо пропорційний його атомному номеру.

Залежність зміни довжин хвиль рентгенівського випромінювання від атомного номера елемента часто зображають графічно за допомогою діаграми Мозлі. Приклад діаграми для елементів від алюмінію до цинку наведений на рисунку 7. За допомогою діаграм Мозлі визначають атомні номери відомих та ще невідкритих елементів, а також число елементів, розміщених між воднем та ураном.

У 1920 році англійський фізик Д. Чедвік визначив заряди ядердеяких хімічних елементів. В усіх випадках знайдені Д. Чедвіком значення зарядів ядер співпадали з величиною Z у формулі закону Мозлі.

На основі робіт Мозлі встановлено, що дійсною причиною періодичної зміни властивостей елементів є не атомні маси, а позитивні заряди ядер атомів, які чисельно дорівнюють атомним номерам елементів. Тому періодичний закон формулюють так: властивості хімічних елементів, також форми та властивості їх сполук, знаходяться у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів.

Дослідження Мозлі підтвердили правильність розміщення у періодичній системі елементів, які за значенням атомних мас знаходились не на своїх місцях. Так, враховуючи хімічні властивості, кобальт (Аr = 58,9) був поставлений Менделєєвим перед нікелем (Ar = 58,7), телур (Ar = 127,6) перед йодом (Ar = 126,9), а аргон (Ar = 39,9) перед калієм (Ar = 39,1). Після визначення зарядів ядер елементів виявилося, що усі вказані елементи розміщені у періодичній системі за значенням їх атомних номерів.

Класи неорганічних сполук

Хімічна номенклатура – це правила складання хімічних формул та способи назви індивідуальних хімічних речовин. Сучасний розвиток хімічної науки потребує вживання міжнародної номенклатури неорганічних сполук, яка містить їх традиційні та систематичні назви. У сучасних виданнях та публікаціях використовуютьукраїнську хімічну термінологію та номенклатуру, в якій рекомендовані українські назви деяких елементів та їх іонів.

Неорганічні сполуки відносять до того чи іншого класу, враховуючи їх склад, наявність функціональних груп, природу хімічного зв’язку та структуру молекул і кристалів.

Усі неорганічні речовини поділяють на прості та складні. Прості речовини складаються з атомів одного елемента. Їх поділяють на дві групи – метали та неметали. Ці дві групи речовин відрізняються одна від одної типом хімічного зв’язку між атомами і, відповідно, фізичними та хімічними властивостями.

До складних речовин входять атоми різних елементів. За складом їх поділяють на двоелементні або бінарні, трьохелементні та багатоелементні.

До найважливіших бінарних сполук належать оксиди (сполуки елементів з киснем), галогеніди (сполуки з галогенами), сульфіди (сполуки з сіркою), гідриди (сполуки з воднем), карбіди (сполуки з вуглецем), нітриди (сполуки з азотом), фосфіди (сполуки з фосфором) тощо. Їх назви утворюються з латинської більш електронегативного елемента у називному відмінку із закінченням –ід (-ид) та назви менш електронегативного елемента у родовому відмінку.

Наприклад, СаО – оксид кальцію, AlCl3 – хлорид алюмінію, Na2S –сульфід натрію, CaH2 – гідрид кальцію, CaC2 – карбід кальцію, Li3N – нітрид літію, Ca3P – фосфід кальцію.

До трьохелементних сполук належать основи, кислоти, солі.

До багатоелементних відносяться комплексні сполуки, які в свою чергу можуть бути основами, кислотами, солями та неелектролітами. За хімічними властивостями, які мають речовини у хімічних реакціях, їх поділяють на оксиди, основи, кислоти, солі.

Слід зазначити, що будь-яка класифікація неорганічних сполук не ідеальна. Наприклад, дві бінарні сполуки натрію оксид та хлорид у значній мірі відрізняються за своїми властивостями, тобто функціональними ознаками: перша належить до оксидів, друга – до солей. Гідроксиди натрію та алюмінію, до складу яких входять гідроксид-іони ОН–, також різні за властивостями. Але

класифікація речовин дозволяє простежити закономірності зміни їх властивостей, виявити взаємозв’язок між ними, узагальнити, чим спрощує вивчення великого обсягу фактичного матеріалу. Знання хімічних властивостей дає можливість передбачати перебіг тієї чи іншої реакції між речовинами, які вступають у взаємодію.

Усі хімічні елементи умовно можна поділити на метали та неметали. До неметалів відносяться усі благородні гази, галогени, халькогени (окрім Полонію), а також Нітроген, Фосфор, Арсен, Карбон, Силіцій, Бор та Гідроген. Не вказані вище елементи умовно можна віднести до металів. Ця умовність полягає у тому, що сполуки металів (наприклад оксиди) можуть мати як основні так і кислотні і амфотерні властивості в залежності від ступеня окиснення металу в будь-якої сполуці. В той же самий час усі неметали незалежно від їх ступеня окиснення утворюють, наприклад, кислотні або несолетворні оксиди.

Прості речовини

Прості речовини, що утворюють метали та неметали, мають найчастіше такі самі назви, що і відповідні хімічні елементи, наприклад калій, кадмій, алюміній, стибій, аргон.

Складання назв однойменних одноатомних та багатоатомних катіонів і аніонів підлягає наступним правилам: у одноатомних катіонів вказують ступінь окиснення, якщо їх у елемента декілька, наприклад: Cu²⁺ – катіон купруму(ІІ), Fe³⁺– катіон феруму(ІІІ), і т.д. Латинські назви одноелементних аніонів отримують закінчення – ид (ід): гідрид-іон, сульфід-іон, хлорид-іон. Деякі аніони зберігають свої традиційні назви: азид-іон, озонід-іон, надпероксид-іон, пероксид-іон, цианід-іон, гідросульфід-іон, гідроксид- іон, гідропероксид-іон.

Прості речовини: метали і неметали. Сполучення атомів одного і того ж елемента є проста речовина. В залежності від типу хімічного зв’язку між атомами прості речовини можуть бути металами і неметалами. Для металів характерний металічний зв’язок, для неметалів – ковалентний.

Один і той же самий елемент може утворювати декілька різних типів простих речовин, які називаються алотропними модифікаціями (алотропія складу (різний склад молекул простої речовини) або алотропія форми (різні способи розміщення молекул або атомів в кристалах)).

У відповідності з характером зміни структури і типу хімічного зв’язку змінюються і властивості простих речовин – густина, Т_пл і Т_кип., електрична провідність і т. д. Так Al, Cl₂ , S в твердому стані є діелектриками, S_і – напівпровідником, а Al, Mg, Na – металічні провідники.

Т_пл простих речовин в періодах спочатку зростає, потім зменшується. Найменші температури плавлення мають прості речовини з молекулярною структурою, а особливо одноатомні прості речовини s– і p-елементів VІІІ групи (благородні гази). В звичайних умовах прості речовини молекулярної будови є газами, рідинами або відносно легкоплавкими твердими тілами. Найбільш тугоплавкі алмаз і кремній, які мають ковалентні атомно–координаційні решітки.

В хімічних реакціях метали частіше всього виступають відновниками. Неметали, крім фтору, можуть проявляти як окислювальні так і відновні властивості. Частіше в головних підгрупах із зростаючого порядкового номеру окислювальні властивості неметалів зменшуються, а відновні властивості металів зростають.

Be – Mg – Ca – Sr – Ba – відновні властивості зростають.

F₂ – Cl₂ – Br₂– I₂ – окислювальна активність зменшується.

Розміщення металів та неметалів

Номенклатура простих речовин

Символ

Назви елементів

Назви простих речовин

Аргентум

Срібло

Арсен

Миш’як

Аурум

Золото

Гідроген

Водень

Карбон

Вуглець

Купрум

Мідь

Манган

Марганець

Меркурій

Ртуть

Нітроген

Азот

Оксиген

Кисень

Плюмбум

Свинець

Станум

Олово

Стибій

Сурма

Сульфур

Сірка

Ферум

Залізо

Флюор

Фтор

Питання класифікації складних неорганічних речовин є дуже складним в наслідок дуже широкого різноманіття цих сполук. У даний час існує два підходи для вирішення цього питання. Перший розглядає всі неорганічні речовини з точки зору кількості різних елементів, які входять до складу цих сполук. Згідно з цією класифікацією існують двоелементні (або бінарні), триелементні та багатоелементні сполуки.

До найважливіших бінарних сполук можна віднести оксиди (сполуки елементів з Оксигеном), галогеніди (сполуки елементів з галогенами серед них можуть бути повні галогенангідриди ), сульфіди (сполуки з Сульфуром), гідриди (сполуки з Гідрогеном), карбіди (сполуки з Карбоном), нітриди (сполуки з Нітрогеном), фосфіди (сполуки з Фосфором) тощо. Їх назви утворюються з латинської більш електронегативного елемента зі закінченням -ид (-ід) та назви менш електронегативного елемента. Наприклад, MgO – магній оксид, AlBr₃– алюміній бромид, K₂S –калій сульфід, NaH – натрій гідрид, CaC₂ – кальцій карбід, Li₃N – літій нітрид, Ca₃P₂ – кальцій фосфід.

До триелементних сполук належать основи, більшість кислот, солей, а також неповні галогенангідриди. До багатоелементних сполук відносяться деякі кислоти, солі та комплексні сполуки, які в свою чергу можуть виявляти властивості основ, кислот і солей.

Друга класифікація неорганічних сполук пов’язана з хімічними властивостями речовин, які вони виявляють в наслідок проходження реакцій за їх участю. Згідно цієї класифікації, складні неорганічні речовини поділяють на оксиди, основи, амфотерні гідроксиди, кислоти, солі і галогенангідриди.

Слід зазначити, що обидві класифікації неорганічних сполук не є ідеальними і лише доповнюють одна одну. Наприклад, дві бінарні сполуки калій оксид та калій сульфід у значній мірі відрізняються за своїми властивостями, тобто за функціональними ознаками перша належить до оксидів, друга до солей. Гідроксиди калію та хрому, до складу яких входить гідроксид-іони ОН^–, також мають різні властивості. І все ж таки класифікація речовин дозволяє простежити закономірності зміни їх властивостей, виявити взаємодію між ними, узагальнити знання, чим значно полегшує вивчення великого обсягу фактичного матеріалу. Знання хімічних властивостей дає можливість передбачити перебіг тієї чи іншої реакції між сполуками, які вступають у взаємодію.

Складні речовини поділяються на групи за кількістю елементів, що входять бінарні, потрійні і комплексні, або на класи за хімічними властивостями – до їх складу функціональними ознаками (оксиди, основи, солі, тощо), які властиві цим речовинам в хімічних реакціях.

Бінарні сполуки – речовини, які утворені атомами двох різних елементів. За типом хімічного зв’язку бінарні сполуки можуть бути іонними, ковалентними, металічними та із змішаним типом хімічного зв’язку. В першу чергу до них відносять: сполуки різних елементів з воднем, киснем і хлором. Серед бінарних водневих сполук слід відзначити родину вуглеводнів. Кисень утворює багато сполук з усіма елементами, крім He, Ne, Ar. В сполуках має ступінь окиснення –2. З воднем утворює ряд сполук: H₂O, H₂O₂, H₂O₃, H₂O₄.

В оксидах атоми кисню хімічно пов’язан і з атомами інших елементів, але не утворюють зв’язків між собою. Усі атоми кисню в оксидах мають валентність, яка дорівнює 2. Оксиди утворюють практично всі елементи, тому клас оксидів досить численний і різноманітний за складом та властивостями.

Залежно від положення елементів у періодичній системі Д. І. Менделєєва, склад оксидів можна відобразити загальними формулами Е2О, ЕО, Е2О3, ЕО2, Е2О5, ЕО3, Е2О7, ЕО4 (Е – атом елемента).

Тип хімічного зв’язку елемент—кисень в оксидах залежить від положення елементів у періодичній системі Д. І. Менделєєва та визначається зміною їх іонних радіусів, першою енергією іонізації, спорідненістю до електрона та електронегативністю. Оксиди s-елементів, а також оксиди d-елементів в їх нижчих ступенях окиснення є іонними сполуками; вищі оксиди d-елементів та оксиди неметалів – ковалентними, а оксиди амфотерних металів мають змішаний тип зв’язку.

За агрегатним станом більшість оксидів за звичайної температури є твердими речовинами (Na2O, MgO, Al2O3, CrO, Cr2O3, MgO, MnO2, FeO, Fe2O3, I2O5), деякі газоподібними (CO, CO2, N2O, NO, NO2, N2O4, SO2, Cl2O) та невелика кількість рідкими (H2O, SO3, Cl2O7, Mn2O7 тощо).

За хімічними властивостями оксиди поділяють на солетворні та несолетворні. До солетворних оксидів належить більша частина усіх оксидів – це основні, кислотні та амфотерні оксиди.

До несолетворних оксидів належать оксиди, які не виявляють ні кислотних, ні основних властивостей, тобто не утворюють солей. Такі оксиди інколи називають байдужими. До них належать N2O, NO, CO, SiO, SO.

Основними називають оксиди металів, гідрати яких є основами. Так, основним оксидам Na2O, CaO та MnO відповідають основи NaOH, Ca(OH)2 та Mn(OH)2. Основні оксиди утворюють s-елементи I групи (лужні метали) Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O; s-елементи II групи, крім оксиду берилію, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO; d-елементи в їх нижчих ступенях окиснення (+1, +2, рідше +3); Cu2O, Ag2O, CrO, MnO, FeO, CoO, NiO та інші.

Оксиди, гідроксиди яких є кислотами, називають кислотними. Так, оксиду СО2 відповідає вугільна кислота Н2СО3, оксиду Р2О5 – ортофосфорна кислота Н3РО4, оксиду Cl2O7 – хлорна кислота HClO4. До кислотних оксидів належать оксиди неметалів та оксиди металів в їх вищих ступенях окиснення (+5, +6, +7): V2O5, CrO3, Mn2O7.

Амфотерними є такі оксиди, які мають водночас властивості основних та кислотних оксидів, а їх гідроксиди є амфотерними (амфолітами). До амфотерних оксидів належать оксид берилію ВеО, оксиди деяких р-елементів Al2O3, SnO, SnO2, PbO2, As2O3, Sb2O3, а також ZnO і оксиди d-елементів в їх проміжному ступені окиснення (+3, +4): VO2, Cr2O3, MnO2, Fe2O3 тощо.

Хімічні властивості оксидів залежать від положення елементів у періодичній системі та закономірно змінюються за періодами та групами.

При взаємодії бінарних сполук, які дуже відрізняються за хімічною природою, утворюються нові хімічні сполуки, серед яких найбільш прості за складом потрійні сполуки: NaF+BF₃=Na[BF₄],

Na₂O+CO₂=Na₂[CO₃].

Координаційними (комплексними) називаються хімічні сполуки, кристалічні решітки яких складаються з комплексних груп, утворених внаслідок взаємодії іонів або молекул, здатних існувати самостійно.

Найважливішими і найпоширенішими бінарними сполуками елементів з киснем є оксиди.

Оксиди – бінарні сполуки елементів з киснем, до складу яких входить (як умовний аніон) оксид-іон О^2-.

В оксидах атоми кисню не зв’язані між собою; всі атоми елемента, які входять до складу молекули оксиду, мають однаковий ступінь окиснення; а кисень має ступінь окиснення –2.

Основні оксиди – оксиди металів, гідрати яких є основами (Na₂O, Ag₂O, Cu₂O, CaO, FeO, Bi₂O₃, NiO, CoO, MnO, BaO).

Кислотні оксиди – оксиди неметалів і оксиди металів в ступенях окиснення +5, +6, +7. Цим оксидам відповідають кислоти (B₂O₃, NO₂, N₂O₅, V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇, CrO₃, SO₃, CO₂, P₂O₅, Cl₂O₇, SO₂).

Амфотерними називаються оксиди, яким відповідають амфотерні гідроксиди. Залежно від умов реакції амфотерні оксиди виявляють властивості як основних так і кислотних оксидів (BeO, Al₂O₃, CuO, TiO₂, SnO, Cr₂O₃, Fe₂O₃, PbO, PbO₂, ZnO).

Хімічний характер оксидів залежить від положення елемента в періодичній системі. В межах малих періодів і рядів великих періодів із збільшенням атомної маси елементів характер вищих оксидів змінюється від основних через амфотерні до кислотних. Із збільшенням атомної маси в межах підгруп зростають основні властивості відповідних оксидів. В межах періодів із зростанням порядкового номера елемента збільшується заряд ядра атома і зменшується його радіус. Це приводить до того, що зв’язок між елементами і киснем змінюється від іонного до полярного ковалентного, а характер оксидів – від основних через амфотерні до кислотних. В межах груп із зростанням порядкового номера атома елемента ступінь його окиснення не змінюється. Але радіус зростає. Це зумовлює послаблення зв’язку елемент – кисень, тобто він стає більш полярним (ковалентним або навіть іонним) і в межах підгруп посилюються основні властивості оксидів.

Характер оксидів в залежності від елементу, що його утворює

Характер елоемента

Ступінь окиснення

Характер оксиду

Приклади

Неметал

+1, +2 +3…+7

Завжди кислотний

Br2O; Cl2O7; P2O5; SO3

Метал

Основний

Li2O; Rb2O; CaO; BaO;

Основний

MnO;

Амфотерний

ZnO; PbO; BeO; SnO

Основний

Bi2O3

Амфотерний

Al2O3; Cr2O3; Sb2O3;Fe2O3

Найчастіше амфотерний

PbO2; MnO2; TiO2; ZiO2

Амфотерний

Ta2O5

Кислотний

CrO3

Кислотний

Mn2O7

Кислотний

OsO4

Na₂O+CO₂=Na₂[CO₃].

Найважливішими і найпоширенішими бінарними сполуками елементів з киснем є оксиди.

У періодах із збільшенням заряду ядра атома зменшуються атомні та іонні радіуси та збільшуються максимальні ступені окиснення елементів в оксидах. Це приводить до того, що іонний тип зв’язку між елементом і киснем змінюється на ковалентний полярний та неполярний. Хімічний характер оксидів при цьому змінюється від основного через амфотерний до кислотного. Такий поступовий перехід основних властивостей до кислотних можна

показати на прикладі вищих оксидів елементів третього періоду, де оксиди Na2O та MgO – основні; Al2O3 – амфотерний; SiO2, P2O5, SO3 та Cl2O7 – кислотні.

У великих періодах ці зміни мають більш складний характер.

Оксиди елементів першого ряду четвертого періоду K2O та CaO –основні; Sc2O3 i TiO2 – амфотерні; V2O5, CrO3 та Mn2O7 – кислотні; Fe2O3 i Co2O3 – амфотерні. У другому ряді великих періодів законом ірність зміни характеру оксидів така, як у малих періодах. Так, оксид CuO – амфотерний з перевагою основних властивостей; ZnO та Ga2O3 – амфотерні; GeO2 – амфотерний з перевагою кислотних властивостей, а оксиди As2O5 і SeO3 – кислотні.

У межах головних підгруп періодичної системи із збільшенням зарядів ядер атомів збільшуються атомні та іонні радіуси, ступені окиснення елементів залишаються постійними. Це зумовлює збільшення полярності або іонності зв’язку елемент—кисень та підсилення основних властивостей оксидів.

Хімічний характер оксидів одного й того ж елемента залежить від ступеня його окиснення. Ці зміни пояснюються тим, що із збільшенням ступеня окиснення атома елемента зменшується його радіус, внаслідок чого зменшується іонність або полярність зв’язку, що приводить до підсилення кислотних властивостей оксидів. Наприклад, миш’як утворює два оксиди: As2O3 – амфотерний та As2O5 – кислотний. Оксиди металів у різних ступенях окиснення можуть виявляти основні, амфотерні та кислотні властивості. Оксиди, в яких ступінь окиснення металів нижчий (+1, +2, рідко +3) – основні; вищий (+5, +6, +7) – кислотні, а проміжний (+3, +4) – амфотерні. Так, хром утворює три оксиди: CrO – основний, Cr2O3 – амфотерний, CrO3 – кислотний.

Номенклатура оксидів. Назва складається із слова оксид та назви елемента у родовому відмінку. Якщо елемент утворює декілька оксидів, то ступінь окиснення елемента зазначається в дужках римською цифрою: N₂O – оксид азоту (I), N₂O₃ – оксид азоту (III), N₂O₅ – оксид азоту (V), Cl₂O₇ – оксид хлору (VII). Вживається також номенклатура, в якій підкреслюється кількість атомів кисню, що припадає на один атом іншого елемента: NO – монооксид азоту, NO₂– діоксид азоту, CrO₃ – триоксид хрому, RuO₄ – тетраоксид рутенію. У таких назвах на перше місце ставиться числівниковий префікс, далі слово оксид та назва елемента у родовому відмінку. Назва складається із слова оксид та назви елемента у родовому відмінку. Якщо елемент утворює декілька оксидів, то ступінь окиснення елемента зазначається в дужках римською цифрою: N₂O – оксид азоту (I), N₂O₃ – оксид азоту (III), N₂O₅ – оксид азоту (V), Cl₂O₇ – оксид хлору (VII). Вживається також номенклатура, в якій підкреслюється кількість атомів кисню, що припадає на один атом іншого елемента: NO – монооксид азоту, NO₂– діоксид азоту, CrO₃ – триоксид хрому, RuO₄ – тетраоксид рутенію. У таких назвах на перше місце ставиться числівниковий префікс, далі слово оксид та назва елемента у родовому відмінку.

Назва складається із слова оксид та назви елемента у родовому відмінку. Якщо елемент утворює декілька оксидів, то ступінь окиснення елемента зазначається в дужках римською цифрою: N₂O – оксид азоту (I), N₂O₃ – оксид азоту (III), N₂O₅ – оксид азоту (V), Cl₂O₇ – оксид хлору (VII). Вживається також номенклатура, в якій підкреслюється кількість атомів кисню, що припадає на один атом іншого елемента: NO – монооксид азоту, NO₂– діоксид азоту, CrO₃ – триоксид хрому, RuO₄ – тетраоксид рутенію. У таких назвах на перше місце ставиться числівниковий префікс, далі слово оксид та назва елемента у родовому відмінку.

Отримання оксидів.

1. Реакції з киснем простих речовин: С+O₂=CO₂, 2Ca+O₂=2CaO.

2. Розклад основ: Fe(OH)₃=Fe₂O₃+3H₂O.

3. Розклад кисневмісних кислот: H₂SO₃=H₂O+SO₂.

4. Розклад солей: CaCO₃=CaO+CO₂.

5. Перетворенням оксидів: 4СrO₃=2Cr₂O₃+3O₂, 2SO₂+O₂=2SO₃.

6. Витісненням одних оксидів іншими:

Na₂CO₃+SiO₂=CO₂+Na₂SiO₃.

7. Окисненням металів та неметалів кислотами-окиснювачами:

Cu+4HNO₃=Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O,

S+2H₂SO₄=3SO₂+2H₂O.

Оксиди утворюються при нагріванні простих речовин (металів, неметалів) на повітрі або з киснем:

4Al + 3O2 = 2Al2O3,

P4 + 5O2 = 2P2O5.

При горінні водневмісних неорганічних та органічних сполук в атмосфері кисню або на повітрі:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2,

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O,

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O.

При термічному розкладанні основ, кисневмісних кислот та їх

солей:

H2SO3 = H2O + SO2,

MnCO3 = MnO + CO2,

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2,

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O.

При взаємодії кислот-окисників з металами та неметалами:

3Cu + 8HNO3(pозв) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

C + 2H2SO4(конц) = CO2 + 2SO2 + 2H2O.

При випалюванні сульфідів:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2,

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2.

При розкладанні та відновленні пероксидів:

2H2O2 = 2H2O + O2,

Na2O2 + 2Na = 2Na2O.

Хімічні властивості оксидів.

Основні оксиди. Оксиди найактивніших металів взаємодіють з водою, утворюючи водорозчинні основи – луги або нерозчинні основи; взаємодіють з кислотами, амфотерними гідроксидами, кислотними та амфотерними оксидами з утворенням солей.

Основні оксиди взаємодіють з кислотами і кислотними оксидами за звичайних умов та амфотерними оксидами і гідроксидами при сплавленні з утворенням солей:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O,

CaO + N2O5 = Ca(NO3)2,

CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2,

CaO + Zn(OH)2 = CaZnO2 + H2O.

Більшість основних оксидів безпосередньо з водою не взаємодіють. Лише оксиди лужних металів, кальцію, стронцію та барію взаємодіють з водою, утворюючи розчинні у воді основи – луги:

Na2O + H2O = 2NaOH,

BaO + H2O = Ba(OH)2.

Кислотні оксиди. Багато кислотних оксидів безпосередньо сполучається з водою, утворююяи кислоти; взаємодіють з основними і амфотерними оксидами, основами, амфотерними гідроксидами, утворюючи відповідні солі. Можуть взаємодіяти з кислотами без утворення солей:

SiO₂+4HF=SiF₄+2H₂O,

H₂CrO₄+CrO₃=H₂Cr₂O₇.

Кислотні оксиди взаємодіють з основами та основними оксидами, з амфотерними оксидами та гідроксидами з утворенням відповідних солей:

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O,

SO3 + BaO = BaSO4,

3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3,

3SO3 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.

Багато кислотних оксидів безпосередньо взаємодіють з водою, утворюючи кислоти. Так, при взаємодії оксиду сірки(VI) з водою утворюється сірчана кислота:

SO3 + H2O = H2SO4.

При взаємодії оксиду фосфору(V) – ортофосфорна кислота:

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4.

Деякі кислотні оксиди при взаємодії з водою утворюють дві кислоти: оксид азоту(IV) утворює азотисту та азотну кислоти:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3;

оксид хлору(IV) – хлористу та хлорнувату кислоти:

2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3;

оксид хлору(VI) – хлорнувату та хлорну кислоти:

Cl2O6 + H2O = HClO3 + HClO4.

Кислотні оксиди здатні взаємодіяти з кислотами з утворенням комплексних та ізополікислот:

SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O,

H2SO4 + SO3 = H2S2O7,

H2CrO4 + CrO3 = H2Cr2O7.

Деякі кислотні оксиди при сплавленні з карбонатом натрію утворюють солі:

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2.

Амфотерні оксиди. З водою безпосередньо не взаємодіють; з кислотами і кислотними оксидами взаємодіють, як основні оксиди; виявляють кислотні властивості при взаємодії з водними розчинами лугів, а при сплавлянні реагують з оксидами чи гідроксидами або карбонатами активних металів:

ZnO+2KOH+H₂O=K₂[Zn(OH)₄],

Cr₂O₃+Na₂CO₃=2NaCrO₂+CO₂.

Деякі метали утворюють з киснем сполуки незвичайного складу: V₄O (оксид тетраванадію), Cr₃O – оксид трихрому, Ti₆O – оксид гексатитану, Ti₃O – оксид трититану – це полімерні оксиди.

Є речовини, які містять атоми елементу і атоми кисню; за складом вони належать до оксидів, а за будовою і властивостями до солей. Наприклад: Pb₂O₃, Fe₃O₄, Pb₃O₄ – це подвійні оксиди, які відносять до солеподібних речовин.

Отже, в оксидах ступінь окиснення кисню –2. Якщо до молекули О₂ приєднується електрон утворюється іон О₂^– – надпероксид. Похідні радикалу О₂^–називаються надпероксидами – це сполуки активних лужних металів RbO₂, KO₂, CsO₂; надпероксиди утворюються безпосередньо з металів Rb, K і Cs та кисню. Надпероксиди дуже сильні відновники, які з водою активно реагують з виділенням кисню і пероксиду водню:

2KO₂+2H₂O=2KOH+O₂+H₂O₂.

Приєднуючи два електрони, молекула О₂ перетворюється в пероксид-іон O22-, а похідні, які мають цей іон, називаються пероксидами. Це сполуки Na₂O₂, BaO₂, H₂O₂. Пероксиди можуть бути окиснювачами і відновниками:

2KJ+Na₂O₂+2H₂SO₄=J₂+Na₂SO₄+K₂SO₄+2H₂O;

2KMnO₄+5H₂O₂+3H₂SO₄=2MnSO₄+SO₂+K₂SO₄+8H₂O.

Амфотерні оксиди одночасно проявляють властивості основних та кислотних оксидів. Амфотерні оксиди безпосередньо з водою не взаємодіють. Відносно кислот та кислотних оксидів амфотерні оксиди поводять себе подібно до основних. Так, оксид алюмінію при взаємодії з сірчаною кислотою або з оксидом сірки(VI) утворює сульфат алюмінію:

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O,

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3.

Відносно основ та основних оксидів амфотерні оксиди поводять себе подібно до кислотних. При взаємодії з водними розчинами лугів або при сплавленні з оксидами та гідроксидами лужних та лужноземельних металів утворюють відповідні солі:

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6],

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O,

Al2O3 + CaO = Ca(AlO2)2.

Пероксиди. Надпероксиди. Озоніди

Крім оксидів, кисень здатний утворювати бінарні сполуки, які називають пероксидами, надпероксидами та озонідами. Пероксиди – сполуки, які містять пероксид-іон О₂^2–. Ступінь окиснення кисню в пероксидах дорівнює –1, а валентність — 2.

У пероксидів атоми кисню сполучені між собою. Наприклад, H2О2 і Na2O2 мають будову Н – О – О – Н, Na – О – О – Na.

Назва пероксидів починається із слова пероксид, а потім надається назва елемента у родовому відмінку:

H2O2 – пероксид водню,

Na2O2 – пероксид натрію,

CaO2 – пероксид кальцію.

Надпероксиди – сполуки, які містять іон кисню О₂^–. Наприклад, KO2, Ba(O2)2. Ступінь окиснення кисню в надпероксидах дорівню є − 1/2.

Озоніди – сполуки, які містять озонід-іон О₃^–. Озоніди утворюють лужні метали: NaO3 – озонід натрію, КО3 – озонід калію тощо. Ступінь окиснення кисню в озонідах дорівнює −1/3.

Гідроксиди – речовини, які містять гідроксогрупи.

Продукти взаємодії основних та кислотних оксидів з водою об’єднують під загальною назвою гідроксидів. Склад гідроксидів виражають загальною формулою Е(ОН)n, де n – валентність елемента Е. Гідроксиди, залежно від хімічної природи елемента, можуть бути основами, кислотами або амфотерними.

Належність гідроксидів до тієї чи іншої групи визначається їх електролітичною дисоціацією:

Е(ОН)n Еn+ + nOH– (основа),

Е(ОН)H+ + ЕОn

n–n– (кислота),

nH+ + ЕОn

n– Е(ОН)n Еn+ + nOH– (амфотерний гідроксид).

Характер електролітичної дисоціації Е(ОН)n обумовлюється полярністю зв’язків елемент-кисень (Е — О) та кисень-водень (О—Н).

Для елементів з яскраво виявленими металічними властивостями зв’язок їх з киснем (Е — О) полярний або іонний, у той час як зв’язок О – Н слабо полярний. Їх гідроксиди Е(ОН)n є основами.

У атомів типових неметалів зв’язок Е — О малополярний, а зв’язок О — Н — полярний (Е(ОН)n кислота). У випадку, коли полярність зв’язків Е — О та О — Н приблизно однакова, дисоціація Е(ОН)n можлива як за основним, так і за кислотним механізмами (Е(ОН)n – амфотерний гідроксид). Наприклад, натрій – типовий метал, тому дисоціація його гідроксиду відбувається за основним типом:

NaOH → Na+ + OH–.

Хлор — типовий неметал, тому дисоціація хлорної кислоти відбувається за кислотним типом:

HClO4 → H+ + ClO4–.

Алюміній — амфотерний метал, тому дисоціація його гідроксиду відбувається як за основним, так і за кислотним механізмами:

3H+ + AlO33– Al(OH)3 Al3+ + 3OH–.

Енергія зв’язку Е – О та О — Н залежить також від заряду та радіуса атома елемента.

У періодах із збільшенням порядкового номера елемента та зменшенням радіуса атома енергія зв’язку Е – О зростає, а зв’язку О — Н слабшає. Це призводить до того, що дисоціація Е(ОН)n з відщепленням ОН–-іонів зменшується, тобто у періоді зліва направо основні властивості гідроксидів зменшуються, а кислотні — зростають. Наприклад, елементи третього періоду утворюють гідроксиди, серед яких NaOH i Mg(OH)2 — основи, Al(OH)3 — амфотерний гідроксид, а гідроксиди кремнію, фосфору(V), сірки(VI) та хлору(VII)— кислоти: H2SiO3 — слабка кислота; H3PO4 — кислота середньої сили; H2SO4 i HClO4 — сильні кислоти.

У межах групи із зростанням порядкового номера елемента збільшується радіус його атома та іона, а заряди залишаються сталими. Це приводить до зменшення енергії зв’язку Е — О та зміцнення зв’язку О — Н, тобто у групах із збільшенням порядкового номера елемента спостерігається закономірне зменшення кислотного та збільшення основного характеру гідроксидів. Наприклад, у другій групі у ряді гідроксидів Be(OH)2 – Mg(OH)2 – Ca(OH)2 – Sr(OH)2 – Ba(OH)2: Be(OH)2 – амфотерний гідроксид, Mg(OH)2 та Ca(OH)2 –

основи середньої сили, Ba(OH)2 – сильна основа. У четвертій групі H2CO3 i H2SiO3 – слабкі кислоти; Ge(OH)4 – амфотерний гідроксид з перевагою кислотних властивостей; Sn(OH)4 – амфотерний гідроксид; Pb(OH)4 – амфотерний гідроксид з перевагою основних властивостей.

Хімічний характер гідроксидів Е(ОН)n залежить також від ступеня окиснення елемента. З його підвищенням збільшується заряд та зменшується іонний радіус. Міцність зв’язку Е – О зростає, а зв’язку О – Н зменшується, це сприяє підвищенню кислотних властивостей Е(ОН)n. Наприклад, сурма(III) утворює гідроксид Sb(OH)3, а сурма(V) – гідроксид (HO)SbO2. Перший є амфотерним гідроксидом, а другий – кислотою.

Серед гідроксидів декотрі проявляють властивості основ: NaOH, Ba(OH)₂, декотрі – кислот: HNO3, H3PO4, а існують і амфотерні гідроксиди, які взалежності від умов можуть проявляти як основні, так і кислотні властивості Zn(OH)₂, Al(OH)₃.

Назви основних гідроксидів (основ) складаються із слова “гідроксид” і елемента (род. відмінок) (валентність вказується, якщо декілька гідроксидів можливе утворення): гідроксид літію LіOH, гідроксид заліза(ІІ) Fe(OH)₂. Розчинні основні гідроксиди називаються лугами. KOH , NaOH , Ca (OH)₂.

Основами називаються сполуки, негативно заряджено частиною яких є гідроксид – іони ОН^–.

До складу основ Ме(ОН)_х входить іон металу, або група атомів, що відіграє роль металу та гідроксид–іони, кількість яких дорівнює валентності металу. Кількість гідроксид – іонів в основі, що здатні заміщуватись на кислотні залишки з утворенням солей, визначає її кислотність.

Однокислотні (NaOH , NH₄OH); двокислотні Ba(OH)₂, Fe(OH)₂ ; трикислотні (Ві(ОН)₃, La(OH)₃); чотирикислотні (Th(OH)₄).

Основами називають електроліти, що дисоціюють у розчині з утворенням

гідроксид-іонів ОН–.

NaOH → Na+ + OH–,

NH3⋅ H2O =NH4+ + OH–.

Кількість гідроксогруп у молекулі основи визначають їх кислотність. Наприклад, NaOH – однокислотна основа, Mg(OH)2 –двокислотна, Сr(OH)3 – трикислотна.

Катіонами основ найчастіше є катіони металів, але можуть бути й катіони, які складаються з декількох атомів. Наприклад, NH4+, BiO+, SbO+, [Zn(NH3)4]2+, [Cr(H2O)4Cl2]+ тощо.

По здатності розчинятися у воді основи поділяються на розчинні, малорозчинні та нерозчинні. Розчинні у воді основи називають лугами.

За силою (за ступенем дисоціації) основи поділяються на сильні NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2; основи середньої сили Mg(OH)2, Ca(OH)2, TlOH та слабкі Sn(OH)2, Cu(OH)2, Bi(OH)3 тощо.

Більшість слабких основ малорозчинні у воді. Розчинними основами є LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2 та основи з комплексним катіоном [Cu(NH3)4](OH)2, [Co(NH3)6](OH)2 тощо.

Добування основ :

1. Обмінними реакціями з солей:

CuSO₄ + 2KOH = K₂SO₄+ Cu(OH)₂

2. Електролізом солей у водних розчинах:

2FeCl₂ + 2H₂O = Fe + 2Cl₂ + Fe(OH)₂ +H₂

3. Взаємодією лужних і лужноземельних металів з водою:

2Na + 2H₂O = H₂+ 2NaOH; Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H2

4. З основних оксидів: K₂O + H₂O = 2KOH; BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Основи взаємодіють з кислотами, кислотними й амфотерними оксидами і гідроксидами, солями.

Амфоте́рність — здатність сполук проявляти кислотні й основні властивості. Амфотерними сполуками (їх ще називають амфолітами) є вода, амінокислоти, гідроксиди алюмінію, цинку, хрому тощо. При дисоціації амфотерні сполуки дають іони Н+ і ОН−. Амфотерність багатьох сполук використовується в хімічному аналізі для розділення елементів.

Розчинні у воді основи (луги) одержують взаємодією лужних, лужноземельних металів або їх оксидів з водою, а також електролізом водних розчинів хлоридів цих металів:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2,

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2,

Na2O + H2O = 2NaOH,

BaO + H2O = Ba(OH)2,

2NaCl, 2H2O 2NaOH H2 Cl2.

Нерозчинні у воді основи одержують реакцією обміну – дією лугів на водні розчини відповідних солей:

MgSO4 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + Na2SO4,

Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3↓ + 3Na2SO4.

Гідрат аміаку можна одержати розчиненням у воді аміаку:

NH3 + H2O = NH3⋅H2О

або дією лугів на водні розчини солей амонію:

2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 ⋅H2О + CaCl2.

Хімічні властивостф основ

Розчинні у воді основи – луги спричиняють зміну забарвлення індикаторів: фенолфталеїн у лужному середовищі має малинове забарвлення, метилоранж – жовте, нейтральний червоний – синє. Основи взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами, амфотерними оксидами та гідроксидами з утворенням солі та води.

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O,

2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

або

NaOH + SO2 = NaHSO3,

Ca(OH)2 + Al2O3 = Ca(AlO2)2 + H2O,

3NaOH + Al(OН)3 = Na3[Al(OH)6],

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4].

Слід зазначити, що луги термічно стійкі і не розпадаються на оксид і воду навіть за дуже високої температури. Більша частина основ розпадається при нагріванні:

NH3⋅ H2O = NH3 + H2O,

Cu(OH)2 = CuO + H2O,

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.

Амфотерні гідроксиди — речовини, до складу яких входить аніон ОН− (гідроксид), і які при взаємодії з кислотами поводять себе як основи, а при взаємодії з основами — як кислоти. Тому їх формули в реакціях з кислотами слід записувати за типом основ, а в реакціях з основами — за типом кислот. До амфотерних відносять гідроксиди амфотерних оксидів: Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)4, Pb(OH)4 і ін.Амфотерні гідроксиди,на відміну від типових,взаємодіють не лише з кислотами,а й з лугами,утворюючи солі.

Наприклад:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

Досить цікаві елементи, оксиди й гідроксиди яких здатні виявляти подвійні властивості — як кислотні, так і основні. До них належить Цинк. Його гідроксид, реагуючи з кислотою, виявляє основні властивості, а реагуючи з лугом, — кислотні.

Здатність речовини виявляти кислотні або основні властивості залежно від природи сполуки, з якою вона взаємодіє, називається амфотерністю.

Дослід 1. У пробірку з розчином цинк хлориду ZnCI2 додавай краплями розчин лугу NaOH. Після додавання кожної краплі розчину лугу злегка струшуй пробірку. Незабаром вона заповниться білим осадом цинк гідроксиду Zn(OH)2 у вигляді драглистої маси або пластівців:

ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl

Дослід 2. Розділи вміст пробірки разом з утвореним осадом на дві порції, переливши половину в іншу пробірку. До однієї порції додай трохи розбавленої хлоридної кислоти, а до другої — розчин лугу. Що спостерігаєш? Чому осад зник, розчинився? Що це засвідчує? Напиши рівняння відповідних реакцій і зроби висновок про властивості (основні чи кислотні), що їх виявляє цинк гідроксид під час взаємодії з кислотою таз лугом.

Амфотерна речовина, реагуючи з сильною кислотою, виявляє основні властивості, а реагуючи з сильною основою (лугом), — кислотні

Алюміній виявляє подвійні властивості. Він реагує з виділенням водню як з кислотами, так і з лугами (у водному розчині та в розплаві)

Як було помітно, осад цинк гідроксиду розчинився в обох пробірках. Отже, цинк гідроксид Zn(OH)2 прореагував і з кислотою, і з лугом. Якщо Zn(OH)2 реагує з кислотою, то він поводить себе як основа, утворюючи сіль і воду:

Zn(OH)2 + 2НСl = ZnCl2 + 2Н2O

Цинк хлорид

Якщо ж цинк гідроксид Zn(OH)2 реагує з лугом, то він поводить себе як кислота H2Zn02. Так, під час сплавляння з типовим лугом цинк гідроксид виявляє кислотні властивості, утворюючи також сіль і воду:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2Н2O (H2ZnO2)

Натрій цинкат

У розчинах процес зв’язаний не тільки із заміщенням атомів Гідрогену в Zn(OH)2 на метал, а переважно з приєднанням гідроксид-іонів до молекул гідроксиду. Тому утворюються гідроксоцинкати (гідроксосолі слабких кислот):

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Натрій тетрагідроксоцинкат

Отже, цинк гідроксид Zn(OH)2 легко взаємодіє і з кислотами з утворенням солей цинку, і з надлишком лугу з утворенням цинкатів. Це означає, що цинк гідроксид — амфотерна сполука.

Такі ж подвійні властивості виявляє й цинк оксид:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + Н2O

Цинк нітрат

ZnO + 2КОН = K2ZnO2 + Н2O

Калій цинкат

У реакції з кислотою цинк оксид виявляє властивості основного оксиду, а в реакції з лугом — кислотного оксиду. Отже, ZnO — амфотерний оксид.

Багато хімічних елементів утворюють амфотерні оксиди, наприклад ВеО, Аl203, Сr203, і відповідні їм амфотерні гідроксиди Ве(ОН)2, Аl(ОН)3, Сr(ОН)3.

Для Алюмінію, на відміну від інших елементів, характерно, що не тільки його оксид Аl203 і гідроксид АІ(ОН)3 — амфотерні сполуки, а й сам алюміній може виявляти подвійні властивості. Він реагує з виділенням водню як з кислотами, так і з лугами (у водному розчині і в розплаві):

2Аl + 6НСl = 2АlСlз + ЗН2

Алюміній хлорид

2Аl + 6Н2O + 2NaOH = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2

Натрій тетрагідроксоалюмінат

2Аl + 6NaOH (розплав) = 2Na3AlO3 + ЗН2

Натрій ортоалюмінат

Під амфотерністю розуміють здатність хімічної сполуки виявляти кислотні або основні властивості залежно від природи іншої сполуки, яка бере участь у кислотно–основній взаємодії.

Амфотерна речовина, реагуючи з сильною кислотою, виявляє основні властивості, а реагуючи з сильною основою (лугом) — кислотні.

Типовими амфотерними гідроксидами є Zn(OH)2, Ве(ОН)2, Аl(ОН)3, Сr(ОН)3 тощо.

Так само, як і амфотерні гідроксиди, амфотерні оксиди виявляють ті ж властивості, що й звичайні основні оксиди при взаємодії з кислотними речовинами.

При взаємодії з основними речовинами вони вступають у реакції як кислотні оксиди, тобто взаємодіють із основними оксидами й основами з утворенням солей. Амфотерні гідроксиди та відповідні їм кислоти й солі^

Амфотерними є сполуки, які можуть реагувати як з кислотами, так і з основами.

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O,

2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

або

NaOH + SO2 = NaHSO3,

Ca(OH)2 + Al2O3 = Ca(AlO2)2 + H2O,

3NaOH + Al(OН)3 = Na3[Al(OH)6],

2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4].

NH3⋅ H2O = NH3 + H2O,

Cu(OH)2 = CuO + H2O,

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O.

КИСЛОТИ

Кислотами називаються сполуки, які містять іони водню, які здатні заміщуватися на метал (або металоподібну групу атомів) і утворювати при цьому солі.

Згідно з кількістю іонів Гідрогену в молекулі кислоти, здатних до відщеплення і заміщення на атоми металу або металоподібні групи атомів відрізняють одно-, двох-, трьох-, чотирьох-, п’яти- та шестиосновні кислоти. До одноосновних кислот можна віднести: HCl, HI, HNO₂, HСlO₂, HMnO₄; до двоосновних: H₂CO₃, H₂SO₃, H₂S₂O₇; до чотирьохосновних: H₄SiO₄, H₄P₂O₇; до п’ятиосновних та шестиосновних відповідно H₅IO₆ та H₆TeO₆.У деяких кислотах кількість атомів Гідрогену не відповідає їх основності. Наприклад, H₃PO₃ – двоосновна, H₃PO₂ та CH₃COOH – одноосновні кислоти. Згідно з основністю формули фосфорвмістних кислот зображують таким чином: H₂[HPO₃] та H[H₂PO₂].

Кислоти дисоціюють неоднаково. За ступенем електролітичної дисоціації розрізняють сильні (H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HI, HBr та інші), середньої сили (HNO₂, H₃PO₄(по першій стадії дисоціації), H₂SO₃, HNCS та ін.) і слабкі кислоти (H₂CO₃, H₂SiO₃, H₃BO₃, H₂S та ін.).

За хімічним складом та властивостями розрізняють безоксигенові, звичайні оксигенвмісні, полі-, тіо- та пероксокислоти. До безоксигенових кислот належать: HCl, HI, H₂Te, HN₃ та ін. Звичайні оксигенвмісні кислоти є гідратами кислотних оксидів. Деякі кислоти, такі як H₃PO₂, H₂SO₂, HBrO₃ не мають відповідних кислотних оксидів.

Утворення звичайних оксигенвмісних кислот можна представити як продукт приєднання однієї або кількох молекул води до молекули кислотного оксиду. При цьому утворюються кислоти різною основністі: HClО (Cl₂O + H₂O), H₂SO₃ (SO₂ + H₂O), H₄P₂O₇ (P₂O₅ + 2H₂O), H₆TeO₆ (TeO₃ + 3H₂O).

Відомо багато оксигенвмісних кислот, у молекулах яких міститься не один, а кілька кислотних залишків. Такі кислоти мають назву ізополікислоти.

Ізополікислоти можна розглядати як продукт взаємодії однієї або більшої кількості молекул води з кількома молекулами кислотного оксиду або оксигенвмісної кислоти з відповідним кислотним оксидом, наприклад:

2H₂O + 2P₂O₅ ® H₄P₄O₁₂

H₄P₂O₇ + P₂O₅ ® H₄P₄O₁₂

З точки зору теорії електролітичної дисоціації кислоти – електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням лише одного типу катіонів – гідратованих іонів водню.

Кількість іонів водню, в молекулі кислоти, які здатні заміщуватися на метал або металоподібну групу атомів з утворенням солей, визначає її основність. (Одноосновні HCl, HNO₃; H₂S H₂SO₄ – двоосновні; H₃PO₄ – триосновна; H₄P₂O₇ – чотириосновна, H₅IO₆ – п’ятиосновна, H₆TeO₆ – шестиосновна). В деяких кислотах кількість атомів не відповідає їх основності (фосфорні кислоти).

Група атомів, що залишається після відщеплення від молекули іонів водню, називається кислотним залишком.

За хімічним складом розрізняють:

– безкисневі (HCl, HBr, HI, H₂S, H₂Se, HCN, HSCN)

– кисневмісні звичайні (H₂SO₄ ,H₆TeO₆)

– полікислоти: ізополікислоти (H₂CrO₇), ГПК (H₃[P(Mo₃O₁₀)₄]

– тіокислоти

– пероксикислоти

Полікислоти – кислоти, які містять одночасно декілька кислотних залишків. Поділяються на ізополікислоти та гетерополікислоти.

Ізополікислоти – приєднання декількох молекул кислотного оксиду до молекули води:

2CrO₃ + H₂O = H₂Cr₂O₇

ГПК – похідні звичайних кислот, в яких кисень (частково або повністю) заміщений на залишки інших кислот, найчастіше Mo₄^2- , Mo₂O₇^2- , Mo₃O₁₀ ^2- , WO₄^2- , W₂O₇²– , W₃O₁₀^2-, VO₃^– тощо. Наприклад H₃[P(Mo₃O₁₀)₄] є похідною від Н₃РО₄, якій атоми кисню заміщені на ізополікислоти Н₂Мо₃О₁₀.

Тіокислоти – можна розглядати, як похідні звичайних кисневмісних кислот, в яких один або кілька атомів кисню заміщені на аніон S²– (H₂SO₄®H₂SO₃S®H₂S₂O₃).

Пероксокислоти – у своєму складі містять пероксогрупу – О – О – (одну або декілька). Їх можна розглядати, як продукти заміщення одного або декількох атомів кисню на аніон О₂²-(аніон пероксиду): H₂SO₅.

Номенклатура кислот

Назви кислот походять від назв кислотних залишків з додавання закінчення «-на» та слова «кислота».

Традиційні назви безоксигенових кислот:

Назва неметалу – о – воднева кислота

Приклад: HF – фтороводнева кислота;

H₂S – сірководнева кислота.

Сучасні назви кислот походять від назв кислотних залишків з додавання закінчення «-на» та слова «кислота».

Назви кисневмісних кислот утворюють з назв кислотоутворюючого елемента та слова кислота. При цьому назва кислоти, в якій елемент виявляє вищий ступінь окислення має закінчення – на, – ієва, – ева, – ова. Із зниженням ступеня окислення кислотоутворюючого елемента закінчення кислот змінюється в такій послідовності – нувата, – иста, – нуватиста. Якщо елемент утворює тільки дві кислоти, то назва кислоти з елементом в нижчій ступені окислення має закінчення – иста.

H₂SO₄– сірчана

H₂SO₃ – сірчиста

HClO₄ – хлорна

HClO₃ – хлорнувата

HClO₂ – хлориста

HСlO – хлорнуватиста.

Номенклатура кислот

Структура назви

Інформація

Приклад

Префікс

Мета − (оксид + H2O) вказує найменше число атомів Оксигену у молекулі кислоти

HPO3−метафосфорна

Орто − (метакислота + H2O) найбільше число атомів Оксигену

H3PO4−ортофосфорна

Ди-, три-, тетра- число атомів елементів

H2S2O7 − дисірчана а

Корінь

Латинськка або українська назва елементу

H3AsO4 – ортоарсенова

Суфікс

Вказує на с.о.окиснення елементу, що утворює кислоту

Суфіксу – и(і)ст − у назві кислоти немає. С.о. елемента, який утворює кислоту найвищий, найчастіше дорівнює номеру групи.

HNO3 −азотна ,

H2SO4 − сірчана

Суфікс -и(і)ст. − є у назві. С.о. елементу, який утворює кислоту найближчий до вищого.

HNO2 − азотиста ,

H2SO3 − сірчиста

Коли елемент утворює більше двох кислот, у яких має різні с.о., то суфікси відносно вищого ступеня окиснення змінюється так:

-найвищий;

-менший, ніж найвищий;

-ще менший;

-дорівнює 1.

HСlO4 − хлорна ,

HСlO3 − хлорнувата ,

HСlO2 − хлориста ,

HClO −хлорнуватиста

Закінчення

-а, – на, -ова

Якщо одному і тому ж ступеню окислення елемента відповідають 2 кислоти з різною основністю, то назва кислоти з нижчою основністю отримує префікс мета, а з вищою – орто: HPO₃ – метафосфорна кислота, H₃PO₄ – ортофосфорна.

Назви ізокислот утворюються з назв звичайних кислот з додаванням числівника: H₂S₂O₇ – дисірчана кислота H₂SO₄ + SO₃, H₂Cr₃O₁₀ – трихромова кислота H₂CrO₄ + 2CrO₃.

– Назви ГПК: вказується кількість і назви залишків іншої кислоти, що заміщували атоми кисню у вихідній кислоті та саму її назву: H₃[P(Mo₃O₁₀)₄] тетратримолібдатоортофосфорна кислота,

Назви тіо- і пероксокислот утворюють з назв відповідних кисневмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи відповідні префікси тіо- або пероксо- (Н₂S₂О₃ –тіосірчана кислота, Н₂SО₅ – монопероксосірчана кислота).

Безкисневі кислоти називають елементоводневими: НВr – вромоводнева, Н₂S – сірководнева, НJ – йодоводнева.

Назви кислотних залишків та кислот за сучасною номенклатурою

Ступінь окиснення

Структурна назва кислотного залишку

Іон

Назва кислотного залишку

Назва кислоти

пер+[К]+ат

MnO41-

Перманганат

Перманганатна кислота

Найвищий, крім +7

[К]+ат

гідроген+[К]+ат

ClO31-

HSO41-

Хлорат

Гідрогенсульфат

Хлоратна кислота

Гідрогенсульфатна кислота

Найближчий до вищого

[К]+іт(ит)

дигідроген +[К]+іт

ClO21-

H2SbO3-1

Хлорит

Дигідрогенортостибіт

Хлоритна кислота

Дигідрогенортостибітна кислота

гіпо + [К]+іт(ит)

BrO1-

Гіпоброміт

Гіпобромітна кислота

–1; –2;

[К]+ід(ид)

гідроген+[К]+ід

Br1-

HS1-

Бромід

Гідрогенсульфід

Бромідна кислота

Гідрогенсульфідна кислота

Назви безкисневих кислот складаються із назви елемента і слова «водневі»:

HF – фтороводнева (фторидна) кислота;

HСl – хлороводнева (хлоридна) кислота;

HВr – бромоводнева (бромідна) кислота;

HI – йодоводнева (йодидна) кислота;

H2S – сірководнева (сульфідна) кислота;

H2Se – селеноводнева (селенідна) кислота;

HCN – ціановоднева (ціанідна) кислота.

Традиційні назви кисневмісних кислот утворюють із назви кислотоутворюючого елемента і слова «кислота». При цьому назва кислоти, в якій елемент виявляє вищий ступінь окиснення, має закінчення –на, –ієва (-єва), –ова. Із зниженням ступеня окиснення кислотоутворюючого елемента закінчення кислот змінюються у такій послідовності: –нувата, –иста, –нуватиста. Якщо елемент утворює дві кислоти, то назва з нижчим ступенем окиснення елемента має закінчення –иста. Назви кислот утворюють, використовуючи назви їх аніонів. Наприклад:

H2CO3 – вугільна (карбонатна) кислота;

HNO2 – азотиста (нітритна) кислота;

HNO3 – азотна (нітратна) кислота;

H2SO3 – сірчиста (сульфітна) кислота;

H2SO4 – сірчана (сульфатна) кислота;

H[PH2O2] – фосфорнуватиста (гіпофосфітна) кислота;

H2[PHO3] – фосфориста (фосфітна) кислота;

HClO – хлорнуватиста (гіпохлоритна) кислота;

HClO2 – хлориста (хлоритна) кислота;

HClO3 – хлорнувата (хлоратна) кислота;

HClO4 – хлорна (перхлоратна) кислота.

Якщо одному і тому ж ступеню окиснення елемента відповідають дві кислоти з різними основностями, то назва кислоти з вищою основністю має префікс орто-, з нижчою – мета-. Наприклад:

H3BO3 – ортоборна (ортоборатна) кислота;

HBO2 – метаборна (метаборатна) кислота;

H3PO4 – ортофосфорна (ортофосфатна) кислота;

HPO3 – метафосфорна (метафосфатна) кислота;

H3AsO3 – ортомиш’яковиста (ортоарсенітна) кислота;

HAsO2 – метaмиш’яковиста (метаарсенітна) кислота.

Назви ізополікислот утворюють з назв звичайних кисневмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи числові префікси ди-, три-, тетра-, що вказують на кількість атомів кислотоутворюючого елемента у молекулі ізополікислоти:

H2B4O7 – тетраборна (тетраборатна) кислота;

H4P2O7 – дифосфорна (дифосфатна) кислота;

H2Cr2O7 – дихромова (дихроматна) кислота;

H2Cr3O10 – трихромова (трихроматна) кислота;

H2S2O7 – дисірчана (дисульфатна) кислота.

Назви тіо- та пероксокислот утворюють з назв відповідних кисневмісних кислот, похідними яких вони є, додаючи відповідні префікси тіо-, пероксо-:

H2SO3S (H2S2O3) – тіосірчана (тіосульфатна) кислота;

H3AsO3S – тіоортоарсенатна кислота;

H3AsO2S2 – дитіоортоарсенатна кислота;

H3AsOS3 – тритіоортоарсенатна кислота;

H3AsS4 – тетратіоортоарсенатна кислота;

H2SO3O2 – пероксомоносірчана (пероксомоносульфатна) кислота;

H2S2O6O2 – пероксодисірчана (пероксодисульфатна) кислота;

HNO4 – пероксоазотна (пероксонітратна) кислота.

Поряд з традиційною назвою кислот використовують систематичні назви, в яких спочатку грецьким числівником вказують число атомів кисню, потім називають кислотоутворюючий атом з cуфіксом -ат, у дужках римською цифрою вказують його ступінь окиснення і слово «водню». Наприклад:

H2CO3 – триоксокарбонат(IV) водню;

HNO2 – діоксонітрат(III) водню;

HNO3 – триоксонітрат(V) водню;

HClO – оксохлорат(I) водню;

HClO2 – діоксохлорат(III) водню;

HClO3 – триоксохлорат(V) водню;

HClO4 – тетраоксохлорат(VII) водню;

H2Cr2O7 – гептаоксодихромат(VI) водню;

H4P2O7 – гептаоксодифосфат(V) водню;

H3PO4 – тетраоксофосфат(V) водню;

HPO3 – триоксофосфат(V) водню;

H2SO3 – триоксосульфат(IV) водню;

H2SO4 – тетраоксосульфат(VI) водню;

H2SO3S – тіотриоксосульфат(VI) водню;

H2S2O6О2 – пероксодисульфат(VI) водню;

H5IO6 – гексаоксойодат(VII) водню.

Добування кислот

1. Синтез з елементів з наступним розчиненням у воді:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl; Н₂ + S = Н₂S

2. З кислотних оксидів:N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

3. Обмінними реакціями з солей: СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + Н₂CО₃

4. Витіснення більш сильними кислотами:

Na₂SiO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃

Основним способом одержання кислот є спосіб безпосереднього сполучення кислотних оксидів з водою:

N2O5 + H2O = 2HNO3,

P2O5 + H2O = 2HPO3,

P2O5 + 2H2O = H4P2O7,

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4,

SO3 + H2O = H2SO4,

N2O3 + H2O = 2HNO2,

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2.

Окремі кислоти одержують реакцією між сіллю та кислотою. При цьому утворюється нова сіль та нова кислота. У даному випадку більш сильна кислота витискає більш слабку з розчину її солі, або менш летка витискає більш летку кислоту:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl,

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S,

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF,

Na2SiO3 + 2НСl = H2SiO3 + 2NaCl.

Безкисневі кислоти одержують спочатку у вигляді галогеноводнів, які розчиняють у воді, і таким чином отримують відповідну кислоту. Наприклад, хлороводень дає реакція взаємодії хлору з воднем:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Це основний метод одержання хлороводню. Його водному розчину відповідає хлороводнева (хлоридна) кислота.

Окремі кислоти отримують взаємодією активних неметалів з водою, при цьому утворюються дві кислоти – безкиснева і кисневмісна:

Cl2 + H2O HCl + HClO.

Деякі кислоти одержують гідролізом відповідних галогенідів:

PBr3 + 3H2O = H2[PHO3] + 3HBr,

PI3 + 3H2O = H2[PHO3] + 3HI,

PCl5+ 4H2O = 5HCl + H3PO4.

Деякі неметали при взаємодії з азотною кислотою окиснюються до нових кислот:

3P + 5HNO3(p) + 2Н2О = 3H3PO4 + 5NO.

Комплексні кислоти одержують розчиненням благородних металів у «царській водці»:

Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O,

3Pt + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O.

Комплексні кислоти також характерні для кремнію:

3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O.

H2[SiF6] – можна також одержати дією надлишку фторводнево

ї кислоти на оксид кремнію:

SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O.

Властивості: здатність до взаємодії з основними і амфотерними оксидами, амфотерними гідроксидами, металами, основами з утворенням солей.

Деякі кислоти реагують з солями, утворюючи нову сіль і нову кислоту.

Більшість кислот — це рідини. Їх розчини мають кислий смак, змінюють синій колір лакмусу на червоний, метилоранжу – на рожевий. Найважливішими властивостями кислот є їх здатність взаємодіяти з основами, основними оксидами, амфотерними оксидами і гідроксидами з утворенням солі та води:

HCl + NaOH = NaCl + H2O,

H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O,

6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O,

3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6H2O.

Кислоти взаємодіють з солями з утворенням нової кислоти і нової солі:

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl,

K2S + H2SO4 = K2SO4 + H2S.

З металами взаємодіють з утворенням відповідних солей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

Взаємодія кислот-окисників з металами відбувається з утворенням солі, продуктів відновлення кислоти і води:

4Zn + 5H2SO4(к) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O,

4Zn + 10HNO3(p) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

Взаємодія кислот з неметалами з утворенням нових кислот:

3I2 + 10HNO3 = 6HIO3 + 10NO + 2H2O.

Амфотерними гідроксидами можна назвати сполуки, які є одночасно і донорами й акцепторами протонів і тому у водних розчинах можуть утворювати іони оксонію Н₃О⁺ і гідроксид-іони ОН^–.

Амфотерні гідроксиди мають той же самий склад, що і звичайні гідроксиди, але відрізняються від останніх тим, що можуть виявляти як кислотні так і основні властивості. Амфотерні гідроксиди, як і звичайні гідроксиди класифікують за кислотністю. Існують двокислотні гідроксиди: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, а також трикислотні: Al(OH)₃, Ga(OH)₃, Au(OH)₃, Cr(OH)₃ та чотири кислотні: Ti(OH)₄, Sn(OH)₄, Pb(OH)₄ тощо.

Амфотерні гідрооксиди на відміну від основ і кислот мають водночас основні та кислотні властивості, наприклад, свіжо осадженні гідроксиди добре розчиняються як в типових кислотах так і в лугах.

СОЛІ

Солями називають складні речовини, які можна розглядати як продукти повного або часткового заміщення водню у кислотах атомами металів (групами атомів), або як продукти повного або часткового заміщення гідроксид-іонів в основах на кислотні залишки.

З точки зору теорії електролітичної дисоціації солі – це електроліти, які у водному розчині дисоціюють, утворюючи позитивні іони, відмінні від іона водню, та негативні іони, що відрізняються від гідроксид-іона. За складом та хімічними властивостями солі поділяють на середні, кислі, основні, подвійні, змішані та комплексні.

Середні солі – продукти повної нейтралізації кислоти основою. В них як катіони виступають катіони металів, групи атомів та комплексні катіони: KCl, CaSO4, Zn(NO3)2, NH4NO3, [Cu(NH3)4]SO4, K2[HgJ4].

Кислими солями є солі, одержані внаслідок неповного заміщення іонів водню в молекулах багатоосновних кислот атомами металів або металоподібних груп атомів: NaHCO3, K2HPO4, NH4HSO4, KH2PO4.

Основні солі – це солі, одержані внаслідок неповного заміщення гідроксид-іонів у багатокислотних основах на кислотні залишки:

MgOHCl, CoOHNO3, (CuOH)2SO4, AlOHSO4.

Подвійні солі утворюються при заміщенні іонів водню багатоосновної кислоти на катіони різних металів. Якщо катіони металів мають заряди +1 та +3, то такі подвійні солі, утворені сірчаною кислотою, називають галунами. Наприклад, KAl(SO4)2 ⋅12H2O, NH4Fe(SO4)2⋅6H2O, KCr(SO4)2⋅12H2O. Якщо катіони металів мають заряди +1 і +2, то такі подвійні солі називають, шьонітами. До них належать подвійні сульфати загальної формули М2+1М+2(SO4)2⋅6H2O, прикладом яких є сіль Мора (NH4)2Fe(SO4)2⋅6H2O.

Змішані солі можна одержати при заміщенні гідроксид-іонів багатокислотних

основ на різні кислотні залишки. Наприклад, CaOCl2.

Комплексні солі – це сполуки, які містять комплексні іони.

Наприклад, [Cu(NH3)4]SO4, Na3[Co(NO2)6], K3[Ag(S2O3)2].

До солей можна віднести сполуки, які у водних розчинах утворюють катіони металів або катіони груп атомів та аніони кислотних залишків. До груп атомів можуть належати, наприклад, такі як:

NH₄⁺, N₂H₅⁺, [Zn(NH₃)₄]²⁺, NR₄⁺, AsR₄,⁺

де: R – CH₃, C₂H₅, C₆H₅ тощо.

Cолі можна розглядати як продукти повного або часткового заміщення атомів атомів Гідрогену у кислотах на атоми металів, або як продукти повного чи часткового заміщення гідроксильних груп в основах на кислотні залишки.

За властивостями і складом солі поділяються на:

Середні – продукти повного заміщення: K₂SO₄, Cu(NO₃)₂;

Кислі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену на атоми металу: NaHCO₃, K₂HPO₄.

Кислі солі добувають неповною нейтралізацією багатоосновних кислот основами, дією кислот на середні солі, гідролізом солей:

H₃PO₄ + KOH = KH₂PO₄ + H₂O

Na₂CO₃ + HOH = NaHCO₃+ NaOH

Основні солі – це продукти неповного заміщення гідроксильних груп. Основні солі добувають неповною нейтралізацією багатокислотних основ або амфотерних гідроксидів кислотами, дією основи на сіль цієї самої основи, гідролізом солей:

MgCl₂ + Mg(OH)₂ = 2Mg(OH)Cl

CuJ₂ + HOH = Cu(OH)J + HCl

Подвійні солі – це продукти заміщення атомів Гідрогену в молекулах кислот на атоми двох металів: KAl(SO₄)₂, KNaSO₄.

Змішані солі – це середні солі, в молекулах яких атом металу сполучений з двома різними кислотними залишками

Комплексні солі – K₂[HgJ₄], [Cu(NH₃)₄]SO₄

Графічні формули солей

Насамперед слід зауважити, що поняття «графічні формули сполук» не є ідентичним поняттю «структурні формули сполук». Останні дійсно вказують на структуру тієї або іншої хімічної частинки на відміну від графічних формул, за допомогою яких вдається показати лише послідовність з’єднання атомів з урахуванням їх валентності.

Графічне зображення середніх солей передбачає знання емпіричних і графічних формул основ і кислот, які відповідають складу тої або іншої середньої солі.

Приклади:

емпіричні формули:

основи

кислоти

солі

KOH

H₂SO₄

K₂SO₄

Zn(OH)₂

HCl

ZnCl₂

Ba(OH)₂

H₃PO₄

Ba₃(PO₄)₂

графічні формули:

основи

кислоти

солі

Як бачимо, в молекулах середніх солей гідроксид – іони основ повністю заміщуються кислотними залишками, при цьому в складі останніх відсутні іони Н⁺.

В графічних формулах кислих солей навпаки потрібно вказувати іони Н⁺ в складі кислотних залишків. Приклади:

емпіричні формули:

основи

кислоти

солі

NaOH

H₂SO₃

NaHSO₃

NH₃·H₂O NH₄OH

H₃AsO₄

NH₄H₂AsO₄

Mg(OH)₂

H₂CO₃

Mg(HCO₃)₂

графічні формули:

основи

кислоти

солі

При графічному зображенні основних солей слід вказувати гідроксид–іони, які присутні в складі катіонів. Приклади:

емпіричні формули:

основи

кислоти

солі

Cu(OH)₂

HNO₂

CuOHNO₃

Cr(OH)₃

H₂S

[Cr(OH)₂]₂S

Fe(OH)₃

HBr

FeOHBr₂

графічні формули:

основи

кислоти

солі

Як і в двох попередніх випадках (середні та кислі солі) правильне написання емпіричних формул основних солей пов’язане з розрахунком найменшого спільного кратного між зарядом відповідного катіона і аніона. Наприклад, для написання формули основної солі, яка може утворитися з іонів AlOH²⁺i PO₄^3- треба визначити спільне найменше кратне чисел 2 і 3. Це буде число шість. Після цього шість послідовно ділимо на заряд катіону і аніону та знаходимо кількість вище згаданих частинок в складі молекули цієї солі: (AlOH)₃(PO₄)₂

При написанні емпіричних та графічних формул подвійних та змішаних солей слід використовувати ті ж самі розрахунки і закономірності.

Традиційні та систематичні назви солей пов’язані з номенклатурою неорганічних кислот. Існують номенклатурні правила назви катіонів та аніонів.

Систематичні назви одноатомних катіонів складаються з групового слова «катіон» у називному відмінку та назви елемента, що його утворив, у родовому відмінку, в кінці назви вказують ступінь окиснення або заряд катіона:

Сu+ – катіон міді(I), Fe2+ – катіон заліза(II), Cu2+ – катіон міді(II), Fe3+ – катіон заліза(III). Якщо елемент має лише один ступінь окиснення, то його можна не вказувати:

H+ – катіон водню,

Na+ – катіон натрію,

Ba2+ – катіон барію,

Al3+ – катіон алюмінію.

Систематичні назви багатоатомних одноелементних катіонів будують аналогічно, але вказують кількість атомів елемента за допомогою префіксів, а замість ступеня окиснення елемента – загальний заряд катіона арабською цифрою у круглих дужках:

Hg22+ – катіон диртуті (2+) або катіон дигідраргіруму (2+),

I2+ – катіон дийоду (1+),

H2+ – катіон диводню (1+),

O2+ – катіон дикисню (1+) або катіон діоксигенілу.

Назви багатоелементних катіонів, одержаних додаванням протонів до нейтральних молекул, складаються з назви молекули або з кореня назви елемента і суфікса –оній (зрідка –аній, –іній):

NH4+ – катіон амонію,

PH4+ – катіон фосфонію,

N2H5+– катіон гідразінію (1+),

H3O+ – катіон оксонію (гідроксонію),

H2F+ – катіон фторонію.

Систематичні назви моноатомних аніонів складаються з кореня назви елемента з суфіксом –ід (-ид) та групового слова «іон», що записується через дефіс:

H– – гідрид-іон,

F– – фторид-іон,

I– – йодид-іон,

CN– – ціанід-іон,

S2– – сульфід-іон.

Систематичні назви одноелементних поліатомних аніонів будують аналогічно, але при цьому вказують число атомів і загальний заряд аніону:

I3– – трийодид (1–)-іон,

S42– – тетрасульфід (2–)-іон,

S22– – дисульфід (2–)-іон.

Розповсюдженим одноелементним поліатомним аніонам надані спеціальні назви, які використовують замість їх систематичних назв:

O22– – пероксид-іон,

O2– – надпероксид-іон,

O3– – озонід-іон,

H– – гідрид-іон,

N3– – азид-іон.

Систематичні назви багатоелементних аніонів будують за принципом номенклатури комплексних сполук. Назву аніону складають з корня латинської назви кисню із суфіксом –о, за яким йде назва кислотоутворюючого елемента з суфіксом –ат, потім у круглих дужках римськими цифрами вказують ступінь окиснення кислотоутворюючого елемента та через дефіс записують групове слово «іон».

Наприклад, NO3 – – триоксонітрат(V)-іон,

SO42– – тетраоксосульфат(VI)-іон.

Традиційні назви середніх солей утворюють з двох слів: назви аніона кислоти у називному відмінку та назви катіона у родовому відмінку:

CaCl2 – хлорид кальцію;

NaNO3 – нітрат натрію;

Al2(SO4)3 – сульфат алюмінію;

Na3PO4 – ортофосфат або фосфат натрію;

KClO3 – хлорат калію.

Якщо метал виявляє різні ступені окиснення та утворює кілька різних солей, то в їх назвах ступінь окиснення металу позначається в дужках римською цифрою. Наприклад, CrSO4 – сульфат хрому(II), Cr2(SO4)3 – cульфат хрому(III).

Назви кислих солей утворюють з назв аніонів кислот, металу та префікса гідро-, який підкреслює наявність іонів водню у складі солі. Якщо молекула солі містить не один, а кілька іонів водню, то до її назви додають числівники ди-, три-, тетра-, які вказують кількість атомів водню. Наприклад, Na2HPO4 – гідрофосфат натрію, NaH2PO4 – дигідрофосфат натрію.

Назви основних та оксосолей починають з префіксів гідроксо або оксо-, що підкреслює наявність гідроксид-іонів або атомів кисню в їх складі, потім називають аніони кислот, останнім у родовому відмінку дається назва катіона. Якщо молекула основної солі містить декілька ОН–-іонів або атомів кисню, то до її назви додають числові префікси ди-, три-, тетра-, які вказують їх число.

Наприклад, Al(OH)Cl2 – гідроксохлорид алюмію, Al(OH)2Cl –дигідроксохлорид алюмінію, BiONO3 – оксид-нітрат вісмуту(III).

Назви подвійних солей утворюють з назви кислотних залишків та катіонів (кількість молекул води вказують грецьким числівником).

Наприклад, KAl(SO4)2⋅ 12H2O – додекагідрат сульфату алюмінію-калію, NH4Fe(SO4)2 ⋅ 6H2O – гексагідрат сульфату заліза(III)-амонію, KCr(SO4)2 ⋅ 12H2O – додекагідрат сульфату хрому(III)-калію, (NH4)2Fe(SO4)2 ⋅ 6H2O – гексагідрат сульфату заліза(II)-діамонію.

У хімічній літературі використовують систематичні назви солей, які складаються з систематичної назви аніона у називному відмінку та назв катіона у родовому відмінку.

ВaCO3 – триоксокарбонат(IV) барію,

KNO2 – діоксонітрат(III) калію,

KNO3 – триоксонітрат(V) калію,

Na2SO3 – триоксосульфат(IV) натрію,

Na2SO4 – тетраоксосульфат(VI) натрію,

K2S2O7 – гептаоксодисульфат(VI) калію,

NaHSO4 – тетраоксосульфат(VI) водню-натрію,

KClO – оксохлорат(I) калію,

KClO2 – діоксохлорат(III) калію,

KClO3 – триоксохлорат(V) калію,

KClO4 – тетраоксохлорат(VII) калію,

К2НРO4 – тетраоксофосфат(V) водню-калію,

(CuOH)2CO3 – триоксокарбонат(IV) гідроксоміді(II),

MgNH4PO4 – тетраоксофосфат(V) амонію-магнію,

Na2SO3S – сульфідотриоксосульфат(VI) натрію,

Hg2(NO3)2 – триоксонітрат(V) диртуті(I),

(NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O – гексагідрат тетраоксосульфат(VI)

заліза(II)-амонію

ДОБУВАННЯ СОЛЕЙ

1. Взаємодія кислот з основами(реакція нейтралізації) або амфотерними гідроксидами:

Ca(OH)₂ + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

2. Взаємодією кислот з основними або амфотерними оксидами:

MgO + H₂SO₄ = MgSO₄+ H₂O

3. Взаємодією кислот з металами:

Zn + H₂SO₄ + ZnSO₄ + H₂

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

4. Взаємодією кислот з іншими солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ + 2HCl

5. Взаємодією кислотних оксидів з основними або амфотерними оксидами.

N₂O₅ + CuO = Cu(NO₃)₂

SO₃ + ZnO = ZnSO₄

6.Взаємодією кислотних оксидів з основами або амфотерними гідроксидами:

СО₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

N₂O₅ + Zn(OH)₂ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

7. Взаємодією кислотних оксидів з солями:

CaCO₃ + SіO₂ = Ca SіO₃ + CO₂

8. Взаємодією сильних основ з амфотерними гідроксидами:

Ba(OH)₂ + Pb(OH)₄ = Ba[ Pb(OH)₆

9. Взаємодією основ із солями:

FeSO₄ + 2KOH = Fe(OH)₂ + K₂SO₄

10. Взаємодією солей із солями:

2K₃PO₄ + 3CaCl₂ = Ca₃(PO₄)₂ + 6KCl

11. Взаємодією солей з активнішими металами:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄

12. Взаємодією металів з неметалами:

Fe + Cl₂ = FeCl₃

13. Термічним розкладом солей:

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂

14. Взаємодією активних неметалів з лугами:

Cl₂ +2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

Найважливішими методами одержання солей є:

1. Взаємодія основних оксидів з кислотними або амфотерними:

CaO + CO2 = CaCO3,

CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2 (сплавлення).

2. Взаємодія основних та амфотерних оксидів з кислотами:

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O,

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O.

3. Взаємодія кислотних оксидів з основами або амфотерними гідроксидами:

2NaOH + N2O5 = 2NaNO3 + H2O,

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 + 3H2O.

4. Взаємодія основ і амфотерних гідроксидів з кислотами:

Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O,

Al(OH)3 + 3HСl = AlCl3 + 3H2O.

5. Взаємодія солей з кислотами:

2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2НСl.

6. Взаємодія між солями і кислотними оксидами з утворенням нової солі та витісненням більш леткого оксиду:

Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + CO2,

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5.

7. Взаємодія солей з основами:

Bi(NO3)3 + 3KOH = Bi(OH)3 + 3KNO3,

ZnSO4 + 4NaOH = Na2[Zn(OH)4] + Na2SO4.

8. Взаємодія металів з кислотами:

3Cu + 8HNO3(p) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O,

4Zn + 5H2SO4(к) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O,

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.

9. Взаємодія амфотерних металів і неметалів з лугами. Алюміній, берилій, цинк, олово, свинець реагують з розчинами лугів з утворенням відповідних комплексних солей та водню:

Be + 2KOH + 2H2O = K2[Be(OH)4] + H2,

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2.

10. Деякі неметали при взаємодії з розчинами лугів утворюють дві солі:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClО + H2O,

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O.

11. Взаємодія між солями з утворенням менш розчинної солі або малодисоційованої сполуки:

AgNO3 + KI = AgI↓ + KNO3,

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4

↓ + 2NaCl.

12. Реакції витіснення одних металів іншими з їх солей:

SnCl2 + Zn = ZnCl2 + Sn.

13. Взаємодія солей з неметалами:

2KI + Br2 = 2KBr + I2.

14. Термічний розклад деяких солей з утворенням нових солей:

2KNO3 = 2KNO2 + O2,

4K2SO3 = K2S + 3K2SO4,

2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O.

15. Взаємодія двох простих речовин:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3,

2Al + 3S = Al2S3.

Кислі солі одержують реакцією неповної нейтралізації багатоосновно ї кислоти основою або реакціями гідролізу:

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O,

H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O,

Na2SO3 + H2O NaHSO3 + NaOH.

Основні солі одержують при неповній нейтралізації багатокислотних основ кислотами або реакціями гідролізу:

Bi(OH)3 + 2HNO3 = Bi(OH)(NO3)2 + 2H2O,

Bi(OH)3 + HNO3 = Bi(OH)2NO3 + H2O,

2FeSO4 + 2H2O (FeOH)2SO4 + H2SO4.

Солі – тверді кристалічні речовини, які мають високі температури плавлення. Вони поділяються на розчинні, малорозчинні та практично нерозчинні. Солі азотної та оцтової кислот добре розчиняються у воді. Солі сірчаної та соляної кислот можуть бути добре розчинними або практично нерозчинними. Солі ряду кислот підлягають термічному розкладу:

MgSO3 = MgO + SO2,

ZnCO3 = ZnO + CO2,

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2,

2KClO3 = 2KCl + 3O2.

Більшість солей при розчиненні у воді підлягають гідролізу:

2СuSO4 + 2H2O (CuOH)2SO4 + H2SO4,

Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH,

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.

Солі вступають у реакції обміну з кислотами з утворенням нової солі та нової кислоти:

CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl,

FeS↑ + 2HCl = FeCl2 + H2S.

Взаємодія з лугами з утворенням солі і основи:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4.

Реакція взаємодії між солями з утворенням осаду важкорозчинної солі:

Na2SO4 + Pb(NO3)2 = PbSO4↓ + 2NaCl,

AgNO3 + KI = AgI↓ + NaNO3.

Реакції заміщення з металами:

Zn + Pb(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Pb.

Кислі солі взаємодіють з лугами з утворенням середньої солі і води:

NaH2PO4 + 2NaOH = Na3PO4 + 2H2O.

Основні солі взаємодіють з кислотами з утворенням середньої солі і води:

Bi(OH)2NO3 + 2HNO3 = Bi(NO3)3 + 2H2O.

Деякі солі при взаємодії з солями утворюють комплексні солі:

Hg(NO3)2 + 4KI = K2[HgI4] + 2KNO3,

FeCl3 + 6KCN = K3[Fe(CN)6] +

Графічні формули солей

Галогенангідриди

Галогенангідриди можна розглядати як похідні від оксигенвмісних кислот, в молекулах котрих групи ОН– або атоми Оксигену і групи ОН– заміщуються на атоми галогенів.

Таке визначення галогенангідридів, як окремого класу неорганічних сполук, можна зобразити за допомогою наступних умовних схем перетворення:

H2TiO3 ® TiO(OH)2 ®TiOCl2 ® TiCl4 H3PO4 ® PO(OH)3 ® POCl3 ® PCl5

H2SO4 ® SO2(OH)2 ® SO2F2 ® SF6 HReO4 ® ReO3OH ® ReO3F ® ReF7

Як бачимо, формули галогенангідридів, які не мають у своєму складі атомів Оксигену (SiF4, PBr3, TiCl4) чимось схожі на формули солей.

Класифікація галогенангідридів

За складом і хімічними властивостями ці сполуки поділяють на неповні (TiOCl2, POCl3, SO2F2, ReO3F) та повні (TiCl4, PСl5, SF6, ReF7) галогенангідриди. Перші відрізняються від других тим, що мають в своєму складі атоми Оксигену.

Номенклатура галогенангідридів

Згідно з сучасною номенклатурою назва галогенангідридів складається з вказання кількості атомів галогену, назви атома галогена, слова „ангідрид” та назви кислоти, від якої походить відповідний галогенангідрид:

TiOCl2–дихлорангідрид титанатної кислоти;

POСl3–трихлорангідрид ортофосфатної кислоти;

SO2F2–дифторангідрид сульфатної кислоти;

ReO3F–фторангідрид перренатної кислоти;

TiCl4–титан(IV) хлорид;

PСl5–фосфор(V) хлорид;

SF6– сірка(VI) фторид;

ReF7-реній(VII)фторид.

Графічні формули галогенангідридів

При графічному зображені галогенангідридів слід пам’ятати, що вони є похідними відповідних кислот, тому знання графічних форму кислот значно полегшує зображення формул галогенангідридів.

Головна особливість атома водню полягає в тому, що на відміну від всіх інших елементів (крім гелію) його валентний електрон знаходиться безпосередньо в сфері дії атомного ядра – у нього немає проміжного електрнного шару. Позитивний іон водню Н⁺ представляє собою елементарну частинку – протон.

Особливості будови електронної оболонки атома водню (як і гелію) не дозволяють однозначно сказати, в якій періодичної системи він повинен знаходитися. Дійсно, якщо виходити з числа валентних електронів його атома, то водень повинен знаходитися в І групі, що підтверджується також подібністю спектрів лужних металів і водню. До лужних металів водень наближує і схильність його давати в розчинах гідратований позитивно заряджений іон Н⁺(р). Однак у стані вільного іона Н⁺(г) – протону – він не має нічого спільного з іонами лужних металів. Крім того енергія іонізації атома водню набагато більша енергія іонізації атомів лужних металів. (Е_іоніз. Li – Fr – 5,4 – 3,9 еВ, а для Н – 13,6 еВ). Якщо ж виходити з того, що для завершення зовнішнього енергетичного рівня атому водню не вистачає одного електрона, то водень слід розмістити в 7 групі. Крім того, як і атоми галогенів, атоми водню характеризуються високими значеннями енергії іонізації. Багато вчених саме тому поміщають водень в 7 групу періодичної системи. Разом з тим водень – елемент особливий, і розміщення його в тій чи іншій групітаблиці Мендєлєєва значною міроюумовне.

Енергія іонізації атома водню (13,6 еВ, 1312кДж/моль) настільки велика, що сполуки Н(І) навіть з такими сильними окиснювачами, як фтор і кисень, не можуть бути іонним. Якщо ж допустити утворення в сполуках іонів Н⁺, їх винятково висока поляризуючадія однаково привела б до утворення ковалентного зв’язку. Через це іони Н⁺ не можуть існувати у вільному стані при звичайних хімічних явищах. Специфіка будови атома водню зумовлює особливий вид хімічного зв’язку, який властивий тільки сполукам водню(І) – водневий зв’язок.

Процес утворення негативнозарядженого іона Н^– з атома екзотермічний (спорідненість до електрона 0,75 еВ), тому для водню в ступені окиснення –1 можливі іонні сполуки.

Отже, виходячи з таких обставин, водень – неметалічний елемент. В сполуках він може мати ступені окиснення –1 і +1. Для нього, як і для галогенів, характерні іонні сполуки, в яких він виступає в якості простого іона Н^–. При позитивному ступені окиснення водень утворює тільки ковалентні сполуки і може відігравати роль комплексоутворювача в аніонних комплексах.

Водень широко поширений в природі (атмосфера, літосфера, гідросфера). У вільному стані водень зустрічається дуже рідко (у вулканічних та інших природних газах), і взагалі у формі сполук входить в склад глини, води, кам’яного і бурого вугілля, нафти, усі тваринні і рослинні організми. Водень – найбільш поширений елемент космосу: він складає до половини маси Сонця і більшості зірок, входить в комети, газові туманності і в міжзірковий простір (газ).

Водень має 3 ізотопи: Д або Т або

протоній дейтерій тритій

Протоній і дейтерій – стабільні ізотопи. Тритій є b – радіоактивним, період піврозпаду Т_1/2 = 12,26 року:

Проста речовина.

Маючи в нього 1 електрон, водень утворює лише двоатомні молекули з електронною конфігурацієюнезбудженого стану (s_s^зв)². При цьому можливі молекули легкого водню – протонію Н₂, важкого водню – дейтерію Д₂, тритію Т₂, протодейтерію НД, прототритію НТ, дейтеротритію ДТ.

Молекули водню відрізняються великою міцністю і малою поляризованістю, незначними розмірами і малою масою, а, відповідно,і великою рухливістю. Тому у водню низькі температури плавлення (- 259,1°С) і кипіння (- 252,6°С); він поступається в цьому лише гелієві. Через це ж він незначно розчиняється у воді і органічних розчинниках.

Розпад молекул на атоми відбувається помітною мірою лише при температурі вищій 2000°С:

Н₂ ® 2Н

Водень проявляє і відповідні і окиснювальні властивості. В звичайних умовах завдяки міцності молекули він порівняно мало активний і безпосередньо взаємодіє лише з фтором. При нагріванні взаємодіє ж з багатьма неметалами – хлором, бромом, киснем. Відновні властивості водню використовуються для отримання деяких простих речовин з оксидів і галідів:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

CuCl₂ + H₂ = Cu + 2HCl

Як окиснювач водень взаємодіє з активними металами:

2Na + H₂ = 2NaH

В промисловості водень отримують головним чином з природного і супутніх йому газів, продуктів газифікації палива (водяного і пароповітряного газів) і коксового газу. В основі виробництва водню лежать каталітичні реакції взаємодії з водяною парою (конверсії) відповідно вуглеводнів (головним чином метану) і оксиду (ІІ) вуглецю:

CH₄ + H₂O Û CO + 3H₂

CO + H₂O Û CO₂ + H₂.

Водень отримують також неповним окисненням вуглеводнів, наприклад:

2CH₄ + O₂ = 2CO + 4H₂.

Все більшого значення набуває метод отримання водню відновленням водяної пари розжареним вугіллям:

C+ H₂O = CO + H₂

При цьому утворюється суміш CO i H₂, яка називається водяним газом.

Як побічний продукт виробництва хлору і гідроксидів лужних металів водень можна добувати електролізомрозчинів хлоридів лужних металів.

В лабораторних умовах водень отримують:

а) взаємодією металу (найчастіше Zn) з соляною або розведеною H₂SO₄:

Zn + HCl ® ZnCl₂ + H₂

б) взаємодією з лугами металів, які мають амфотерні влстивості (утворюють амфотерні гідроксиди) (Al i Zn):

Zn + 2KOH + 2H₂O ® K₂[Zn(OH)₄] + H₂

2Al + 6KOH + 6H₂O ® 2K₃[Al(OH)₆ + 3H₂

в) електролізом води, до якої для збільшення електропровідності додають електроліт – луг або сульфат лужного металу. Хлориди в даному випадку менш придатні, оскільки з їх розчинів на аноді виділяється хлор.

Сполуки із СТО –1.

В залежності від природи зв’язаного з ним елемента атоми водню в сполуках можуть бути поляризовані позитивно (ступінь окиснення +1) або негативно (СТО –1):

LiH

BeH₂

B₂H₆

CH₄

H₃N

H₂O

NaH

MgH₂

AlH₃

SiH₄

H₃P

H₂S

HCl

CaH₂

GaH₃

GeH₄

H₂Se

HBr

RbH

SrH₂

InH₃

SnH₄

H₂Te

CsH

BaH₂

AsH₃

SbH₃

СТО –1

Проміжні сполуки

СТО +1

Крім того є група сполук, в яких зв’язок Е – Н близький до неполярного. Ці сполуки в відповідних умовах можна розглядати як похідні Н⁺ і як похідні Н^–.

В тих випадках, коли водень виступає в якості окиснювача він веде себе як галоген, утворюючи аналогічні галідам гідриди.Однак утворення іона Н^– з молекули Н₂ – процес ендотермічний (ентальпія утворення Н^– DН₂₉₈=150 кДж/моль).Тому по окиснювальній активності водень істотно поступається галогенам.Тому і саме через це яскраво виражений іонний характер проявляють лише гідриди найбільш активних металів – лужних і лужноземельних, наприклад, КН і СаН₂.

Іонні гідриди – білі кристалічні речовини з високими t_пл.,тобто є солями. Їх розплави – електроліти, при електролізі розплавлених гідридів водень виділяється на аноді. Гідриди S-елементів І групи,як і більшість галідів цих елементів мають структуру типу NaCl.

За хімічною природою іонні гідриди – основні сполуки:

_{-1 +1}

КН + НОН = КОН + Н₂

До ковалентних належать гідриди менш електронегативних, ніж сам водень, неметалічних елементів.До ковалентних належать, наприклад, гідриди складу ВН₃ і SiH₄.

За хімічною природою це кислотні сполуки:

_{-1 +1}

SiH₄ + 3HOH = H₂SiO₃+ 4H₂

Відмінності в хімічній природі гідридів можна легко встановити по їх поведінці при гідролізі. Характерною особливістю гідридів є виділення водню при гідролізі. Реакція проходить по окиснювально-відновному механізму. За рахунок виділення водню гідроліз проходить повністю і необоротньо. При цьому основні гідпиди утворюють луг,а кислотні – кислоту.

Відмінності хімічної природи кислотних і основних гідридів чітко проявляються у їх взаємодії між собою, наприклад, по схемі:

LiH + BH₃ = Li[BH₄]

^{основн.} ^{кисл. тетрагідридоборат літію}

В якості амфотерної сполуки можна розглядати гідрид алюмінію AlH₃, який в залежності від партнера по реакції може виступати і як донор електронних пар (основна сполука), і як акцептор (кислотна сполука):

AlH₃+ 3BH₃= Al(BH₄)₃

^{тетрагідридоборат алюмінію}

KH + AlH₃ = K[AlH₄]

^{тетрагідридоалюмінат калію}

Стандартний електродний потенціал системи ¹/₂ Н₂/Н^–рівний –2,23В. Відповідно,іон Н^– – один з найсильніших відновників. Тому іонні,а також комплексні гідриди – сильні відновники і знаходять широке застосування для проведення різних синтезів,для отримання водню.Гідрид кальцію застосовується також як осушувач(від залишків – слідів вологи).

ПОНЯТТЯ ПРО ЛУЖНІ МЕТАЛИ

До родини лужних металів належать елементи: Літій Li, Натрій Na, Калій К, Рубідій Rb, Цезій Cs і Францій Fr (радіоактивний елемент).

Пригадай, що згідно з новою українською термінологією назви хімічних елементів пишуться з великої літери, а назви простих речовин, утворених цими елементами, — з малої.

Усі лужні метали в сполуках виявля ють валентність 1. Утворені ними прості речовини — метали. Вони мають одна кову кристалічну структуру, металіч ний блиск, м’які (легко ріжуться ножем), пластичні, легкоплавкі. Мають невелику густину (легші за воду). Добре проводять електричний струм і теплоту.

У хімічному відношенні порівняно з рештою металів лужним металам власти ва висока хімічна активність. Так, якщо розрізати ножем кусок натрію або калію, то на свіжому зрізі він матиме яскравий металічний блиск, який одразу ж, практично миттєво, тьмянішає через окиснен-ня киснем повітря.

Тому й зберігають літій, натрій, калій у посудинах під шаром гасу, а рубідій і цезій — у запаяних ампулах, з яких видалено повітря.

Висока хімічна активність лужних металів виявляється й під час взаємодії їх з водою. Лужні метали — найактивніші метали

Під час повільного окиснення натрію або горіння в умовах нестачі кисню утворюється оксид:

4Na + O2 = 2Na2O

Чи знаєш ти, що калій навіть займається, коли на нього потрапляє волога? Його гасять кухонною сіллю NaCI чи содою Na2CO3

2Na + 2Н2O = 2NaOH + Н2↑

Взаємодія натрію з водою

Наявність лугу NaOH можна виявити, якщо до розчину додати 1—2 краплі фенолфталеїну або на предметне скло помістити 1—2 краплі розчину і випарити з нього воду. Залишається тверда біла речовина — натрій гідроксид NaOH (їдкий натр).

Лужні метали енергійно реагують також з хлором Сl2, сіркою S та іншими неметалами.

Різна хімічна активність лужних металів відносно кисню та води пов’язана зі зміною відносної атомної маси: чим вона більша, тим більша активність лужного металу.

Отже, лужні метали — одна з природних родин подібних за властивостями елементів. Усі вони утворюють: а) прості речовини — типові метали, які мають подібні фізичні й хімічні властивості, й б) основні оксиди складу R2O та відповідні їм гідроксиди — луги складу ROH.

Зі збільшенням відносної атомної маси лужних металів температура плавлення простих речовин (лужних металів, утворених цими елементами) знижується, а густина зростає. Лужні метали за стандартних умов активно взаємодіють з водою, киснем повітря та іншими неметалами. Різна хімічна активність відносно кисню та води також зв’язана зі зміною відносної атомної маси: чим вона більша, тим більша активність лужного металу.

Відмінність між лужними металами проявляється в тім, що спільні для них властивості у різних металів виражені різною мірою: зі збільшенням відносної атомної маси закономірно змінюються їх фізичні властивості, збільшується хімічна активність відносно кисню й води.

Відомо, що розвиток будь-якої науки проходить етапи нагромадження і вивчення фактів, їх класифікації і виявлення зв’язків між фактами, встановлення певних закономірностей. Так само і в хімії. Окремі хімічні елементи були відомі за давніх-давен, коли хімії як науки ще не було. Проте наприкінці XVIII і особливо в XIX ст. число елементів почало стрімко збільшуватися. До середини XIX ст. вже було відомо 63 хімічні елементи, які утворювали сотні тисяч хімічних сполук. Нагромадження знань про хімічні елементи та їхні сполуки спричинило необхідність привести цю багатоманітність у певну систему.

Поняття «система» у перекладі з грецької означає «ціле, складене з частин». Система відрізняється від простої суми частин тим, що в ній між частинами встановлюються взаємозв’язки і залежності. В системі знань про хімічні елементи також необхідно встановити залежність, природні зв’язки між відомими на той час елементами.

Одну з перших спроб класифікації хімічних елементів здійснив у 1804 р. шведський хімік Я. Берцеліус. Він поділив усі відомі тоді 32 елементи на дві групи — метали і неметали за відмінністю властивостей простих речовин. Але ця класифікація виявилася непридатною, оскільки вона не враховувала властивості перехідних металів, які утворюють амфотерні оксиди і гідроксиди, а тому посідають проміжне місце між металами і неметалами.

Пошуки тривали. Хіміки брали за основу класифікації хімічних елементів подібність властивостей простих і складних речовин, які вони утворюють. Так були виокремлені кілька родин подібних хімічних елементів.

ПОНЯТТЯ ПРО ГАЛОГЕНИ

До галогенів належать Флуор F, Хлор СІ, Бром Вr, Йод І і Астат At (радіоактивний елемент). Це ще одна природна родина подібних за властивостями хімічних елементів.

Галогени — найактивніші неметали

Ці елементи утворюють прості речовини, які також називаються галогенами. Вони являють собою типові неметали. За стандартних умов фтор F2 — газ, хлор Сl2 — газ, бром Вr2 — рідина, йод І2 — легкоплавка кристалічна речовина (*пл. = 113,5 °С).

Галогенам властива леткість і надзвичайно висока хімічна активність. Вони вступають у взаємодію майже з усіма простими речовинами. Особливо швидко і з виділенням великої кількості теплоти відбувається сполучення галогенів із металами.

Подібно взаємодіють з металами бром і йод.

За здатність безпосередньо сполучатись із металами з утворенням типових солей елементи Флуор, Хлор, Бром, Йод називають галогенами, що з грецької буквально означає «солеродні» (ті, що народжують солі).

Галогени взаємодіють з багатьма неметалами, у тім числі з воднем. Так, фтор F2 у суміші з воднем вибухає навіть у темряві й на холоді, хлор Сl2 з воднем вибухає на яскравому світлі або під час нагрівання (за стандартних умов без освітлення хлор практично не взаємодіє з воднем). Бром Вr2 взаємодіє з воднем менш енергійно і лише під час нагрівання. Йод реагує з воднем лише при досить сильному нагріванні і не повністю, оскільки утворений йодоводень НІ — нестійка сполука:

Н2 + F2 = 2HF Н2 + Вr2 = 2НВr

Н2 + Сl2 = 2НСl Н2 + І2 = 2НІ

Галогени — хімічно активні елементи, тому в природі вони трапляються лише у складі сполук, виявляючи валентність 1. Приклади природних сполук галогенів: Флуору — плавиковий шпат CaF2; Хлору — кам’яна (кухонна) сіль NaCI; сполуки Брому та Йоду є у воді бурових свердловин, у воді морів та деяких озер, а також у морських водоростях

Хоча активність галогенів при цьому різна, та склад продуктів реакції однаковий: утворюються газуваті сполуки — галогеноводні HF, НСl, НВг, НІ, водні розчини яких є кислотами.

Як вже було сказано вище, галогени мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються в природі зазвичай у вигляді сполук.

Їх поширеність в земній корі зменшується при збільшенні атомного радіусу від фтору до иоду. Кількість астату в земній корі вимірюється грамами, а унунсептію в природі відсутня. Фтор, хлор, бром і йод виробляються у промислових масштабах, причому хлор проводиться в набагато більших кількостях.

У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді иодата натрію або калію в родовищах нітратів лужних металів). Оскільки багато хлориди, броміди та іодіди розчиняються у воді, то ці аніони присутні в океані і природних розсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорастворим і знаходиться в осадових породах (як флюорит CaF _2).

Основним способом одержання простих речовин є окислення галогенідів. Високі позитивні стандартні електродні потенціали E _o (F ₂ / F ^-) = +2,87 В і E _o (Cl ₂ / Cl ^-) = +1,36 В показують, що окислити іони F ^– і Cl ^– можна тільки сильними окислювачами. У промисловості застосовується тільки електролітичне окислення. При отриманні фтору не можна використовувати водний розчин, оскільки вода окислюється при значно більш низькому потенціалі (+1,32 В) і утворений фтор став би швидко реагувати з водою. Вперше фтор був отриманий в 1886 р. французьким хіміком Анрі муассаніт при електролізі розчину гідрофторіда калію KHF ₂ в безводній плавикової кислоті.

У промисловості хлор в основному отримують електролізом водного розчину хлориду натрію в спеціальних електролізерах. При цьому протікають наступні реакції :

напівреакцій на аноді : $\ Mbox {2Cl }{^-} \ mbox {(aq)} \ rightarrow \ mbox {Cl} {_2} \ mbox {(g)} + \ mbox {2e }{^-}$
напівреакцій на катоді : $\ Mbox {H} {_2} \ mbox {O (l)} + \ mbox {2e }{^-} \ rightarrow \ mbox {2OH }{^-} \ mbox {(aq)} + \ mbox {H} {_2 (g)}$

Окислення води на аноді пригнічується використанням такого матеріалу електрода, який має вищу перенапруження по відношенню до O _2, ніж до Cl ₂ (таким матеріалом виявився RuO _2).

У сучасних електролізерах катодне і анодне простору розділені полімерної іонообмінної мембраною. Мембрана дозволяє катионам Na ⁺ переходити з анодного простору в катодного. Перехід катіонів підтримує електронейтральність в обох частинах електролізера, так як протягом електролізу негативні іони віддаляються від анода (перетворення 2Cl ^– в Cl ₂₎ і накопичуються у катода (освіта OH ^–). Переміщення OH ^– в протилежну сторону могло б теж підтримувати електронейтральність, але іон OH ^– реагував би з Cl ₂ і зводив нанівець весь результат.

Бром одержують хімічним окисленням бромід-іона, що знаходиться в морській воді. Подібний процес використовується і для одержання йоду з природних розсолів, багатих I ^-. В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє більш сильними окисними властивостями, а утворюються Br ₂ і I ₂ видаляються з розчину потоком повітря.

Учені поступово дізналися й про інші групи елементів, що мають подібні властивості. Так, одну групу подібних елементів склали Нітроген, Фосфор, Арсен, Стибій, Вісмут, іншу — Оксиген, Сульфур, Селен, Телур (див. періодичну систему хімічних елементів).

Виявлення природних груп подібних за властивостями елементів стало важливим етапом на шляху розвитку класифікації хімічних елементів. Якщо першою класифікацією був поділ елементів на металічні й неметалічні (на основі протилежних властивостей їх простих речовин — металів і неметалів), то далі було виявлено природні групи, всередині яких спостерігався взаємозв’язок між елементами. Проте такі групи елементів розглядалися відособлено. Загального зв’язку між елементами ще не виявили. Адже було важко припустити, що між елементами, протилежними за властивостями, наприклад між лужними металами і галогенами, існує взаємозв’язок.

Загальна характеристика елементів ІІАгрупи.

До s – елементів ІІ групи належать типові елементи – берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Деякі константи цих сполук наводимо:

Валентні електрони

2s²

3s²

4s²

5s²

6s²

7s²

r_атома, нм

0.113

0.160

0.197

0.215

0.221

0.235

r_іона, Е²⁺, нм

0.034

0.074

0.104

0.120

0.133

0.144

E_2іоніз,еВ

18.21

15.03

11.87

11.03

10.00

10.15

У відповідності з будовою валентного електронного шару s елементи ІІ групи проявляють ступінь окиснення +2. Як і в інших головних підгрупах, в ряду розглянутих елементів із збільшенням порядкового номера енергія іонізації атомів зменшується, радіуси атомів та іонів збільшуються, металічні властивості хімічних елементів посилюються.

За головними представниками цієї підгрупи – кальцієм, стронцієм і барієм, – відомих під загальною назвою лужноземельних металів, вся головна підгрупа другої групи називається також підгрупою лужноземельних металів.

Назву “лужноземельні” ці метали (інколи до них приєднують і магній) отримали тому, що їх оксиди за своїми хімічними властивостями є проміжними між лугами (тобто оксидами і гідроксидами лужних металів) і “землями” (тобто оксидами таких елементів, типовим представником яких є алюміній – головна складова частина глин). Внаслідок цього перехідного положення оксидам кальцію, стронцію і барію і дали назву “лужні землі”.

Перший елемент цієї підгрупи, берилій (якщо не брати до уваги його валентність), за своїми властивостями набагато ближчий до алюмінію, ніж до вищих аналогів своєї підгрупи. Другий елемент цієї підгрупи, магній, також в окремих відношеннях значно відрізняється від лужноземельних металів у вузькому значенні цього терміну. Деякі окремі реакції зближують його з елементами побічної підгрупи другої групи, особливо з цинком (так сульфати магнію і цинку MgSO₄ i ZnSO₄ на противагу сульфатам лужноземельних металів легко розчинні, ізоморфні один одному і утворюють аналогічні по складу подвійні солі).

Отже, як і було вже зазначено нами при вивченні хімії елементів І групи головної підгрупи, перший елемент виявляє властивості, перехідні до наступної головної підгрупи, другий – до побічної підгрупи тої ж групи; і за звичай, характерними для групи властивостямиволодіє лише третій елемент. Це правило особливо наглядно виконується в групі лужноземельних металів.

Самий важкий (r = 6г/см³) з елементів другої групи – радій – за своїми хімічними властивостями, безумовно, відповідає типовим представником лужноземельних металів. Тим не менше частіше всього його не прийнято включати в групу лужноземельних металів в більш вузькому розумінні. В зв’язку з особливостями його поширення в природі, а також внаслідок найбільш характерної його властивості – радіоактивності (звідки й пішла його назва) доцільно відвести йому особливе місце. За виключенням радію, всі елементи лужноземельної підгрупи належать до легких металів. Легкими називаються метали, густина яких не перевищує 5г/см³:

r, г/см³

1.85

1.74

1.54

2.63

3.76

За своєю твердістю метали головної підгрупи ІІ групи значно переважають лужні метали. Найбільш м’який з лужноземельних металів, барій (властивості якого найбільш близькі до лужних металів), володіє приблизно твердістю свинцю.

Їх типова валентність ІІ (лише в виняткових випадках вони бувають одновалентними) заставляє віднести всі ці метали до головної підгрупи ІІ групи. Крім того всі вони вмявляють сильно електропозитивний характер, який визначається їх положення в лівій частині електрохімічного ряду напруг, а також сильною спорідненістю до електронегативних елементів.

Всі метали розкладають воду. Однак дія берилію і магнію на воду протікає дуже повільно внаслідок малої розчинності гідридів, які утворюються в результаті цієї реакції. Наприклад для магнію:

Mg + 2H2O = Mg(OH)₂ + H₂

Гіроксиди магнію і берилію, утворившись на поверхні металів Be і Mg, закривають металічну поверхню від доступу води. Тому навіть маленькі шматки стружки магнію необхідно витримати при кімнатній температурі в контакті з водою протягом декількох діб, перш ніж вони перетворяться в гідроксид магнію. Інші лужноземельні метали реагують з водою значно енергійніше, що пояснюється кращою розчинністю їх гідроксидів:

Be(OH)₂

Mg(OH)₂

Ca(OH)₂

Sr(OH)₂

Ba(OH)₂

S, моль/л

8 × 10^-6

5 × 10^-4

2 × 10^-2

7 × 10^-2

2 × 10^-1

Гідроксид барію розчиняється найлегше (барій реагує енергійно із спиртом).

У порядку зростання розчинності гідроксидів зростає їх основний характер – від амфотерного гідроксиду берилію до сильної основи – гідроксиду барію – їдкого барію.

В якості продуктів горіння лужноземельних металів завжди отримують нормальні оксиди MnO. Пероксиди лужноземельних металів набагато менш стійкі, ніж в ряду лужних металів. Оксиди лужноземельних металівреагують з водою з утворенням гідроксидів.

Цікавою особливістю елементів головної підгрупи ІІ групи є сильна спорідненість до азоту. Схильність до утворення споук з азотом зростає в цих елементів із збільшенням порядкового номера. У власне лужноземельних елементів ця тенденція настільки велика, що останні повільно сполучаються з азотом вже при звичайній температурі (незначному нагріванні), утворюючи нітриди:

Лужноземельні метали, подібно до лужних металів, сполучаються з воднем, утворюючи гідриди, наприклад:

Са + Н₂ = СаН₂

Ці гідриди мають також солеподібний характер і тому слід вважати, що в них, як і у гідридів лужних металів, водень є електронегативною складовою молекуи. Важче отримати безпосередньо з елементів MgH₂, BeH₂ синтезувати з елементів так і не вдалося. MgH₂ і BeH₂ – тверді і нелеткі сполуки, як і гідриди лужноземельних металів, але на відміну останнім, вони не володіють яскраво вираженим солевим характером.

Всі елементи головної підгрупи другої групи утворюють безколірні іони, які мають заряд +2:

Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ra²⁺.

Берилій, внаслідок своєї амфотерності утворює ще й безколірні аніони BeO₂^2-, Be(OH)₄^2-. Безколірними є всі солі лужноземельних металів, якщо вони не є похідними аніонів.

Багато солей лужноземельних металів є важкорозчинними у воді. У зміні розчинності цих солей часто виявляється певна закономірність: так, у сульфатів розчинність швидко зменшується у підгрупі зверху вниз. Приблизно так само змінюється і розчинність хроматів MeCrO₄. Більшість солей, утворених лужноземельними металами із слабкими кислотами і з кислотамисередньої сили, розчиняються важко, наприклад, фосфати, оксалати, карбонати; деякі з них, однак, легко розчинні; до останніх належить сульфіди, ціаніди, роданіди і ацетати. Внаслідок ослаблення основного характеру гідроксидів при переході від Ва до Ве в цій же послідовності зростає ступінь гідролізу їх іонів в сполуках, наприклад, карбонатів. В цьому ж напрямку змінюється і їх термічна стійкість. Тоді як карбонат барію навіть при температурі білого каління розкладається далеко не повністю, карбонат кальцію можна повністю розкласти на СаО і СО₂ вже при порівняно слабкому прожарюванні, а карбонат магнію розкладається ще легше.

Теорія Гейтлера і Лондона в застосуванні до лужноземельних металів приводить перш за все до висновку про те, що їх атоми в нормальному стані не можуть утворювати гомеополярних сполук (так як вони не мають неспарених електронів). Оскільки, перехід одного з двох електронів зовнішньої сфери з s– рівня на сусідній р-рівень зв’язаний з невеликою затратою енергії (для Mg 62,2, для Са 43,1 ккал/моль), теоретично можна припустити, що при переході атома в “збуджений стан утворюється гомеополярні сполуки. Однак поки що не проведені точні розрахунки стійкості атомних зв’язків, утворених за рахунок р-електронів. Досвід показує, що чисто гомеополярні сполуки лужноземельних металів, наприклад, сполуки з органічними радикалами, мало стійкі. Магній маєтаку особливість, що має здатність утворювати сполуки типу Х-Mg–R, X– галоген, R-органічний радикал.

Поширення в природі. Сполуки елементів головної ІІ групи, за винятком берилію і радію, широко поширені в природі. Кальцій і магній належать до найбільш поширених елементів (Mg – 2,0%, Са – 3,4% в земній корі). Але завдяки великій хімічній активності елементи лужноземельної групи ніколи не зустрічаються у вільному стані, а завжди у вигляді сполук.

Карбонати кальцію і магнію:

CaCO₃ – чистий (мрамор)

SrCO₃ – стронціаніт

BaCO₃ – вітерит

CaSO₄ – агідрит

BaSO₄ – важкий шпат

CaCO₃ – (вапняк, крейда)

CaCO₃ × MgCO₃ – доломіт

MgCO₃ – магнезит, гіркий шпат або тальковий шпат

CaSO₄ × 2H₂O – (гіпс, алебастр)

MgSO₄ × H₂O – кізерит

CaF₂ – плавиковий шпат

3Ca₃(PO₄)₂ × Ca(F,Cl)₂ – апатит

MgO × Al₂O₃ – шпінель, різновидом якої є дорогоцінне каміння

BeAl₂[Si₆O₁₈] – берил, смарагд і аквамарин – різновиди берилу

BeO × Al₂O₃ – хризоберил, алесандрит – різновид хризоберилу

SrSO₄ – цілестин

Радій міститься в мізерних кількостях в рудах урану.

Прості речовини. Елементи головної підгрупи ІІ групи представляють собою сірі або білі метали (блискучі на свіжому розрізі або зломі, які швидко тм’яніють на повітрі. Хімічна активність металів зростає від Ве до Ва, і тому вже Са, Ва, Sr зберігають в посуді під шаром гасу, тоді як магнійова стружка та Ве захищаютьсебе оксидними плівками.

Магній (у вигляді стрічки або порошку) при займанні горить сліпучо білим полум’ям з виділенням білого диму. Світло, яке вилучається магнієм при горінні, багате фотохімічно активним промінням. Це використовується у фотографії (миттєва зйомка при світлі магнію).

Дуже важлива особливість магнію помічена в розчині ефіру:

В рідкому аміаку лужноземельні метали, як і лужні, утворюють темно-сині розчини. Після відгонки з цих розчинів аміаку залишаються тверді продукти, які мають мідний аж до золотистого блиск і є аміакатами типу [Ca(NH₃)₆], [Sr(NH₃)₆], [Ba(NH₃)₆]. В присутності каталізаторів аміакати розкладаються з утворенням амідів:

Ca(NH₃)₆ = Ca(NH₂)₂ + 4NH₃ + H₂

Аміди при нагріванні у вакуумі можуть переходити в жовті іміди:

Ca(NH₂)₂ = CaNH + NH₃

З імідів при подальшому нагріванні у високому вакуумі можуть утворитися пернітриди: Sr₃N₄. За хімічними властивостями Ве (в силу своєї амфотерності) різко відрізняється від Mg і Са та елементів підгрупи кальцію. Ве вже при кімнатній температурі розчиняється в 50% розчині гідроксиду калію, або при нагріванні у водних розчинах лугів.

Загальна характеристика р-елементів

До головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи належать два дуже поширених елементи – бор і алюміній, і три рідкісних – галій, індій і талій. Останні належать до таких елементів, які хоча й поширені по всій земній корі, але присутні завжди в дуже малих концентраціях в якості ізоморфних домішок в певних мінералах. В цьому розумінні про них можна говорити як про рідкісні, а про галій та індій, як про дуже рідкісні елементи. Вони були відкриті методом спектрального аналізу.

Елементи головної підгрупи третьої групи в сполуках, в яких валентність відповідає номеру групи, є максимально тривалентні, а ступінь окиснення їх рівний +3. Електронна структура елементів:

1s²2s²2p¹

1s²2s²2p⁶3s²3p¹

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹

4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p¹

4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p¹

Енергія іонізації атомів елементів із збільшенням порядкового номера зменшується :

I, eB

8.298

5.986

5.998

5.786

6.108

Бор і алюміній утворюють обмежене число сполук, в яких вони проявляють нижчі ступені окиснення. У навпаки, галій, індій, талій дуже легко можуть бути переведені в нижчі валентні стани. Проте, в цих нижчих ступенях окиснення (+1) галій та індій є менш стійкі, ніж в стані із ступенем окиснення +3. Талій, на відміну всім елементам – сусідам у підгрупі найчастіше зустрічається в одновалентному стані. Крім того, Tl в ступені окиснення +3, на відміну Ga i In має лише дуже невелику подібність з другим елементом головної підгрупи ІІІ групи – алюмінієм, до якого галій та індій у всіх відношеннях дуже близькі.

Гідроксиди галію, індію амфотерні так само як і гідроксид алюмінію. Солі галію та індію, як і солі алюмінію, у водних розчинах частково гідролізовані. Як і алюміній, галій та індій утворюють галуни (квасці), тобто подвійні сульфати типу М^ІМ^ІІІ(SO₄)₂ × 12H₂O (звичайно не так характерно, як алюміній). Тривалентний талій утворює подвійні сульфати іншого типу, а саме М^ІМ^ІІІ(SO₄)₂ × 4H₂O. Але і алюміній утворює подвійні сульфати цього типу, і їх кристалізацію при певних умовах, в яких вони взагалі здатні існувати, можна викликати додаванням відповідного подвійного сульфату талію.

Крім схильності легко переходити в нижчі ступені окиснення, галій, індій і талій відрізняються від бору та алюмінію меншою теплотою утворення своїх оксидів і легкою здатністю (схильністю) відновлюватися до металу. В металічному стані внаслідок м’ягкості і низьких температур плавлення вони дуже сильновідрізняються від алюмінію і осбливо бору.

Т_пл, °С

2300

660

29.78

156.4

302.5

Бор має чітко виражену неметалічну природу. Однак його аналоги – типові метали. Відповідно до своєї неметалічної природт він має схильність до утворення гомеополярних споук. Аналоги бору утворюють переважно гетерополярні сполуки. Всі вони схильні існувати у водних розчинах у вигляді вільних, якщо не брати до уваги водну оболонку, позитивнозаряджених (3+) іонів. Бор таких іонів не утворює. Все ж таки в сполуках з сильно електронегативними елементами бор також можна розглядати як позитивнозаряджений (3+) іон; необхідно лише врахувати, що властивості цих сполук внаслідок сильної поляризуючої дії іона В⁺³ (обумовлена ця дія поєднанням невеликого радіуса з відносно великим зарядом) значною мірою наближаються до властивостей гомеополярних сполук.

Електропозитивний характер елементів змінюється з ростом порядкового номера в головній підгрупі ІІІ групи не так закономірно, як це спостерігалося в елементів головних підгруп І та ІІ груп. Спочатку він дуже сильно зростає від бору до алюмінію, але потім при переході від алюмінію до галію подає і знову зростає, правда незначно, при переході від галію до талію. Така незакономірна зміна електропозитивного характеру зв’язана з тим, що на відміну від бору і алюмінію, елементи галій, індій, талій розміщені не безпосередньо за лужноземельними металами, а за перехідними елементами, в яких заповнювалася d – оболонка попереднього енергетичного рівня. В той час, як при переході від Ве до В і від Mg до Al заряд ядра зростає на одиницю, то від кальцію до галію на цілий 11 одиниць зростає.в той же самий час головне квантове число залишається незмінним, а заряд ядра сильно збільшився, то зв’язок зовнішніх електронів з ядром в атомі галію сильно зростає і тим самим електропозитивний характер елемента значно ослаблюється. Для індію і талію спостерігається те ж саме.

Загальна характеристика р-елементів ІV групи

До р – елементів IV групи належать карбон, сіліцій, германій, станум і плюмбум. Карбон і сіліцій належать до типових елементів, а германій, станум і плюмбум складають підгрупу германію. У відповідності з електронними конфігураціями їх атомів:

C 1s²2s²2p²

Si 2s²2p⁶3s²3p²

Ge 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p²

Sn 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p²

Pb 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p².

Маючи на останньому енергетичному рівні 4 електрони, елементи головної підгрупи проявляють ступені окиснення від –4 до +4. Ступінь окиснення –4 більш характерний для сполук типових елементів – карбону і сіліцію, оскільки здатність приєднувати електрони характерна для атомів з малим атомним радіусом. Для германію, стануму і плюмбуму, стійкість сполук із ступенем окиснення –4 зменшується в ряду Ge-Sn-Pb. Оскільки елементи головної підгрупи містять 2 неспарені р-електрони, то всі вони утворюють сполуки із СТО +2.

Як видно з приведених даних, карбон істотно відрізняється від інших р – елементів групи високим значенням енергії іонізації. Карбон – типовий неметалічний елемент.

В ряду C – Si – Ge – Sn – Pb енергія іонізації зменшується, а відповідно, неметалічні ознаки елементів послаблюються, а металічні зростають.

У зміні властивостей атомів і сполук в цьому ряду проявляється вторинна періодичність (у зміні енергій іонізації, атомних радіусів спостерігається немонотонний характер).

Як видно на кривих зміни суми перших чотирьох потенціалів іонізації і орбітальних атомних радіусів в ряду C – Si – Ge – Sn – Pb є внутрішні максимуми і мінімуми. Ця не монотонність у зміні властивостей елементів в підгрупах отримала назву вторинної періодичності. Це явище обумовлене проникненням зовнішніх електронів до ядра. Так, не монотонність зміни атомних радіусів при переході від Si до Ge і від Sn до Pb обумовлена проникненням s – електронів відповідно під екран 3d¹⁰ – електронів у Ge і подвійний екран 4f¹⁴ – і 5d¹⁰ – електронів у Pb.

По відношенню до кисню, галогенів та інших електронегативних елементів елементи головної підгрупи 4 групи проявляють максимальну валентність, рівну 4, що відповідає номеру групи. Але поруч з тим вони можуть виступати і як двовалентні. Карбон поруч з СО₂ і CS₂ утворює також CO i CS; правда остання сполука дуже нестійка. Сполуки SiO, SiS теж мало стійкі. Ще більшою схильністю проявляти валентність 2 володіє германій, який крім оксиду і сульфіду утворює ще й дихлорид GeCl₂. Тенденція виступати в якості двовалетного елемента зростає далі в стануму, для якого стійкості ІІ і IV валентних станів приблизно однакові. Нарешті, в плюмбуму двовалентний стан переважає над чотиривалентним.

У всіх групах спостерігається зменшення кислотних і збільшення основних властивостей при переході від більш легких до більш важких елементів. В 4 групі ця властивість особливо посилюється завдяки збільшенню в цьому ж напрямку стійкості нижчих ступенів окиснення (нижчих валентностей). Основні властивості проявляються у сполук нижчої валентності, а кислотні – у сполук вищої валентності. Якщо елемент утворює декілька оксидів, то завжди вищі оксиди більш схильні до утворення кислот і відповідно менш схильні до утворення основ, ніж нищі.

Загальна характеристика і валентні стани елементів V А групи.

Елементи головної підгрупи Vгрупи – азот, фосфор, миш’як, сурьма, вісмут. Згідно електронних конфігурації їх атомів

N 1s²2s²2p³

P 2s²2p⁶3s²3p³

As 3s²3p³3d¹⁰4s²4p³

Sb 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p³

Bi 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p³.

Азот і фосфор належать до типових елементів, а миш’як, сурьма і вісмут належать до підгрупи миш’яку.

Головні константи р – елементів V групи приведені нижче:

r_{металічний}, _{атомний}, нм

0.071

0.13

0.148

0.161

0.182

r_ковал., нм

0.077

0.110

0.121

0.141

–

r_{іона Е3}^–, нм

0.148

0.186

0.192

0.208

0.213

r_{іона Е5}⁺, нм

0.015

0.035

0.047

0.062

0.074

I₁, еВ

14.53

10.484

9.81

8.639

7.287

Як видно з приведених даних, в ряду As – Sb – Bi розміри атомів та іонів збільшуються, енергії іонізації зменшуються. Цим зумовлюється послаблення ознак неметалічних елементів і посилення ознак металічних елементів.

Елементи головної підгрупи Vгрупи – N, P, As, Sb, Bi – в своїх кисневих сполуках максимально п’ятивалентні, а по відношенню до водню вони бувають винятково тривалентними. Більшість цих елементів є п’ятивалентними також і у відношенні інших електронегативних елементів, перш за все F, Cl, Br, S. Однак поруч із валентністю 5 вони завжди проявляються по відношенню до них і валентність 3.

Із збільшенням атомної маси цих елементів схильність їх до утворення тривалентних сполук з киснем і галогенами все більше і більше домінує над схильністю до утворення п’ятивалентних сполук. Одночасно зменшується стійкість водневих сполук.

Елементи As, Sb, Bi у водних розчинах можуть існувати в тривалентному стані у вигляді вільних позитивнозаряджених іонів As³⁺, Sb³⁺, Bi³⁺. Однак відповідні їм (цим іонам) солі проявляють велику схильність до гідролізу. Для миш’яку існує рівновага:

As³⁺ + 3H₂O Û AsO₃^3- + 6H⁺,

Звідки випливає, що цей елемент у вигляді As³⁺ може існувати в помітних кількостях тільки в дуже кислих розчинах. В стибію ця рівновага сильно зсунута вліво і ще більше – у вісмуту.

Це положення відповідає загальному правилу, що основні властивості гідроксидів у кожній головній підгрупі періодичної системи зростають в напрямку зверху вниз. Неможливість виявлення вільних позитивно заряджених іонів азоту і фосфору можна у відповідності з цим правилом пояснити припущення, що в даному випадку рівновага зсунута ще більш сильно вправо, ніж для миш’яку.

Всі гідроксиди, утворені елементами VА групи в п’ятивалентному стані мають характер кислот.

NO₂(OH) – азотна

PO(OH)₃ – фосфорна

AsO(OH)₃ – миш’якова

H[Sb(OH)₆] – сурьмяна

Bi₂O₅ × H₂O – вісмутова

У відповідності з приведеним правилом кислотний характер гідроксидів в кожній головній підгрупі періодичної системи зменшується із зростанням порядкового номера елемента. Це правило справджується і в даному випадку: азотна кислота – дуже сильна кислота, фосфорна – кислота середньої сили, а інші гідроксиди – всі слабкі і навіть дуже слабкі кислоти. Миш’якова і сурьмяна кислоти у вигляді сполук із вказаним вище складом відомі тільки в розчинах або у формі солей. Чи є гідрат п’ятиокису вісмуту сполукою з визначеним складом [вісмутовою кислотою ВіО₂(ОН) чи Ві(ОН)₃] точно не встановлено, але відомісолі з цілком визначеним складом – похідні вісмутової кислоти.

Елементи V групи головної підгрупи можуть проявляти не тільки 3- і 5- валентність, але також й інші ступені валентності. Це перш за все має відношення до азоту і фосфору. Азот по відношенню до кисню може вести як 1, 2, 3, 4 і 5-валентний елемент. Для фосфору відомі крім 3 і 5, ще 1 і 4.

Загальна характеристика елементів VIА групи.

До р-елементів VI групи належать типові елементи – кисень, сірка та елементи підгрупи селену – Se, Te, Po:

O 1s²2s²2p⁴

S 2s²2p⁶3s²3p⁴

Se 3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁴

Te 4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁴

Po 4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p⁴

Деякі відомості про ці елементи:

r_ковал., нм

0,073

0,104

0,117

0,137

–

r_метал.,нм

–

0,16

0,17

r_{ум.іона Е2-,}нм

0,136

0,182

0,193

0,211

–

r _{ум.іона Е6+,}нм

–

(0,029)

0,035

(0,056)

–

E1 іоніз.,еВ

13,618

10,360

9,752

9,01

8,43

E_{спор.доел-на,} еВ

1,47

2,08

2,02

»2

1,35

Як бачимо, в ряду O – S – Se – Te – Po зменшуються енергії іонізації, зростають розміри атомів та іонів. Це послаблює неметалічні ознаки елементів: кисень – елемент-неметал, а полоній – елемент-метал.

Перші чотири елементи мають неметалічну природу, їх об’єднують під назвою халькогенів, що означає “ті, що утворюють руди”. Найбільшу неметалічну природу мають кисень і сірка. Селен і телур займають проміжне положення між неметалами і металами. Так, в елементному стані селен існує як в неметалічній, твк і у металічній модифікаціях. Для елементного телуру металічна модифікація є більш звичайною. Але за хімічними властивостями ці два елементи стоять ближче до неметалів. Їхня хімічна подібність з металами проявляється в тому, що селен і телур можуть утворювати солі з сильними кислотами, в які вони входять як електропозитивна складова частина. Особливо це властиво телуру, хоча і його солі дуже мало стійкі. У останнього (найбільш важкого) елемента групи, радіоактивного і порівняно короткоживучого полонію, металічна природа виражена найбільш яскраво. Він схильний існувати у водному розчині у вигляді елементарного позитивно зарядженого іону і за хімічними властивостями близький не тільки телуру, але й до сусіднього вісмуту.

У газоподібному стані навіть при дуже низьких температурах кисень завжди двоатомний. Його аналоги, навпаки, мають дуже велику схильність до асоціації і утворюють двоатомні молекули тільки при порівняно високих температурах. Енергія, необхідна для розщеплення таких молекул на атоми (термічна дисоціація), сильно зменшується із зростанням атомної маси:

Енергія дисоціації (ккал/моль при 0°К)

O₂

S₂

Se₂

Te₂

117,2

75,6

Сполуки халькогенів (O, S, Se, Te) з електропозитивними елементами називаються халькогенідами. Халькогеніди дуже електропозитивних елементів кристалізуються в більшості випадків в типових іонних решітках. Часто вони мають однакову структуру із аналогічно побудованих галогенідів. Так само гідрохалькогеніди мають типову кристалічну решітку.

Як вже вказувалося, на зовнішньому енергетичному рівні атоми шостої групи головної підгрупи містять шість електронів – два на s-орбіталі і чотири на р-орбіталі. Атом кисню відрізняється від атомів інших елементів підгрупи відсутністю d-підрівня на зовнішньому рівні. Така електронна структура атома кисню зумовлює великі енергетичні затрати на “розпаровування” його електронів, що не компенсується утворенням нових ковалентних зв’язків. Тому, ковалентність кисню, як правило, рівна двом. Однак в окремих випадках атом кисню, який володіє двома неподільними електронними парами, може виступати в якості донора електронів і утворювати додаткові ковалентні зв’язки за донорно-акцепторним механізмом.

В сірки у інших елементів підгрупи число неспарених електронів в атомі може бути збільшене шляхом переходу s– і р- електронів на d– підрівень зовнішнього шару. В зв’язку з цим вказані елементи проявляють ковалентність, рівну не тільки 2, а й 4 та 6. У сполуках з воднем і металами О, S, Se, Te проявляють СТО –2. у сполуках з неметалами, наприклад з киснем сірка, Se, Te проявляють СТО +4, +6. Винятком є сам кисень: за величиною електронегативності він поступається тільки фтору, тому тільки в сполуці з цим елементом (OF₂) його ступінь окиснення позитивний (+2). У сполуках з усіма іншими елементами ступінь окиснення кисню негативний і рівний –2.

Загальна характеристика d – елементів. Ступені окиснення.

d – елементи називають ще перехідними. Вони розміщені в періодичній системі в великих періодах між s – і р – елементами. Як відомо, характерною особливістю перехідних елементів є те, що в їх атомах заповнюються орбіталі не зовнішнього, як у s – і р – елементів, а передостаннього (d – елементи) шару.

У d – елементів валентних одна ns – орбіталь, три np – орбіталі і п’ять (n – 1) d – орбіталі.

На зовнішньому шарі у d – елементів знаходяться 1 – 2 електрони (ns – стани), інші валентні електрони розміщені в (n – 1)d – стані передостаннього шару. Подібна будова електронних оболонок атомів d – елементів визначає ряд їх спільних властивостей. Прості речовини, утворені перехідними елементами, є металами (число валентних електронів і їх атомах є значно менше числа орбіталей).

За невеликим винятком, d – елементи проявляють змінну ступінь окиснення. Майже для всіх d – елементів, зокрема, можлива СТО +2 – по числу зовнішніх електронів. Вища ступінь окиснення більшості d – елементів відповідає номеру групи періодичної системи, в якій вони знаходяться. На відміну від підгрупи s – і р – елементів в підгрупах d – елементів із зростанням порядкового номера елемента значення стійкого ступеня окиснення зростає.

Внаслідок різноманітності ступенів окиснення для хімії d – елементів дуже характерні окиснювально – відновні реакції. З цієї ж причини майже кожен з d – елементів має сполуки, які сильно відрізняються за своїми кислотно – основними властивостями:

Mn(OH)₂

Mn(OH)₃

Mn(OH)₄

H₂MnO₄

HMnO₄

Основа середньої сили

Основа слабка

Амфотерний гідроксид

Кислота сильна

Дуже сильна кислота

Енергія іонізації атомів перехідних елементів вказують на порівняно слабкий зв’язок зовнішніх електронів з ядром; та для V, Cr, Mn, Fe, Co.

Е_іоніз.: 6.74; 6.76; 7.43; 7.90; 7.86еВ. саме тому перехідні елементи в утворених ними сполуках мають позитивно СТО і виступають в якості характерних металів, проявляючи цим подібність з металами головних підгруп.

Однак між металами головних і побічних підгруп є й суттєві відмінності. Вони також пов’язані з особливостями електронної бідови перехідних елемен6тів, а саме з тим, що у другому ззовні електронному шарі їхніх атомів є неповністю зайнятий електронами d – підрівень. Для утворення хімічних зв’язків атоми перехідних елементів можуть використовувати не тільки зовнішній електронний шар (як це має місце у елементів головних підгруп), але також d – електрони і вільні d – орбіталі передостаннього шару. Тому для перехідних елементів значно більш характерна змінна валентність, ніж для металів головних підгруп. Можливість утворення хімічних зв’язків за участю d – електронів і вільних d – орбіталей обумовлює яскраво виражену схильність перехідних елементів до утворення стійких комплексних сполук. З цим також пов’язане характерне забарвлення багатьох сполук перехідних елементів, тоді як сполуки металів головних підгруп більшості випадків безколірні.

Властивості комплексних сполук d – елементів залежно від числа лігандів в світлі теорії кристалічного поля нами вивчалися при вивченні комплексних сполук.

Сполуки d – елементів звичайно забарвлені. Це пояснюється переходом електронів на високий вільний енергетичний рівень, який здійснюється за рахунок поглинання видимого світла.

Майже всі елементи головних підгруп IV – VII груп періодичної системи представляють собою неметали, тоді як елементи побічних підгруп – метали. Тому в правій частині ПС відмінності у властивостях елементів головних і побічних підгруп проявляються особливо сильно. Однак, в тих випадках, коли елементи головної і побічної підгрупи знаходяться у вищому ступені окиснення, їх аналогічні сполуки проявляють істотну подібність. Так, хром розміщений в побічній підгрупі VI групи, утворює кислотний оксид CrO₃, близький за властивостями до SO₃. обидві ці речовини за звичайних умов знаходяться в твердому стані і утворюють при взаємодії з водою кислоти складу Н₂ЕО₄. Так само оксиди марганцю і хлору у вищому ступені окиснення – Mn₂O₇ i Cl₂O₇ – володіють подібними властивостями і є ангідридами сильних кислот – НЕО₄. Подібна близькість властивостей пояснюється тим, що у вищому ступені окиснення атоми елементів головних і побічних підгруп набувають подібної електронної будови. Наприклад, атом хрому має електронну структуру 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹. Коли хром знаходиться в СТО +6, шість електронів його атома разом з валентними електронами сусідніх атомів (у випадку CrO₃ – атомів кисню) утворюють сильні електронні пари, які здійснюють хімічних зв’язок. Інші електрони, які безпосередньо не приймають участі в утворенні зв’язків, мають конфігурацію 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, яка відповідає електронній структурі інертного газу. Аналогічно у атома сірки в СТО +6 електронна конфігурація незадіяних в утворенні зв’язків електронів 1s²2s²2p⁶теж відповідає електронній структурі благородного газу.

Ми знаємо, що в межах одного періоду в елементів головних підгруп, тобто у s – i p – елементів, із зростанням їх порядкового номера число електронів у зовнішньому електронному шарі атомів зростає, що приводить до швидкого переходу від металів до типових неметалів. У перехідних елементів зростання порядкового номера не супроводжується істотною зміною структури зовнішнього шару; тому хімічні властивості цих елементів змінюються в періоді хоча й закономірно, але набагато слабкіше і менш різко, ніж в елементів головних підгруп.

В межах одної декади перехідних елементів (від Sc до Zn, наприклад) максимально різкий ступінь окиснення елементів спочатку зростає 9завдяки збільшенню числа d – електронів, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв’язків), а потім зменшується (внаслідок посилення взаємодії d – електронів з ядром по мірі збільшення його заряду) так, максимальний СТО Sc, Ti, V, Cr, Mn співпадає з номером групи, тодіяк для Fe вона рівна шести, для Co, Ni, Cu – трьом, для Zn – двом. У відповідності з цим змінюється і стійкість сполук, які відповідають певному ступеню окиснення елемента. Наприклад, оксиди TiO i VO, які містять титан і ванадій в СТО +2 – сильні відновники, а аналогічні оксиди міді і цинку (CuO i ZnO) відновних властивостей не проявляють.

В головних підгрупах стійкість сполук, в яких елемент проявляє вищу ступінь окиснення, як правило зменшується.

Так, сполуки, в яких ступінь окиснення вуглецю або кремнію рівна +4, достатньо стійкі, тоді як аналогічні сполуки свинцю (наприклад, PbO₂) мало стійкі і легко відновлюються. В побічних підгрупах проявляється зворотня закономірність: із зростанням порядкового номера елемента стійкість вищих ступенів окисненя зростає.

Так, сполуки Cr(VI) – сильні окиснювачі, а для сполук Mo(VI) i W(VI) окиснювальні властивості не характерні.

В межах кожної побічної підгрупи відзначається значна подібність у властивостях елементів V i VI періодів, що пов’язано з ефектом лантаноїдного стиснення.

Ефект лантаноїдного стиснення – поступове зменшення в ряду Ce – Lu атомних й іонних радіусів.

Це явище має важливий наслідок. В результаті лантаноїдного стиснення розміри атомів й іонів елементів VI періоду, розміщених зразу після лантаноїдів (Hf, Ta, W), дуже близькі до розмірів атомів й іонів, які відповідають елементам 5 періоду (Zn, Nb, Mo); в той же час для елементів четвертого і п’ятого періодів ці характеристики помітно відрізняються.

Так, сполуки Cr(VI) – сильні окиснювачі, а для сполук Mo(VI) i W(VI) окиснювальні властивості не характерні.

Ефект лантаноїдного стиснення – поступове зменшення в ряду Ce – Lu атомних й іонних радіусів.

0.146

0.134

0.127

0.130

0.126

0.125

0.124

0.128

0.160

0.145

0.139

0.136

0.134

0.137

0.144

0.159

0.146

0.140

0.137

0.135

0.138

0.144

Завдяки тому, що атоми й іони аналогічних елементів побічних підгруп п’ятого й шостого періодів мають не лише подібну електронну будову, але й практично однакові розміри, їхні хімічні властивості є значно близькіші, ніж у випадку елементів четвертого й п’ятого періодів. Так, цирконій за своїми властивостями значно ближчий до Нf, ніж до Ti, Nb подібний до Ta більшою мірою ніж до V.

Нульовий ступінь окиснення у d – елементів проявляється в сполуках з s – донорними і p – акцепторними лігандами, наприклад з молекулами СО. Комплексні сполуки d – елементів з лігандами СО називаються карбонілами. Карбоніли металів, як і СО – дуже токсичні. Термічним розкладом карбонілів отримують найчистіший метал, а також використовують їх в хімічному синтезі. Карбоніли металів синтезують різними способами. Нікель, залізо, кобальт безпосередньо реагують з оксидом вуглецю(ІІ), даючи карбоніли. Частіше їх отримують відновленням відповідних солей або комплексів металів в присутності СО.

Карбоніли можуть бути одно-, дво- і багатоядерними. Одноядерні карбоніли утворюють d – елементи з парним числом валентних електронів. d – елементи з непарним числом валентних електронів утворюють двоядерні карбоніли кластерного типу із зв’язком М – М. Крім двоядерних відомі й інші карбоніли кластерного типу, наприклад: Fe₃(CO)₁₂, Co₄(CO)₁₂, Rh(CO)₁₆.

Cr(CO)₆

Mn₂(CO)₁₀

Fe(CO)₅

Co₂(CO)₈

Ni(CO)₄

Mo(CO)₆

Tc₂(CO)₁₀

Ru(CO)₅

Rh₂(CO)₈

–

W(CO)₆

Re₂(CO)₁₀

Os(CO)₅

Ir₂(CO)₈

–

Загальна характеристика елементів сімейства заліза і платинових металів.

До VIII групи належать дев’ять d-елементів, які утворюють три підгрупи – підгрупу Fe (Fe, Ru, Os), підгрупу Co (Co, Rh, Ir) і підгрупу нікелю (Ni, Pd, Pt). Інакше VIII групу класифікують в сімейства (родини): заліза (Fe, Co, Ni) і платинових металів (Ru, Rh, Pd, Os, Ir,Pt).

По мірі заповнення (n-1) d-орбіталей другим електроном посилюється подібність сусідніх d-елементів по періоду. Так, нікель проявляє велику подібність як з Co так і з Fe, а також з Cu. Крім того, внаслідок лантаноїдного стиснення особлива схожість властивостей спостерігається в діадах: Ru–Os, Rh–Ir, Pd–Pt. Саме через це елементи 5-го і 6-го періодів об’єднують у сімейство платинових металів.

Подібність розміщених один за другим елементів ніде більше в періодичній системі не виражено так сильно, як в цій групі.

Валентні електрони

3d⁶4s²

3d⁷4s²

3d⁸4s²

r метал. атома, нм

0.126

0.125

0.124

r умов.іона, нм

E²⁺

E³⁺

E⁴⁺

0.080

0.073

0.080

0.072

0.079

E іоніз., Е°®Е⁺, еВ

7.893

7.87

7.635

Валентні електрони

4d⁷5s^¢

4d⁸5s¢

4d¹⁰5s⁰

r метал. атома, нм

0.134

0.137

r умов.іона, нм

Е²⁺

Е³⁺

Е⁴⁺

0.085

0.077

0.071

0.078

0.071

0.088

0.073

Е іоніз., Е⁰®Е⁺, еВ

7.366

7.46

8.336

Валентні електрони

5d⁶6s²

5d⁷6s²

5d⁹6s¹

r метал. атома, нм

0.135

0.138

r іона, ум., нм

Е²⁺

Е³⁺

Е⁴⁺

Е⁸⁺

0.089

0.081

0.075

0.054

0.089

0.081

0.075

0.090

0.076

При розгляді цих параметрів (радіус атомів, іонів), а також з врпахуванням фізичних і хімічних властивостей елементів 8 групи побічної підгрупи їх доцільно розглядати: Fe, Co,Ni як група заліза і окремо платинові метали.

Спільною властивістю всіх елементів 8 групи є їхня металічна природа, колір (від сірого до білувато-сірого), тугоплавкість, надзвичайно високі температури кипіння; крім того всім елементам властиво активувати водень, а також усі вони більшою чи меншою мірою відзначаються каталітичною активністю.

Спільною властивістю також є їх схильність проявляти в сполуках різні валентності і легко переходити з одного ступеня окиснення в інший.

Спільною рисою є також схильність утворювати комплексні сполуки. При цьому їм характерне комплесоутворення не лише зNH₃, але й з CO, а нерідко й NO, а також виняткова спорідненість до радикалівCN.

Всі елементи утворюють забарвлені сполуки навіть у стані вільних іонів (тобто таких, що мають лише гідратну оболонку).

Гідроксиди елементів восьмої групи володіють слабкоосновними або амфотерними властивостями. Спорідненість до кисню в кожному з рядів зменшується зліва направо: від Fe до Ni, від Ru до Pd і від Os до Pt. Елементи Ni, Pd і Pt за властивостями наближаються до елементів побічної групи І групи періодичної системи, які володіють властивостями благородних металів.

Сильна спорідненість до сірки – ще одна характерна риса елементів восьмої групи.

Основні поняття хімії.

Хімічний елемент – сукупність атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою.

Хімічні елементи позначаються віповідними символами, які складаються з першої чи двох перших букв латинської назви цього елемента.

Атом – найменша частинка хімічного елемента, що зберігає його типові властивості. Атом складається з ядра (позитивнозарядженого) і негативно заряджених електронів, які перебувають на певних енергетичних рівнях..

Молекула – найменша частинка речовин, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічні властивості речовин.

Простою речовиною називають індивідуальну речовину, молекули або кристали якої складаються з атомів одного елемента, наприклад, Н₂ , N₂ , алмаз, сірка, графіт.

Хімічною сполукою (складною речовиною), називають індивідуальну речовину, молекули або кристали якої складаються з атомів двох або більше елементів, наприклад, HCl, NaCl, HNCS, CaC₂.

Атомна маса – це маса атома, виражена в атомних одиницях маси.

(а.о.м.) = 1.667 ×10^{–24 г.}

Атомна маса показує, у скільки разів маса даного елемента більша за ¹/₁₂маси нукліду вуглецю (1а.о.м.)

Молекулярну масу речовини можна визначити як відносну масу молекули, що виражена в атомних одиницях маси. Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.

Для вимірювання кількості речовини в хімії використовують одиницю, що носить назву моль. Моль – це кількість речовин, що містять стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, еквівалентів, тощо), скільки атомів містить 12 г нукліду вуглецю.

Кількість структурних одиниць що містить один моль речовини, дорівнює 6,02 × 10²³. Ця величина носить назву числа Авогадро.

Молярна маса – маса одного моля даної речовини в грамах. Молярну масу вимірюють в грамах на моль (^г/_моль ). Чисельно вона дорівнює молекулярній масі тієї або іншої речовини.

M, n, m, г, моль, ^г/_моль

М= m/n (^г/_моль), m=M×n (г), n= m/M (моль)

Сучасна хімія користується як теоретичними так і експерементальними методами. Теоретичні методи базуються на законах термодинаміки і квантової механіки, є фундаментом природознавства. В експерементальних методах використовують різноманітні фізичні і фізико-хімічні прийоми дослідження. Широко застосовуються спектроскопія, рентгеноструктурнийаналіз, вивчення магнітних властивостей, мас-електрометрія, хроматографія.

Хімічні формули виражають елементний склад речовини і співвідношення атомів різних видів (чи кількість атомів одного виду) в молекулі цієї речовини. Хімічна формула – скорочений запис складу хімічної речовини за допомогою хімічних знаків елементів та числових індексів, які показують співвідношення атомів у молекулі.

Формули бувають:

– tмпіричні – H₂SO₄

– cтруктурні – показують послідовність хімічних зв’язків атомів у молекулі

– графічні – показують число валентних зв’язків

-електронні – розкривають електронну будову атомів, іонів, молекул

Хімічні рівняння реакцій вказують на співвідношення, в якому речовини будуть вступати в реакцію з утворенням визначених продуктів, якщо така реакція можлива.

Основні закони хімії. Закон збереження маси і енергії.

закон збереження маси – встановив російський вчений М.В. Ломоносов. 1748 р.

Маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції. в 1756 р. експерементально підтвердив, що без доступу повітря маса металу після нагрівання залишається без змін.

Проте поняття речовини тісно пов’язане з поняттям руху. Зв’язок маси речовини з рухом проявляються не тільки у пасивному опорі зміні швидкості, але і в прямій залежності від швидкості:

С – швидкість світла 2,997925×10⁵ м/с.

Взаємозв’язок маси і енергії відкрив Ейнштейн DЕ = –Dm×с²

DЕ і Dm – взаємозв’язані зміни енергії і маси,

с – швидкість світла

Отже, енергія, яка надається деякій масі речовини, витрачається не тільки на збільшення швидкості, але і на приріст маси. З наближенням швидкості тіла до швидкості світла, майже вся надана тілу енергія витрачається на збільшення необмежено зростаючої маси. Цей ефект, названий релятивістським, є необхідний для розуміння будови речовини і відіграє ведичезну роль в світі елементарних частинок і атомів, де електрони можуть переміщуватися із швидкостями, які наближаються до швидкості світла. В звичайному, так званому макросвіті, швидкості руху істотно менші швидкості світла і тому релятивістський ефект практично рівний нулю. І навпаки, на відміну від неістотних при хімічних перетвореннях змін маси речовини еквівалентні їм енергетичні ефкти реакцій змінюються в широких межах. Так 1моль Al при окисленні киснем вилучає 837кДж теплоти. Подібні теплові ефекти є специфічною рисою всіх хімічних реакцій і кількісною мірою хімічної форми руху.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочислове атомне співвідношення компонентів, називаються дальтонідами. До них належать речовини, які перебувають в газоподібному (СО₂ NO, NH₃, HCl) або рідкому (С₆Н₆ ,Н₂О) стані, чи можуть бути легко переведені в них. До сполук сталого складу належать також кристалічні речовини з молекулярною структурою (І₂, С₁₀Н₈). Для сполук сталого складу характерний ковалентний зв’язок між атоиами і тому вони мають молекулярну структуру.

Сполуки, що мають змінний склад, а стеохіометричне співвідношення компонентів яких не відповідає цілим числам, називаються бертолідами. Ці сполуки не мають молекулярної структури, це переважна більшість кристалічних структур перехідних металів, а також оксиди, сульфіди, гідриди, нітриди, карбіди та інші бінарні сполуки d– і f– елементів. (VC_0,66-0,88), ТіН_0,88-1,00.

Отже, склад хімічних сполук залежно від типу хімічного зв’язку, агрегатного стану речовин та умов їх добування може бути як сталим, так і змінним.

Закон сталості складу формулюють так: Якщо хімічна сполука має молекулярну структуру, то незалежно від умов її добування, склад її залишається сталим. Склад хімічної сполуки, що не має молекулярної структури, може змінюватись у певних межах (ділянка гомогенності) залежно від умов добування.

Закон кратних відношень. Встановлений Дж.Дальтоном (1803): в двох сполуках, які утворені з одних і тих же елементів, на одну і ту ж масову кількість одного елементу припадають такі кількості другого елементу, які відносяться, як невеликі цілі числа. Так, наприклад, вуглець і кисень утворюють два оксиди: СО і СО₂:

Подібно до поняття молекулярного об’єму (22,4 л/моль) існує поняття еквівалентного об’ єму Еквівалентним об’ємом називають об’єм, який займає в даних умовах 1 еквівалент деякої досліджуваної речовини.

Наприклад, при н.у. еквівалентний об’єм водню рівний 11,2 л, еквіввалентний об’єм кисню рівний 5,6 л.Закон постійного складу, який відкритий був в результаті багаторічної наукової суперечки французьких хіміків Бертом і Пруста, формулюють так: кожна хімічна сполука, яким би із способів вона не була отримана, має один і той же склад. (1801 р., Пруст)

Оксид сірки можна добути: S +O₂ ®SO₂

Cu + 2H₂SO_4(конц.)® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

2H₂S + 3O₂® 2SO₂ + 2H₂O

Проте, в ХХ ст. роботами Курнакова було показано, що в природі є два типи сполук: із сталим складом та змінним складом.

[C] :[О]

[О]₁ : [О]₂

42,86%

57,14%

1 : 1,333

CO₂

27,27%

72,73%

1 : 2,666

Цей закон стосується сполук сталого складу, тобто тих, що мають молекулярну структуру. Якщо в хімічних реакціях беруть участь гази, то вступає в силу закон об’ємних відношень: об’єми речовин, які вступають в реакцію відносяться між собою, а також до об’ємів газоподібних продуктів, як невеликі цілі числа. (фр. хімік Гей-Люсак).

італійський фізик А. Авогадро сформулював закон: в однакових (рівних) об’ємах різних газів при однакових зовнішніх умовах міститься однакове число молекул.

З закону Авогадро випливає :

1. Однакове число молекул різних газів при рівних умовах займає однаковий об’єм;

2. 1моль різних газів при температурі 2 73,16 К і тиску 1,013×10⁵Па займає об’єм 0,0224м³, в якому міститься 6,02×10²³структурних одиниць ( атомів, молекул) – це постійна Авогадро (N_A).

Закон Бойля – Маріотта.

При сталій температурі та кількості речовини добуток тиску на об’єм газу є величина стала:

P₁V₁ = P₂V₂, T – const

Закон Гей – Люссака. При сталих тиску та кількості речовини відношення об’єму газу до його абсолютної температури є сталим.

V₁/T₁ = V₂/T₂, P – const

Закон Шарля. При сталих об’ємі та кількості речовини відношення тиску газу до його абсолютної температури є величина стала.

P₁/T₁ = P₂/T₂, V – const

Об’єднаний закон газового стану зручний для порівняння параметрів газу у двох різних станах.

P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂,

Якщо P₀ = 101325 Па, T₀ = 273,15 К, V₀ = 22,4 ∙10^{–3 м3} /моль

-це нормальні умови.

R = P₀V₀/T₀ = 8,314 Дж/моль∙К – універсальна газова стала.

R = 0,082 л∙атм /моль∙К

Для одного моля газу pV = RT

Рівняння Менделеєва – Клапейрона

pV = nRT; pV = mRT/M;

Закон парціальних тисків. Загальний тиск суміші газів P, що хімічно не взаємодіють між собою, дорівнює сумі їхніх парціальних тисків р_і:

Р = р₁ + р₂ + …… р_n

Парціальний тиск газу – це той тиск, який створював би газ, якби він сам займав увесь об’єм суміші при тій же температурі

Рі = хі ∙р

xі – мольна частка і –го компонента в суміші.

Визначення молекулярних мас.

m₁/m₂=Д – Відношення мас однакових об’ємів двох різних газів називають відносною густиною першого газу за другим.

Д₂= М₁/М₂ , Д_Н2= М/М_Н2=2 , Д_пов= М/М_пов=29

R = 8,31 Дж/град× моль = 0,082 дм³× атм/град× моль= 62400 см³×мм рт ст/град×моль

для будь-якої кількості газу pV=nRT , n=m/M, то pV= m/M× RT; M= mRT/pV За рівнянням Медєлєєва – Клапейрона можна обчислити молекулярну масу речовини, знаючи який об’єм займає відома маса газу при температурі Т і тиску Р.

Еквівалент. Закон еквівалентів.

З закону сталості складу (для дальтонідів) виплпває, що елементи сполучаються один з одним в строго визначених кількісних співввідношеннях. Тому в хімію були введені поняття еквіваленту і еквівалентної маси (еквівалентний означає рівноцінний).

Еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка сполучається з 1 моль атомів водню або заміщає таку ж кількість атомів водню в хімічних реакціях. Еквівалент елемента рівний 1/в (моль), де В – валентність. Наприклад, у ряді сполук HCl , H₂S, NH₃ , CH₄ , еквівалент Cl, S, N, C відповідно є рівний 1моль, 1/2моль, 1/3моль, 1/4моль.

Маса 1 еквівалента елемента називається його еквівалентною масою.

m_e= 35,45 г/моль, m_e=32× ½ =16 г/моль, m_e(N)= 14/3=4,67, m_e(c)=12/4=3 г/моль.

Еквівалентна маса елементу знаходиться як частка m_e(E) = Ar (E) / B= Ar×E , де В- валентність, Е – еквівалент.

Багато елементів утворюють по декілька сполук один з одним. З цього випливає, що еквівалент елемента і його еквівалентна маса можуть мати різні значення, відповідно до складу сполуки, для якої були розраховані. Наприклад, СО і СО₂. m_e( C ) = 12/2=6 г/моль, m_e(c)= 12/4=3 г/моль.

Поняття про еквіваленти поширюються також на складні речовини.

Еквівалентом складної речовини називається така її кількість, яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом водню чи взагалі з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини.

Еквівалент кислоти рівний Е = 1/основність, моль.

Е_H₂_SO₄=1/2 моль, Е_HCl=1/1=1 моль, Е_H₃_PO₄=1/3 моль.

Еквівалентна маса кислоти рівна m_e = M×E = M/основність (г/моль).

m_e_HCl = 36.5/1=36.5 г/моль, m_eH2SO4= 98/2 = 49 г/моль, m_eH₃_PO₄= 98/3 г/моль.

Еквівалент основи рівний Е = 1/кислотність, моль.

Е_NaOH = 1/1 = 1 моль, Е_Ba₍_OH₎₂= 1/2 моль.

Еквівалентна маса основи m_e = M×E = M/кислотність (г/моль).

m_e _NaOH=40г/моль, m_{e Ba(OH)2}=137/2=85.5 г/моль.

Еквівалент солі рівний Е = 1/В_заг, моль,

де В_заг– загальна валентність атомів металу в молекулі солі.

Е_K₂_SO₄ = 1/2 моль, E_K₂_Cr₂_O₇= 1/2 моль, E_Al₂₍_SO₄₎₃= 1/6 моль.

Еквівалентна маса солі m_e = M×E = M/ В_заг (г/моль).

m_e _NaCl= 58.5 г/моль, m_{e CaCO3}=100/2 = 50 г/моль, m_{e AlCl3}=133.5/3= 44.5 г/моль.

Подібно до еквіваленту елемента, еквівалент складної речовини і його еквівалентна маса можуть мати декілька значень і визначаються в хімреакції.

Наприклад:

H₂SO₄ +1NaOH = NaHSO₄ + H₂O m_e= 98/1 = 98г/моль, Е= 1моль

H₂SO₄ +2NaOH = Na ₂SO₄ +2 H₂O m_e= 98/2 = 49г/моль, Е= 1/2моль

Cu(OH)₂ + 1HCl = CuOHCl + H₂O m_e= 97,5/1 = 97,5г/моль, Е= 1моль

Cu(OH)₂+ 2HCl =Cu Cl +2 H₂O m_e= 97,5/2 = 48,75г/моль, Е= 1/2моль

визначення еквіваленту та еквівалентної маси складних речовин в окислювально – відновних реакціях. Наприклад:

KMnO₄ + 8HCl = MnCl₂ + 5/2Cl₂ + KCl + 4H₂O

Mn⁺⁷+ 5e = Mn ⁺², тому Е _KMnO₄ = 1/5 моль, m_e(_KMnO₄) = 1/5 M _KMnO₄

Тобто, еквівалентна маса складних речовин в окислювально – відновних процесах знаходиться як m_e= М/Z, де Z – число елементарних зарядів (електронів), які беруть участь в даному ox–red процесі.

закон еквівалентів: Маси реагуючих речовин (m) пропорційні їх еквівалентам, тобто m₁/m₂=E₁/E₂= m_e₁/m_e₂, V_e₁/V_e₂ = V₁/V₂ ;