Основні закони хімії. Закон еквівалентів.

Основні поняття хімії.

Одним із найважливіших понять у хімії є поняття про хімічний елемент.

Хімічним елементом називається тип атомів, які мають однаковий заряд ядра, що дорівнює протонному числу (порядковому номеру) елемента „

Нині відомо вже 112 хімічних елементів, їх класифікують по-різному, залежно від ознаки, яка береться в основу класифікації.

Кожен із елементів має свій символ — знак хімічного елемента. Наявність хімічної азбуки дає змогу відображувати склад речовин за допомогою хімічних формул.

Зрозуміло, що, крім хімічного елемента, речовина також є одним із основних об'єктів хімії. І це справедливо, адже з речовин складаються всі тіла, що нас оточують. Наприклад, краплини дощу, іній на гілках, туман над річкою — усе це тіла, що складаються з однієї й тієї самої речовини — води.

Кожній речовині притаманні специфічні властивості — об'єктивні характеристики, які визначають індивідуальність конкретної речовини і тим самим дають змогу відрізнити її від усіх інших речовин.

Властивості речовин визначаються їх складом і будовою, тобто характером зв'язків, що виникають між атомами, та їхнім просторовим розміщенням.

Властивості речовин суттєво змінюються залежно від наявних домішок. Ось чому для чистих речовин уведено поняття «хімічний індивід», що означає, який складається тільки з атомів (молекул, іонів) певного виду. Добування абсолютно чистих речовин, мабуть, практично неможливе, хоча нині використовують методи, які знижують вміст домішок до кількох атомів на 109 —1010 атомів основного елемента.

Складні речовини також класифікують за певними ознаками. Згадаємо, наприклад, на які класи поділяються неорганічні речовини.

Під час впливу на речовини зовнішніх умов у них відбуваються різні процеси. Залежно від зміни речовини, аж до утворення нової речовини, ці процеси можна розподілити на кілька видів.

Фізичні процеси (нагрівання, випаровування, плавлення, охолодження, конденсація тощо), змінюючи фізичні властивості речовини, не змінюють будови атомів або молекул, з яких складається дана речовина, і не призводять до змінення хімічних властивостей, до утворення нової речовини.

Хімічні процеси змінюють будову атомів і молекул, з яких складаються речовини, що реагують, і в результаті утворюються нові речовини з новими хімічними і фізичними властивостями. Хімічні процеси і є хімічними реакціями, їх можна зображувати за допомогою хімічних рівнянь.

Фізико-хімічні процеси (наприклад, розчинення) є проміжними між фізичними і хімічними процесами. Вони, як правило, не викликають радикальних змін хімічних властивостей Речовин, що беруть у них участь.

М. В. Ломоносову XVIII ст. розвинув атомно-молекулярні уявлення у струнку природничо-наукову систему і вперше ввів їх у хімію. Власне, сучасна хімія почалася тоді, коли були зрозумілі і прийняті більшістю вчених основні положення про внутрішню будову речовини, уявлення про атоми як носіїв властивостей елементів і про молекули як носіїв хімічних властивостей різних речовин.

Такі уявлення об'єднуються в атомно-молекулярне вчення і допомагають установити ті закони, які заведено називати основними законами хімії.

Закон збереження маси. Виключне значення для розвитку хімії мало встановлення закону збереження маси, який є наслідком загального закону збереження матерії та руху, сформульованого М. В. Ломоносовим у 1748 р. як загальний природничий закон: «Усі зміни, що відбуваються в натурі, такого суть стану, що, скільки чого в одного тіла відніметься, стільки приєднається до іншого: так якщо де убуде скількісь матерії, то помножиться в іншому місці... Сей загальний закон простягається в самі правила руху; бо тіло, яке рухає своєю силою інше, стільки ж ония у себе втрачає, скільки передає іншому, яке від нього рух здобуває».

У 1756 р. М. В. Ломоносов експериментальне довів це положення, висловлене у вигляді філософської концепції, здійснюючи досліди з випалювання металів у запаяній реторті.

Незалежно від Ломоносова, закон збереження маси було відкрито і введено в хімію французьким ученим Антуаном Лавуазьє у 1789 р., котрий зробив ще один важливий висновок: під час хімічних реакцій зберігається не тільки загальна маса речовин, а й маса кожного елемента, що входить до складу реагуючих речовин. Отже, під час хімічних реакцій елементи не перетворюються один на одний, а зберігаються.

Сучасне формулювання закону збереження маси таке:

Маса речовин, які вступають у хімічку реакцію, і дорівнює масі речовин, які утворюються внаслідок реакції.

Це можна пояснити тим, що у процесі хімічної реакції відбувається тільки перегрупування атомів, але кількість атомів і маса кожного з них залишаються сталими. Якщо ж кількість атомів кожного елемента, отже їхня загальна маса, не змінюється, то й маса реагентів повинна дорівнювати масі продуктів.

Закон збереження маси відіграв значну роль у становленні атомно-молекулярного вчення і подальшому розвитку хімії як науки.

На підставі закону збереження маси складаються рівняння хімічних реакцій і здійснюються практично важливі розрахунки.

Закон сталості складу. Наступним кроком у розвитку хімії стало встановлення положення про сталість складу речовин, виведеного французьким ученим Ж. Прустом.

Кожна хімічно чиста речовина має сталий склад, і незалежно від умов і способів її добування.

Співвідношення атомів Гідрогену та Оксигену в молекулі води завжди 2 : 1, а масове співвідношення 2:16 або 1 : 8 (зважаючи на те, що Ar(H) = 1, а Аr(О) = 16). Масові частки Гідрогену й Оксигену в хімічно чистому зразку води відповідно становлять 11,12 і 88,88 %.

Отже, якщо речовина являє собою індивідуальну хімічну сполуку (без домішок), то її склад сталий і не залежить від способу добування. Відхилення від зазначеного складу свідчать про наявність домішок. Проте зворотне твердження — кожному певному складу відповідає тільки одна хімічна сполука — неправильне.

Наприклад, диметиловий етер СН3—О—СН3 і етиловий спирт С2Н5ОН мають однаковий хімічний склад С2Н6О, але є різними хімічними сполуками, що відрізняються одна від одної структурою молекул, тобто порядком з'єднання в них атомів.

Речовини з однаковим хімічним складом і різною будовою називаються ізомерами.

Отже, кількісний склад сам по собі не визначає специфіки речовини.

Правильність висловленого Ж. Прустом положення про сталість складу речовин заперечував відомий на той час авторитет, французький хімік К. Бертолле, який вважав, що склад речовини може змінюватися у певних межах.

Питання про сталість складу речовин стало предметом семирічної полеміки між Ж. Прустом і К. Бертолле. Унаслідок ретельної експериментальної перевірки погляди Ж. Пруста на той час взяли гору. Висловлене ним положення у 1808 р. було визнане як закон сталості складу.

Насправді ж справедливі погляди обох учених. Це довів російський хімік академік М. С. Курнаков, який на початку XX ст. сформулював уявлення про речовини сталого складу — Дальтоніди і змінного складу — бертоліди.

Отже, закон сталості складу не є справедливим для всіх речовин. Свого часу він відіграв важливу роль, сприяв укріпленню атомно-молекулярного вчення в хімії, оскільки дав змогу розглядати хімічну сполуку як речовину, що складається з певних молекул і тому має сталий склад. У той час (до початку ХХ ст.) вважали, що всі речовини складаються з молекул.

Нині висловлене Ж. Прустом положення законом не вважають. Зараз відомо, що багато речовин мають немолекулярну будову, їхній склад змінюється у певних межах залежно від умов добування. Крім того, навіть деякі речовини молекулярної будови, наприклад полімери, не мають сталого складу.

Закон об'ємних відношень. Відомо, що маса речовин під час хімічних реакцій зберігається незмінною. На відміну від маси об'єм реагентів може суттєво змінюватись. Це відбувається тоді, коли в реакції беруть участь газоподібні речовини або утворюються газоподібні продукти реакції.

Вимірюючи об'єми газів, що вступають у реакцію та утворюються внаслідок неї, французький учений Ж. Гей-Люссак у 1808 р. сформулював закон об'ємних відношень, відомий як «хімічний» закон Гей-Люссака:

Об'єми газів, що вступають у реакцію, відносяться один до одного і до об'ємів добутих газоподібних продуктів як невеликі цілі числа.

При цьому вважається, що всі об'єми газів зведено до однакових температури і тиску. Наприклад, під час синтезу хлороводню з водню і хлору

Н₂(г) + Сl₂(г) = 2НСl(г)

співвідношення об'ємів газів таке:

V(Н₂) : V(С1₂): V(НС1) =1:1:2,

тобто 1 л водню сполучається з 1 л хлору, утворюючи 2 л хлороводню. Отже, у рівняннях хімічних реакцій коефіцієнти перед 11 формулами газоподібних речовин відповідають їхнім об'ємам.

Закон Авогадро. Виявлену Ж. Гей-Люссаком закономірність пояснює закон, відкритий у 1811 р. італійським ученим Амедео Авогадро.

В однакових об'ємах різних газів за однакових умов (температури та тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший наслідок:

Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об'єм.

За нормальних умов (н. у.) (тиск в 1 атм (101325 Па) і температура 273,15 К або 0 °С) об'єм 1 моль будь-якого газу дорівнює 22,4 л. Стала Ут - 22,4 л/моль називається молярним об'ємом газу за нормальних умов.

За будь-яких умов

Молярний об'єм газу — це величина, що дорівнює відношенню об'єму газу за даних умов до кількості речовини цього газу

де Vm — молярний об'єм газу, м3/моль (л/моль); V— об'єм газу за даних (будь-яких) умов, м3 (л); n — кількість речовини газу, моль.

За стандартних умов (тиск 1 атм (101325 Па) і температури 298,15 К або 25 °С) молярний об'єм газу дорівнює не 22,4, а 24,4 л/моль.

Молярний об'єм газу Vm можна обчислити також, знаючи молярну масу газу М та його густину.

Молярний об'єм газу — це величина, що дорівнює відношенню молярної маси газу до його густини

Другий наслідок: маса одного і того самого об'єму газу тим більша, чим більша маса його молекул. Якщо в однакових об'ємах газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул, то, очевидно, що

Відношення маси певного об'єму одного газу до маси такого самого об'єму іншого газу (взятого за тих самих умов) називається відносною густиною першого газу за другим.

Отже, можна твердити, що густини різних газів, узятих за однакових умов, пропорційні їхнім молярним масам

Крім відомої вам так званої короткої форми зображення періодичної системи, використовується ще й «довга» форма, також запропонована самим Менделєєвим. Взагалі існує багато варіантів зображення періодичної системи і не тільки у вигляді таблиці. Але з табличних варіантів у наш час найбільш поширеними є коротка і довга форми. Вони взаємно доповнюють одна одну і в цілому ідентичні. Проте останнім часом довга форма набуває більшої популярності, оскільки яскравіше узгоджується з будовою атомів хімічних елементів.

У довгій формі (див. вклейку) великі періоди, так само як і малі, займають лише одну горизонталь, на два ряди не поділяються. Ліворуч розміщуються s-елементи, в атомах яких заповнюються s-орбіталі; праворуч —p-елементи, в атомах яких заповнюються p-орбіталі. У s- і p-елементів заповнюється зовнішній електронний шар. У середній частині великих періодів розміщуються так звані перехідні елементи, в атомах яких заповнюються d-орбіталі передзовнішнього шару. Родини лантаноїдів та актиноїдів — це f-елементи. В їхніх атомах заповнюється третій ззовні шар. Ці родини, як правило, виносять за межі таблиці, як у короткій, так і у довгій формі. Відмінність у послідовності заповнення електронних шарів (зовнішніх і розміщених глибше) пояснює причину різної довжини періодів.

Довга форма періодичної системи включає 16 груп—8 головних і 8 побічних (підгруп немає), що позначаються літерами А і Б. Розташування у групах 5- і p-елементів визначається загальною кількістю електронів зовнішнього шару, а d-елементів — загальною кількістю s-електронів зовнішнього і d-електронів передзовнішнього шарів. Періодична повторюваність будови зовнішніх електронних оболонок атомів є причиною періодичної зміни властивостей хімічних елементів. У цьому полягає фізична суть періодичного закону, яка не залежить від форми подання періодичної системи елементів.

Відкриття наприкінці XIX ст. електрона, радіоактивності, складності будови атома, елементарних частинок призвело до того, що багато які положення класичного атомно-молекулярного вчення довелося переглянути. Так, ще сам Д. І. Менделєєв говорив про атом тільки як про хімічно неподільну частинку.

Д.І. Менделеев російський хімік, різнобічний учений, педагог, прогресивний суспільний діяч. Відкрив періодичний закон хімічних елементів (1869). Створив періодичну систему, яку невтомно удосконалював. Вона набула повного визнання ще за життя Менделєєва. Вражає широчінь інтересів ученого: він автор багатьох фундаментальних досліджень з хімії, хімічної технології, фізики, метрології, повітроплавання, метеорології, сільського господарства, народної освіти тощо. Був обраний членом Лондонського королівського товариства, Римської, Паризької, Берлінської АН. а також почесним членом багатьох наукових товариств Росії, Західної Європи й Америки.

Дослідження властивостей твердих тіл показало, що у переважній більшості випадків молекулярна теорія до них непридатна. Кристали солей складаються не з молекул, а з йонів, існування яких аж ніяк не випливає з основ атомно-молекулярної теорії.

І все ж таки основні уявлення атомно-молекулярної теорії міцно увійшли в хімічну науку. Всі відкриття фізики і хімії XX ст. спричинили лише звуження меж застосованості цієї теорії, але не похитнули її основ. Навіть сучасна квантова хімія, у межах якої немає ніякої необхідності розглядати молекули як частинки, що складаються з атомів, зберігає ці уявлення.

Основи атомно-молекулярного вчення широко використовуються не лише в сучасній хімії, а й у фізиці, біології, геології, астрономії та інших природничих науках.

Одним із найважливіших понять у хімії є поняття про хімічний елемент.

Хімічним елементом називається тип атомів, які мають однаковий заряд ядра, що дорівнює протонному числу (порядковому номеру) елемента „

Нині відомо вже 112 хімічних елементів, їх класифікують по-різному, залежно від ознаки, яка береться в основу класифікації (схема 2).

Кожен із елементів має свій символ — знак хімічного елемента. Наявність хімічної азбуки дає змогу відображувати склад речовин за допомогою хімічних формул.

Зрозуміло, що, крім хімічного елемента, речовина також є одним із основних об'єктів хімії. І це справедливо, адже з речовин складаються всі тіла, що нас оточують. Наприклад, краплини дощу, іній на гілках, туман над річкою — усе це тіла, що складаються з однієї й тієї самої речовини — води.

Кожній речовині притаманні специфічні властивості — об'єктивні характеристики, які визначають індивідуальність конкретної речовини і тим самим дають змогу відрізнити її від усіх інших речовин.

Властивості речовин визначаються їх складом і будовою, тобто характером зв'язків, що виникають між атомами, та їхнім просторовим розміщенням.

Властивості речовин суттєво змінюються залежно від наявних домішок. Ось чому для чистих речовин уведено поняття «хімічний індивід», що означає, який складається тільки з атомів (молекул, іонів) певного виду. Добування абсолютно чистих речовин, мабуть, практично неможливе, хоча нині використовують методи, які знижують вміст домішок до кількох атомів на 109 —1010 атомів основного елемента.

Складні речовини також класифікують за певними ознаками. Згадаємо, наприклад, на які класи поділяються неорганічні речовини.

Під час впливу на речовини зовнішніх умов у них відбуваються різні процеси. Залежно від зміни речовини, аж до утворення нової речовини, ці процеси можна розподілити на кілька видів.

Фізичні процеси (нагрівання, випаровування, плавлення, охолодження, конденсація тощо), змінюючи фізичні властивості речовини, не змінюють будови атомів або молекул, з яких складається дана речовина, і не призводять до змінення хімічних властивостей, до утворення нової речовини.

Хімічні процеси змінюють будову атомів і молекул, з яких складаються речовини, що реагують, і в результаті утворюються нові речовини з новими хімічними і фізичними властивостями. Хімічні процеси і є хімічними реакціями, їх можна зображувати за допомогою хімічних рівнянь.

Фізико-хімічні процеси (наприклад, розчинення) є проміжними між фізичними і хімічними процесами. Вони, як правило, не викликають радикальних змін хімічних властивостей Речовин, що беруть у них участь.

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 ¹/₁₂ маси 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)

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.

Види реакцій

Види реакцій : Всі хімічні реакції підрозділяють на прості і складні. Прості хімічні реакції , у свою чергу , зазвичай поділяють на чотири типи: реакції з'єднання , реакції розкладу , реакції заміщення і реакції обміну .

 Д. І. Менделєєв визначав з'єднання як реакцію , « при якій з двох речовин відбувається одне. Прикладом хімічної реакції з'єднання може служити нагрівання порошків заліза і сірки , - при цьому утворюється сульфід заліза : Fe + S = FeS . До реакцій з'єднання відносять процеси горіння простих речовин ( сірки , фосфору , вуглецю , ...) на повітрі. Наприклад , вуглець горить на повітрі С + О2 = СО₂ ( звичайно ця реакція протікає поступово , спочатку утворюється чадний газ СО). Реакції горіння завжди супроводжуються виділенням тепла - є екзотермічними .

Хімічні реакції розкладання , по Менделєєву , « становлять випадки , зворотні з'єднанню , тобто такі, при яких одна речовина дає два , або , взагалі , дане число речовин - більше їх число . Прикладом реакції розкладання межі служити хімічна реакція розкладання крейди (або вапняку під впливом температури ) : СаСО₃ = СаО + СО₂. Для проведення реакції розкладання , як правило, потрібно нагрівання . Такі процеси - ендотермічні , тобто протікають з поглинанням теплоти.

У реакціях двох інших типів число реагентів дорівнює числу продуктів. Якщо взаємодіють проста речовина і складне - то ця хімічна реакція називається хімічною реакцією заміщення: Наприклад опустивши сталевий цвях у розчин мідного купоросу отримуємо залізний купорос (тут залізо витіснило мідь з її солі) Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu .

Реакції між двома складними речовинами , при яких вони обмінюються своїми частинами , відносять до хімічних реакцій обміну . Велика їх кількість протікає у водних розчинах . Прикладом хімічної реакції обміну може служити нейтралізація кислоти лугом : NaOH + HCl = NaCl + Н₂О. Тут в реагентах ( речовинах , що стоять ліворуч) іон водню із з'єднання HCl обмінюється з іоном натрію із з'єднання NaOH , в результаті чого утворюється розчин кухонної солі у воді.

Однак дуже багато реакції не вкладаються в наведену просту схему. Наприклад , хімічна реакція між перманганатом калію ( марганцівкою ) і йодидом натрію не може бути віднесена ні до одного із зазначених типів . Такі реакції , зазвичай , називають окисно - відновні реакції , наприклад :

2KMnO₄ +10 NaI +8 H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ +5 Na₂SO₄ +5 I₂ +8 H₂O .

Ознаки хімічних реакцій

Ознаки хімічних реакцій . По них можна судити , чи пройшла хімічна реакція між реагентами чи ні. До таких ознак прийнято відносити наступні:

- Зміна кольору (наприклад , світле залізо покривається у вологому повітрі бурим нальотом оксиду заліза - хімічна реакція взаємодії заліза з киснем) .

 - Випадання осаду (наприклад , якщо через вапняний розчин (розчин гідроксиду кальцію) пропустити вуглекислий газ , випаде білий нерозчинний осад карбонату кальцію).

- Виділення газу (наприклад , якщо капнути лимонною кислотою на харчову соду , то виділиться вуглекислий газ).

- Освіта слабодіссоціірованних речовин (наприклад , реакції , при яких одним з продуктів реакції є вода).

 - Світіння розчину.

 Прикладом світіння розчину може служити реакція з використанням такого реагенту як розчин люминола ( люмінол - це складне хімічна речовина, яка може випромінювати світло при хімічних реакціях ) .

Окислювально - відновні реакції

Окислювально - відновні реакції - складають особливий клас хімічних реакцій . Їх характерною особливістю є зміна ступеня окислення , принаймні , пари атомів : окислення одного (втрата електронів) і відновлення іншого (приєднання електронів) .

Складні речовини, що знижують свій ступінь окислення - окислювачі , а підвищують ступінь окислення - відновники . наприклад:

2Na + Cl2 = 2NaCl ,

- Тут окислювач - хлор (він приєднує до себе електрони ) , а відновник - натрій ( він віддає електрони ) .

Реакція заміщення NaBr -1 + Cl20 = 2NaCl -1 + Br20 ( характерна для галогенів ) теж відноситься до окисно - відновних реакцій. Тут хлор - окислювач (приймає 1 електрон) , а бромід натрію ( NaBr ) - відновник ( атом брому віддає електрон) . Реакція розкладання дихромата амонію ( (NH4) 2Cr2O7 ) теж відноситься до окисно-відновних реакціях:

( N- 3H4 ) 2Cr2 +6 O7 = N20 + Cr2 +3 O3 + 4H2O

Ще одна з поширених класифікацій хімічних реакцій - це їх поділ за тепловому ефекту . Розділяють ендотермічні реакції і екзотермічні реакції . Ендотермічна реакції - хімічні реакції, що супроводжуються поглинанням навколишнього тепла ( згадайте охолоджуючі суміші). Екзотермічні ( навпаки) - хімічні реакції, що супроводжуються виділенням тепла ( наприклад - горіння ) . Протягом усього життя ми постійно стикаємося з фізичними та хімічними явищами. Природні фізичні явища для нас настільки звичні, що ми вже давно не надаємо їм особливого значення. Хімічні реакції постійно протікають в нашому організмі. Енергія , яка виділяється при хімічних реакціях , постійно використовується в побуті , на виробництві , при запуску космічних кораблів. Багато матеріалів , з яких виготовлені навколишні нас речі , не узяті в природі в готовому вигляді , а виготовлені за допомогою хімічних реакцій . У побуті для нас не має особливого сенсу розбиратися в тому , що ж сталося. Але при вивченні фізики та хімії на достатньому рівні без цих знань не обійтися. Як відрізнити фізичні явища від хімічних ? Чи існують які-небудь ознаки , які можуть допомогти це зробити ?

При хімічних реакціях з одних речовин утворюються нові , відмінні від вихідних . За зникнення ознак перших і появі ознак других, а також з виділення або поглинання енергії ми укладаємо , що відбулася хімічна реакція.

Якщо прожарити мідну пластинку , на її поверхні з'являється чорний наліт ; при продуванні вуглекислого газу через вапняну воду випадає білий осад ; коли горить деревина , з'являються краплі води на холодних стінках посудини , при горінні магнію виходить порошок білого кольору.

Виходить , що ознаками хімічної реакцій є зміна забарвлення , запаху , утворення осаду , поява газу.

При розгляді хімічних реакцій , необхідно звертати увагу не тільки на те , як вони протікають , але і на умови , які повинні виконуватися для початку і перебігу реакції .

Отже, які ж умови повинні бути виконані для того , щоб почалася хімічна реакція?

Для цього перш за все необхідні реагують речовини призвести до зіткненню ( з'єднати , змішати їх). Чим більше подрібнені речовини , чим більше поверхня їх дотику, тим швидше й активніше протікає реакція між ними. Наприклад , кусковий цукор важко підпалити , але подрібнений і розпорошений в повітрі він згорає за лічені частки секунди , утворюючи своєрідний вибух.

За допомогою розчинення ми можемо роздрібнити речовина на найдрібніші частинки. Іноді попереднє розчинення вихідних речовин полегшує проведення хімічної реакції між речовинами.

У деяких випадках зіткнення речовин , наприклад , заліза з вологим повітрям , достатньо, щоб відбулася реакція. Але частіше одного дотику речовин для цього недостатньо : необхідно виконання ще яких-небудь умов.

Так , мідь не вступає в реакцію з киснем повітря при невисокій температурі близько 20 ˚ -25 ˚ С. Щоб викликати реакцію сполуки міді з киснем, необхідно вдатися до нагрівання .

На виникнення хімічних реакцій нагрівання впливає по - різному. Для одних реакцій потрібно безперервне нагрівання . Припиняється нагрівання - припиняється і хімічна реакція. Наприклад , для розкладання цукру необхідно постійне нагрівання .

В інших випадках нагрівання потрібно лише для виникнення реакції , воно дає поштовх , а далі реакція протікає без нагрівання . Наприклад , таке нагрівання ми спостерігаємо при горінні магнію , деревини та інших горючих речовин.

Будь-яка речовина складається з формульних (структурних або умовних) одиниць (ФО). Формульні одиниці в хімії – це реально існуючі частки, такі, як атоми (К, С, О), молекули (H₂O, CO₂), катіони (K⁺, Ca²⁺), аніони (Br^–, CO₃^2–), радикали (∙OH,·NO₂), умовні молекули (KOH, BeSO₄) і будь-які інші частки речовини або визначені групи таких часток.

Кількість речовини υ(В) − це фізична величина, пропорційна числу формульних одиниць цієї речовини N(ФО): ,

де N_A – стала Авогадро, числове значення і розмірність якої складають: N_A=6,02·10²³ моль^–1. Одиниця кількості речовини – моль.

Моль – це кількість речовини, яка містить стільки ж формульних одиниць, скільки атомів міститься в 0,012 кг ізотопу Карбону ¹²C. Поняття “моль” поширюється на будь-які формульні одиниці, тому можна говорити про кількість речовини радикалів: υ(•OH) = 5 моль; кількість речовини електронів: υ() = 0,5 моль і т.п.

Крім формульних одиниць, у хімії використовують таке поняття, як “еквіваленти”. Еквіваленти − це умовні одиниці в z(В) разів менші, чим відповідні їм формульні одиниці: 1/2 Ca²⁺, 1/5 KMnO₄, 1/6 K₂Cr₂O₇, тобто 1/Z(B) ФО. У одній формульній одиниці речовини В міститься z(В) еквівалентів цієї речовини. Число z(В) має назву еквівалентне число, при цьому z(В)³1.

Еквівалентне число вказує, скільки еквівалентів міститься в одній формульній одиниці речовини. Число z(В) є безрозмірна величина. Вона визначається типом хімічної реакції, в якій дана речовина бере участь.

Визначення еквівалентних чисел речовин неоднакове для обмінних і окисно-відновних реакцій. У обмінних реакціях еквівалентне число речовини визначається стехіометрією реакції. Якщо в реакції aA + bB ® cC + dD на a ФО речовини A припадає b ФО речовини B, тоді очевидно, що z(A)=b, а z(B)= a.

Наприклад, для реакції:

H₂SO₄ +2KOH ® K₂SO₄ + 2H₂O

еквівалентне число z(H₂SO₄)=2, тому що на 1 ФО H₂SO₄ потрібно 2 ФО KOH, а z(KOH)=1.

У випадку ж утворення кислої солі:

H₂SO₄ + KOH ® KHSO₄ + H₂O

еквівалентне число кислоти і лугу збігаються між собою і дорівнюють z(H₂SO₄)=z(KOH)=1. Тобто еквівалентне число речовини не завжди є величеною постійною і залежить від типу реакції, в якій воно бере участь.

У окисно-відновних реакціях еквівалентне число для окисника та відновника визначають за кількістю електронів, що приймає одна формульна одиниця окисника або віддає одна формульна одиниця відновника. Наприклад, у напівреакцiї:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e ® Mn²⁺ + 4H₂O

z(MnO₄ ^-) = 5, отже, і значення z(KMnO₄) = 5.

Кількість речовини еквівалентів речовини В, символ n_eк(В) – величина пропорційна кількості еквівалентів цієї речовини N_eк(В):

n_eк(В) =

Одиниця вимірювання кількості речовини еквівалентів − моль. Якщо в одній формульній одиниці речовини В міститься z(В) еквівалентів цієї речовини, то N_eк(В)=N(ФО)·z(В). Звідси випливає, що: n_eк(В) = n(В)·z(В).

Молярна маса речовини В, символ М(В) – це маса одного ії моля або маса речовини В, розділена на кількість речовини В:

М(В)=

Одиниця вимірювання молярної маси – грам на моль (г/моль). Термін “молярна маса” відноситься не тільки до маси моля молекул, але і до маси моля атомів, іонів і радикалів. Наприклад, М(Са)=40,08 г/моль, М(Ва²⁺)=137,36 г/моль, М(∙ОН)=17,01 г/моль.

Молярна маса – одна з констант даної речовини, Вона визначається тільки складом формульної одиниці та не залежить від реакції, в якій дана речовина бере участь. Молярна маса речовини В чисельно дорівнює відносній молекулярній масі цієї речовини: Mr(B)=M(B).

Молярна маса еквівалентів речовини В, символ М_eк(В) – це маса речовини В, розділена на кількість речовини еквівалентів речовини В:

М_ек(В) =

Одиниця виміру молярної маси еквівалентів − грам на моль (г/моль). Якщо n_eк(В) = n(B)·z(B), тоді:

М_eк(В) =

Молярна маса еквівалентів речовини В у конкретній реакції завжди в z(B) разів менша молярної маси цієї речовини.

Закон еквівалентів стверджує, що маси речовин, які реагують, пропорційні молярним масам еквівалентів цих речовин:

,

або, якщо одна з речовин знаходиться в газоподібному стані, тоді:

,

де m₁ – маса першої речовини, що реагує, г;

М_eк1 – молярна маса еквівалента речовини, г/моль;

V₂ – об’єм газоподібної речовини, (н.у.), л;

V_ек2 − об’єм, що відповідає молярній масі еквівалента другої речовини, л/моль.

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.

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:

	WC	WO	[C] :[О]	[О]1 : [О]2
CO	42,86%	57,14%	1 : 1,333	1
CO2	27,27%	72,73%	1 : 2,666	2

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 1,013×10⁵ Па 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 Клапейрона-Менделєєва поєднує у собі три закони ідеальних газів і вказує на співвідношення трьох параметрів газоподібних речовин: тиску, (Р, кПа), об’єму (V, л) і температури (Т, К):

PV = υRT

де: υ – кількість газоподібної речовини, моль;

R – молярна газова стала, л∙кПа∙моль^-1∙К^-1.

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.

Так само кожна хімічна сполука має своє значення відносної молекулярної маси Мr. Але ти можеш заперечити, оскільки не кожна сполука містить молекули. Адже є сполуки атомної або йонної будови. Як бути в такому випадку? Зрозуміло, що в такому випадку термін «відносна молекулярна маса» не має сенсу, тому використовують термін «формульна маса», тобто йдеться про масу частинок, яка відповідає прийнятій формулі речовини. Позначення Мr при цьому зберігається.

Відносна молекулярна маса — це фізична величина, що дорівнює відношенню маси речовини певного формульного складу до 1/12 маси атома Карбону.

Як зрозуміти вираз «формульний склад»? Це склад речовини, що визначається її формулою.

Якщо є потреба визначити відносну молекулярну масу речовини, то зовсім не обов'язково ділити масу речовини певного формульного складу на 1/12 маси атома Карбону, як випливає із визначення. Достатньо просто додати відносні атомні маси елементів, які входять до формульного складу речовини, пам'ятаючи при цьому, що відносна молекулярна чи формульна маса — безрозмірна величина.

Як це зробити практично? Розглянемо конкретні приклади. Передусім запам'ятай, що спочатку пишемо Мr, а після символу Мr у круглих дужках обов'язково зазначаємо формульний склад сполуки, відносна молекулярна або формульна маса якої обчислюється. Наприклад:

Мr(N2) - 2Аr(N); Мr(N2) = 2 • 14 = 28;

Мr(Н2S) = 2Аr(Н) + Аr(S);

Мr(Н2S) = 2 • 1 + 32 = 34;

Мr(Na2CO3) = 2Аr(Nа) + Аr(С) + 3Аr(O);

Мr(Nа2СO3) = 2 • 23 + 12 + 3 • 16 = 106.

Надалі, визначаючи відносні молекулярні чи формульні маси речовин, дотримуйся такого алгоритму дій:

1. За періодичною системою знайди символи хімічних елементів і запиши заокруглені значення їх відносних атомних мас.

2. Ці значення помнож на число атомів елемента (на індекс).

3. Додай маси атомів усіх елементів, і ти дістанеш відносну молекулярну (формульну) масу.

Хімічна формула дає змогу обчислити не тільки відносну молекулярну чи формульну маси, а ще й масову частку, яка припадає на кожний елемент у складі речовини.

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_H2SO4=1/2 моль, Е_HCl=1/1=1 моль, Е_H3PO4=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_eH3PO4= 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_K2SO4 = 1/2 моль, E_K2Cr2O7 = 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 ;

( Ріхтер, німецький фізик, 1792 – 1794 рік).

Або “Речовини взаємодіють одна з одною в кількостях, пропорційних їх еквівалентам”.

Так само кожна хімічна сполука має своє значення відносної молекулярної маси Мr. Але ти можеш заперечити, оскільки не кожна сполука містить молекули. Адже є сполуки атомної або йонної будови. Як бути в такому випадку? Зрозуміло, що в такому випадку термін «відносна молекулярна маса» не має сенсу, тому використовують термін «формульна маса», тобто йдеться про масу частинок, яка відповідає прийнятій формулі речовини. Позначення Мr при цьому зберігається.

Відносна молекулярна маса — це фізична величина, що дорівнює відношенню маси речовини певного формульного складу до 1/12 маси атома Карбону.

Як зрозуміти вираз «формульний склад»? Це склад речовини, що визначається її формулою.

Якщо є потреба визначити відносну молекулярну масу речовини, то зовсім не обов'язково ділити масу речовини певного формульного складу на 1/12 маси атома Карбону, як випливає із визначення. Достатньо просто додати відносні атомні маси елементів, які входять до формульного складу речовини, пам'ятаючи при цьому, що відносна молекулярна чи формульна маса — безрозмірна величина.

Як це зробити практично? Розглянемо конкретні приклади. Передусім запам'ятай, що спочатку пишемо Мr, а після символу Мr у круглих дужках обов'язково зазначаємо формульний склад сполуки, відносна молекулярна або формульна маса якої обчислюється. Наприклад:

Мr(N2) - 2Аr(N); Мr(N2) = 2 • 14 = 28;

Мr(Н2S) = 2Аr(Н) + Аr(S);

Мr(Н2S) = 2 • 1 + 32 = 34;

Мr(Na2CO3) = 2Аr(Nа) + Аr(С) + 3Аr(O);

Мr(Nа2СO3) = 2 • 23 + 12 + 3 • 16 = 106.

Надалі, визначаючи відносні молекулярні чи формульні маси речовин, дотримуйся такого алгоритму дій:

1. За періодичною системою знайди символи хімічних елементів і запиши заокруглені значення їх відносних атомних мас.

2. Ці значення помнож на число атомів елемента (на індекс).

3. Додай маси атомів усіх елементів, і ти дістанеш відносну молекулярну (формульну) масу.

Хімічна формула дає змогу обчислити не тільки відносну молекулярну чи формульну маси, а ще й масову частку, яка припадає на кожний елемент у складі речовини.

Приклади розв’язку.

1. Обчислити молярну масу еквівалента, еквівалентне число і кислотність речовини алюміній гідроксиду, якщо відомо, що 1,95 г Al(OH)₃ реагує з 3,2 г HNO₃. Визначте кількість речовини еквівалентів Al(OH)₃ і HNO₃, що приймають участь у цій реакції.

Рішення. Молярна маса еквівалента й еквівалентне число будь-якої сполуки можуть мати різноманітні значення та залежать від того, в яку реакцію вступає ця речовина. Визначимо молярну масу еквівалента алюміній гідроксиду за законом еквівалентів:

Нітратна кислота є одноосновною кислотою, тому молярна маса еквівалентів цієї речовини дорівнює його молярній масі:

М_eк(HNO₃)=М(HNO₃) = 63,01 г/моль.

Отже,

М_eк(Al(OH)₃)= = 39,01 г/моль.

Шляхом розділення молярної маси алюміній(ІІІ) гідроксиду на молярну масу еквівалентів цієї речовини визначаємо еквівалентне число алюміній гідроксиду:

,

отже, 1 моль основи відповідає 2 моль кислоти, тобто кислотність алюміній гідроксиду дорівнює двом. Рівняння реакції має вигляд:

Al(OH)₃ + 2HNO₃ → AlOH(NO₃)₂ + 2H₂O

Кількість речовини еквівалентів основи та кислоти співпадає і визначається за співвідношенням:

= 0,05 моль;

= 0,05 моль.

2. Обчислити об’єм, який займає 32,08 г метану при температурі 17ºС і тиску 94 кПа.

Рішення. По-перше, треба обчислити кількість речовини всього газу за рівнянням:

моль

Обчислюємо об’єм цього газу зі застосуванням рівняння Клапейрона-Менделєєва:

л

3. Скільки грамів барію реагує з водою, якщо об’єм водню, який утворюється внаслідок цієї взаємодії, дорівнює 48 л при температурі 27ºС і тиску 102,1 кПа.

Рішення. По-перше, обчислюємо кількість речовини водню:

моль

З рівняння:

Ba + 2 H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑

випливає, що υ(Ba) = υ(H₂), тобто: υ(Ba) = 1,97 моль.

Розрахуємо масу цього металу за рівнянням:

m(Ba) = υ(Ba)∙M(Ba) =1,97∙137,33 = 270,54 г.

4. Які дані слід мати для встановлення молярної маси речовин в газоподібному стані?

Відповідь: Для цього необхідно знати масу (m) певного об’єму (V) газу при певній температурі (Т) і тиску (Р), R — універсальна газова стала (8,31Дж/моль·К)

. Коли відома відносна густина газу, молярну масу можна розрахувати за формулою:

Mx=D·M

де Mx — молярна маса невідомого газу;

D — відносна густина невідомого газу за відомим;

M — молярна маса відомого газу (частіше М(Н 2 ) = 2г/моль або М(повітря) = 29г/моль).

5.. В чому полягає суть електрохімічного методу встановлення еквівалентних мас електролітів?

Відповідь: Спочатку знаходять масу простої речовини, яка осаджується на електроді при електролізі, наприклад, солі певного елемента. Далі еквівалент розраховується за рівнянням Фарадея.

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.

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.

Але спроби робилися. Багато вчених намагалося розібратись у величезній кількості фактів. Так, у 1864 р. німецький хімік Лотар Мейєр опублікував таблицю, в якій йому вдалося із 63 відомих на той час елементів розмістити 27 за зростанням їх відносних атомних мас. Усі відомі елементи Лотар Мейєр не зміг включити у цю таблицю, оскільки для більшості з них ще не були визначені відносні атомні маси.

Німецький хімік. Склав таблицю (1864) 27 хімічних елементів, розміщених за зростанням атомних мас і валентністю, але не зробив теоретичних узагальнень. Слідом за Менделєєвим (1870) склав повну таблицю хімічних елементів. Побудував криві атомних об'ємів елементів

Історія розвитку хімії показала, що Лотар Мейєр був на правильному шляху у своїх спробах класифікувати елементи. Адже він за основу брав єдину на той час загальну для всіх хімічних елементів фізичну величину — масу. Проте відкрити закон, який об'єднує всі елементи у струнку систему, вдалося у 1869 р. великому російському вченому, професору Петербурзького університету Д. І. Менделєєву.

Гідроген.

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	HF
NaH	MgH2	AlH3	SiH4	H3P	H2S	HCl
KH	CaH2	GaH3	GeH4		H2Se	HBr
RbH	SrH2	InH3	SnH4		H2Te	HI
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).

Сполуки Н (І) . +1.

Позитивна поляризація атомів водню спостерігається в його численних сполуках з ковалентим зв'зком: при звичайних умовах це гази ( HCl, H₂S, NH₃), рідини (H₂O, HF, HNO₃), тверді речовини ( H₃PO₄, H₂SiO₃). Властивості цих сполук сильно залежать від природи елемента, з яким безпосередньо зв’язаний водень. Зокрема, для сполук, які містять зв’зки F-H, O-H, N-H, характерне утворення водневого зв’зку. Внаслідок чого HF, H₂O, NH₃ проявляють аномально високі температури плавлення і кипіння порівняно з однотипними бінарними сполуками водню, утвореними іншими елементами даної групи. Внаслідок здатності утворювати водневі зв’зки і вступати в донорно-акцепторні взазмодії рідкі HF, H₂O, NH₃ є добре іонізуючими розчинниками.

Притаманна водню, як неметалу, тенденція до утворення аніонних комплексів – гідрогенатів реалізується, наприклад, в наступних реакціях:

KF + HF =K[HF₂]

KNO₃ +HNO₃ =K[H(NO₃)₂]

Гідрогенат-комплекси утворюються за рахунок водневого зв’язку: [F¼H¼F]^- ; [O₂NO¼H¼ONO₂]^-. Вони мають лінійну будову. Більшість гідрогенатів може існувати тільки в неводних або насичених водних розчинах, а також в твердому стані.

Атоми водню входять також в склад гідросолей типу NaHS, NaHCO₃, NaHSO_4. Групи НS^-

Водень взаємодіє з багатьма неметалами. В залежності від активних неметалів реакція відбувається з різною швидкістю. Так,з фтором водень взаємодіє завжди з вибухом:

H₂ + F₂ = 2HF

В темноті і без нагрівання реакція

H₂ + Cl₂ = 2HCl проходить повільно,на світлі ж значно швидше, а при наявності ініціатора (нагрів.,іскра) – моментально і з вибухом.Тому суміш H₂ + Cl₂ є гримучою.

З Br₂ і I₂ водень реагує дуже повільно.

З іншими неметалами водень реагує або при високій t^o або при висок.t^o і р. Наприклад,з сіркою тільки при нагріванні, а з азотом при t⁰ і p:

S + H₂ =H₂S,

N₂ + 3H₂= 2NH₃

Водень є активним відновником .Проте атомарний водень є значно активніший, ніж молекулярний, тому всі характерні для водню реакції з атомарним воднем проікають значно енергійніше.Якщо молекулярний водень відновлює метали з солей лише при нагріввнні, то атомарний водень може відновлювати багато металів навіть з їх солей у водних розчинах.

Вода́, Н2O — хімічна речовина у вигляді прозорої безбарвної рідини без запаху і смаку, (в нормальних умовах). В природі існує у трьох агрегатних станах — твердому (лід), рідкому (вода) і газоподібному (водяна пара). Молекула води складається з одного атома Оксигену і двох атомів Гідрогену. Атоми Гідрогену розташовані в молекулі так, що напрямки до них утворюють кут 104,45o із вершиною в центрі атома Оксигену. Таке розташування зумовлює молекулі води дипольний момент у 1,844 Дебая. При заміні атомів Гідрогену (протонів) на атоми дейтерію утворюється модифікація, яка називається важкою водою.

Вода — одна із найголовніших речовин, потрібних для органічного життя. Рослини та тварини містять понад 60 % води за масою. На Землі водою покрито 70,9% поверхні. Вона здійснює у природі постійний кругообіг, випаровуючись з поверхні й повертаючись на неї у вигляді опадів. Вода має велике значення для економіки: сільського господарства й промисловості. Питна вода становить тільки 2,5% від загальної кількості. Нестача води може стати однією з найважчих проблем людства в найближчі десятиліття.

Хімічні елементи, які входять до складу води, Гідроген і Оксиген, належать до найпоширеніших у природі. Утворення води з цих елементів відбувається там, де густина газів достатньо велика і зіткненням між атомами достатньо ймовірне. Вода виявлена в складі міжзоряних газових хмар, що лежать у межах нашої галактики - Чумацького Шляху.

Одним з найважливіших питань, пов'язаних з освоєнням космосу людиною і можливістю виникнення життя на інших планетах, є питання про наявність води за межами Землі в достатній концентрації. Відомо, що деякі комети більше, ніж на 50% складаються з водяного льоду. Не варто, втім, забувати, що не будь-яке водне середовище придатне для життя — зокрема, акумуляторна батарея містить 25%-ий розчин сірчаної кислоти у воді (але життя в ньому, очевидно, є маловірогідним, тим більше, його виникнення).

У результаті бомбардування місячного кратера, проведеного 9 жовтня 2009 року НАСА з використанням космічного апарату LCROSS, вперше були отримані достовірні свідчення наявності на супутнику Землі водяного льоду у великих обсягах.

Точно з'ясовано, що вода у замерзлому стані є на поверхні Марсу.

Рідка вода, імовірно, є під поверхнею деяких супутників планет, найімовірніше, на Європі, супутнику Юпітера.

Вода належить до найпоширеніших речовин на Земній кулі. Водою вкрито близько 2/3 поверхні земної кулі (океани, моря, озера, річки). Значна її кількість у вигляді льоду і снігу вкриває високі гори і величезні простори Арктики і Антарктиди. Багато води в атмосфері — пара, туман і хмари. Значні кількості води містяться і в земній корі у вигляді підземних вод. У природі вода перебуває не тільки у вільному стані, а і в хімічно зв'язаному.

Вода входить до складу багатьох гірських порід і всіх рослинних і тваринних організмів. На воду припадає близько 60% маси тварин і до 80% маси риб. У деяких рослинах вміст води іноді перевищує 90% їхньої маси.

Більшість запасів води на Землі знаходяться в морях і океанах, прісна вода становить 2,5-3% від загального об'єму гідросфери.

Чиста вода — безбарвна прозора рідина, без запаху і смаку. На землі вода існує в трьох агрегатних станах — твердому, рідкому та газоподібному. За нормального атмосферного тиску при 0°С вона замерзає і перетворюється у лід, а при 100°С — кипить, перетворюючись у пару. У газоподібному стані вода існує і за нижчої температури, навіть нижче 0°С. Тому лід і сніг теж поступово випаровуються.

У рідкому стані вода практично не стискається, при замерзанні розширюється на 1/11 від свого об'єму.

Найбільшу густину вода має при +4°С. Масу 1 см³ чистої води при цій температурі прийняли за одиницю і назвали грамом (сучасне визначення грама основане на точнішому еталоні). На відміну від інших рідин, вода при охолодженні від + 4 до 0°С розширюється. Тому лід легший від води (на 8%) і не тоне у ній. Завдяки цьому, а також малій теплопровідності шар льоду захищає глибокі водойми від промерзання до дна, і цим забезпечується у них життя.

Потрійна точка води, тобто умови, за яких одночасно у рівноважному стані можуть співіснувати вода, лід та пара, реалізується при температурі 0,01 °C і тиску 611,73 Па. Значення 0,01 °C точне — на ньому основане визначення одиниці вимірювання температури в Міжнародній системі (СІ), кельвіна. Проте відповідно до запропонованих змін у СІ, коли значення сталої Больцмана та числа Авогадро буде зафіксовано, температура потрійної точки води буде визначатися з похибкою.

Вода характеризується великою питомою теплоємністю, що дорівнює за означенням калорії 1 кал/г-град. Завдяки цьому температура океанів і морів змінюється досить повільно, і цим регулюється температура на поверхні земної кори. Цим пояснюється також те, що клімат на островах рівномірніший, ніж на материках.

Фізичні властивості води великою мірою зумовлені тим, що її молекули мають значний дипольний момент (1,844 Дебая). Оскільки атоми Оксигену є більш електронегативними, ніж атоми Гідрогену, вони відтягують на себе електронну густину ковалентних зв'язків у молекулах води. Через це на перших (O) виникає частковий негативний заряд (2δ-), а на других (H) — вдвічі менший за значенням позитивний заряд (δ+). Внаслідок електростатичного притягування між атомами Гідрогену й Оксигену сусідніх молекул води, між ними формується водневий зв'язок. Завдяки такій взаємодії конденсація води відбувається при порівняно високій температурі. Так, наприклад, набагато важчі молекули кисню і вуглекислого газу при цих температурах конденсованої фази не утворюють.

У будь-який момент часу в рідкій воді більшість молекул утворюють водневі зв'язки, проте час життя кожного з них дуже короткий (від 1 до 20 пс). Після руйнування одного зв'язку наступний, із тим же або іншим партнером, утворюється приблизно через 0,1 пс. Тимчасові групи молекул води, сполучених між собою водневими зв'язками, називають «кластерами, що мигають». Сила водневих зв'язків досить невелика (енергія розриву 23 кДж/моль), проте вони дуже суттєво впливають на властивості води, через їх велику кількість.

Завдяки своїй формі молекули води можуть сполучатись водневими зв'язками із чотирма іншими. Саме таким чином вони організовані у кристалах льоду. Проте в рідкій воді молекули менш впорядковані і перебувають у стані постійного руху, тому середня кількість зв'язків, що утворюються кожною із них, в будь-який момент часу становить 3,6.

Вода — це полярний розчинник, в ній добре розчиняються полярні і заряджені сполуки, які ще називають гідрофільними. Речовини, що складаються із неполярних молекул, у воді не розчиняються, їх називають гідрофобними. Гідрофобними, а отже і погано розчинними, зокрема є такі гази як кисень і вуглекислий газ. Тому багато живих організмів, в тому числі і людина, мають спеціальні транспортні білки, такі як гемоглобін та міоглобін, для перенесення кисню по тілу, а вуглекислий газ в крові перебуває у формі бікарбонату.

Здатність води ефективно розчиняти полярні і заряджені речовини зумовлена високою діелектричною проникністю, її діелектрична стала при температурі 25 °C становить 78,5 (для порівняння діелектрична стала неполярного розчинника бензену при тій же температурі 4,6). Це означає, що вода може ефективно екранувати електростатичні взаємодії між розчиненими іонами. Наприклад, під час розчинення хлориду натрію молекули води утворюють гідратні оболонки навколо іонів Na+ і Cl-, таким чином стабілізують їх, частково нейтралізують їхні заряди, і не дозволяють взаємодіяти одне з одним утворюючи кристали.

Існують також амфіфільні речовини, молекули яких мають гідрофобну і гідрофільну частини. Коли такі речовини потрапляють у воду, їхні полярні частини вступають у взаємодію з молекулами води, в той час як гідрофобні навпаки такої взаємодії уникають. Таким чином завдяки так званим гідрофобним взаємодіям амфіфільні речовини формують у воді міцели[5].

Чиста вода — прозора речовина з показником заломлення у видимому діапазоні 1,33. Вода, проте поглинає електромагнітні хвилі в інфрачервоній та ультрафіолетовій областях спектру.

Прозорість води залежить від товщини шару, через яку проходить світло, від кольоровості й мутності води, тобто від вмісту в ній різних барвистих завислих мінеральних і органічних речовин.

Мірою прозорості служить висота стовпа води, за якої можна спостерігати білий диск-прозоромір певних розмірів, що його занурюють у воду, або розрізняти на білому папері стандартний шрифт певного розміру та типу. Результати виражаються в сантиметрах із зазначенням способу вимірювання. За ступенем прозорості води поділяють на: 1) прозорі; 2) слабко прозорі; 3) слабко каламутні; 4) каламутні; 5) сильно каламутні.

Молекули води мають слабку здатність до зворотної іонізації шляхом розпаду на протон H+ і гідроксид-іон OH-:

H2O H+ + OH-;

Не зважаючи на те, що одним із продуктів дисоціації є протони, вони не існують у воді у вільному стані, а натомість відразу ж приєднуються до молекул H2O з утворенням іонів гідронію H3O-. Внаслідок іонізації чиста вода до певної міри може проводити електричний струм. При чому гідроксид- і гідроній-іони в електричному полі рухаються значно швидше ніж інші іони. Це пояснюється явищем «перетстрибування протонів»: жоден індивідуальний іон не переміщується на великі відстані, натомість відбувається перенесення протонів між молекулами води, з'єданими між собою водневими зв'язками. Таким чином виникає сумарний рух гідроній-іонів до катоду, а гідроксид-іонів — до аноду. «Перестрибування протонів» також призводить до того, що у водних розчинах дуже швидко проходять кислотно-основні реакції[6].

У стані рівноваги тільки невеличка частина молекул води іонізовані, так при температурі 25 °C на іони розпадається приблизно одна молекула із півмільярда. Іонний добуток води ({H+}×{OH-}, де {H+} і {OH-} — активності відповідних іонів) є сталою величиною і становить 1×10−14 M2, оскільки у чистій воді концентрації (і активності) іонів OH- і H+ рівні, то кожна з них рівна 1×10−7 M2. Негативний десятковий логарифм із {H+} називається pH (водневий показник), відповідно для чистої води, яка є абсолютно нейтральною, він становить 7.

У хімічному відношенні вода досить активна. З багатьма речовинами вона вступає в хімічні реакції вже при звичайній температурі. З оксидами лужних і лужноземельних металів вона утворює основи:

СаО + Н2О = Са(ОН)2

З багатьма оксидами неметалів (ангідридами) вода утворює кисневмісні кислоти:

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4

З найактивнішими металами вона утворює основи з виділенням водню:

2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2 ↑

З деякими солями вода утворює так звані кристалогідрати, які характеризуються строго визначеною кількістю молекул води, що припадають на одну молекулу солі. Наприклад, з сульфатом міді вода утворює мідний купорос:

CuSO4 + 5Н2О = CuSO4 • 5Н2О

в якому на одну молекулу сульфату міді припадає п'ять молекул води. Воду, що входить до складу кристалів, називають кристалізаційною.

Кристалізаційну воду не слід плутати з гігроскопічною водою, яка поглинається (адсорбується) поверхнею і порами всіх речовин на відкритому повітрі. Деякі речовини відзначаються підвищеною здатністю поглинати вологу повітря. Внаслідок цього вони мокріють (наприклад, NaCl), а інколи навіть і розпливаються на повітрі (як CaCl2). Такі речовини називають гігроскопічними. На відміну від кристалізаційної, кількість гігроскопічної води в речовинах, змінна. Вона хімічно не взаємодіє з речовиною-адсорбантом.

При високій температурі водяна пара взаємодіє з залізом і іншими речовинами. Наприклад:

3Fe + 4Н2О = Fe3О4 + 4Н2

Раніше цю реакцію застосовували в техніці для добування водню.

У термічному відношенні вода досить стійка. Проте при температурах, вищих 1000°С, вона починає розкладатися на водень і кисень:

2Н2О = 2Н2 + O2

У природі вода відіграє надзвичайно важливу роль. Випаровуючись, вода переноситься на величезні віддалі і там випадає у вигляді дощу і снігу. Вологість повітря і кількість атмосферних опадів є найважливішими факторами, що регулюють клімат і погоду.

Вода є також одним з найважливіших геологічних факторів, що змінює зовнішній вид земної поверхні, розмиваючи гори і утворюючи долини. Вона руйнує гірські породи не тільки механічно, а й хімічно, реагуючи з ними з утворенням інших речовин.

Вода має величезне значення в житті людини, тварин і рослин. Вона потрібна рослинам для розчинення поживних речовин ґрунту. Нестача води у ґрунті призводить до погіршення живлення рослин і зниження врожаю сільськогосподарських культур. Тому для забезпечення у ґрунті води здійснюють цілий комплекс агрохімічних заходів.

Усі процеси травлення і засвоєння їжі людиною і тваринами відбуваються у водному середовищі. Надмірна втрата води організмом (до 10 — 20%) може призвести до загибелі. Щоденна потреба дорослої людини у воді становить 2,5—4 дм3. Вода є одним з шести основних харчових елементів здорового харчування людини поряд з вуглеводами, білками.

Шкідливою дією вод є:

наслідки повені, що призвели до затоплення і підтоплення земель та населених пунктів;

руйнування берегів, захисних дамб та інших споруд;

заболочення, підтоплення і засолення земель, спричинені підвищенням рівня ґрунтових вод внаслідок ненормованої подачі води під час зрошення, витікання води з водопровідно-каналізаційних систем та перекриття потоків підземних вод при розміщенні великих промислових та інших споруд;

осушення земель, зумовлене забором підземних вод в кількості, що перевищує встановлені обсяги відбору води;

забруднення (засолення) земель в районах видобування корисних копалин, а також після закінчення експлуатації родовищ та їх консервації;

ерозія ґрунтів, утворення ярів, зсувів і селей.

Під час проектування водогосподарських та інших об'єктів повинна враховуватися можлива шкідлива дія вод, а під час експлуатації цих об'єктів — вживатися заходи щодо її запобігання, а саме:

залуження та створення лісонасаджень на прибережних захисних смугах, схилах, балках та ярах;

будівництво протиерозійних гідротехнічних споруд, земляних валів, водоскидів, захисних дамб, водосховищ-регуляторів;

спорудження дренажу;

укріплення берегів тощо.

Вода має численні технічні застосування. Енергія падіння води широко використовується на гідроелектростанціях для одержання дешевої електричної енергії. Воду використовують у будівельній, текстильній, шкіряній, металургійній і багатьох інших галузях промисловості. Особливо широко застосовують воду у хімічній промисловості для процесів розчинення, фільтрування, промивання і як сировину для одержання різних хімічних продуктів: їдких лугів, кислот, водню тощо.

Вода відкритих водойм, що використовується для господарсько-питного водопостачання, купання, спортивних занять, організованого відпочинку, з лікувальною метою, а також вода водойм у межах населених пунктів повинна відповідати санітарним нормам.

Природна вода ніколи не буває цілковито чистою. У ній завжди містяться розчинені речовини, а інколи й нерозчинні домішки. Найчистішою є дощова і снігова вода. Але й дощова вода містить близько 0,003% розчинених мінеральних речовин, які перебувають в повітрі у вигляді пилу і вимиваються дощем.

Падаючи на землю, дощова і снігова вода частково стікає в річки, а частково просочується у ґрунт і утворює так звані підземні води. Попутно вона розчиняє різні речовини. Річкові води містять близько 0,05% розчинених речовин, а підземні (джерельна, колодязна тощо) — до 0,1% і більше.

Усі природні води, що містять до 0,1% розчинених солей, називають прісними. Коли розчинених речовин більше від 0,1%, воду називають солоною.

Найсолонішою є морська вода. В ній міститься до 3—4% розчинених речовин. Наявність у морській воді дуже великої кількості розчинених солей робить її непридатною ані для вжитку, ані для господарсько-побутових, ані для промислових потреб.

Оскільки природна вода не буває цілком чистою, то у більшості випадків для безпосереднього вжитку вона непридатна. Тому її попередньо піддають очищенню як від механічних домішок, так і деяких розчинених солей, а інколи і від усіх сторонніх речовин. Характер очищення води залежить від того, для якої мети її вживають.

Особливо високі вимоги висуваються до очищення питної води. Питна вода повинна бути цілком прозорою, безбарвною, без запаху і смаку, без органічних залишків і шкідливих бактерій, з помірною кількістю розчинених солей. Доброю для пиття вважається вода, що містить на 1 дм3 0,3 г (або 0,03%) розчинених солей. Вода, в якій дуже мало або дуже багато розчинених солей, шкідлива.

Нормативні рекомендації складаються в результаті експертної оцінки, що ґрунтується на декількох факторах — аналізі даних про поширеність і концентрацію речовин, ; можливостях, що виявляють звичайно в питній воді, очищення від цих речовин; науково обґрунтованих висновках про вплив забруднюючих речовин на живий організм. Що стосується останнього фактора, то він має деяку невизначеність, оскільки експериментальні дані переносяться із дрібних тварин на людину, потім лінійно (а це умовне допущення) екстраполюються з більших доз шкідливих речовин на малі, потім уводиться «коефіцієнт запасу» — отриманий результат по концентрації шкідливої речовини ділиться звичайно на 100. Крім того, існує невизначеність, пов'язана з неконтрольованим надходженням у воду техногенних домішок і відсутністю даних про надходження додаткових кількостей шкідливих речовин з повітря й продуктів харчування. Щодо впливу канцерогенних і мутагенних речовин більшість учених уважають їхній вплив на організм безпороговим, тобто досить одній молекулі такої речовини потрапити на відповідний рецептор, щоб викликати захворювання. величини, що рекомендують Реально, таких речовин допускають один випадок захворювання через воду на 100 000 населення. Далі, у нормативах на питну воду приводиться дуже обмежений з підлягаючому контролю речовин і зовсім не враховується вірусна інфекція. І, нарешті, зовсім не враховуються особливості організму різних людей (що принципово неможливо). Таким чином, нормативи на питну воду відбивають, власне кажучи, економічні можливості держав[9].

Найкращою для пиття вважається джерельна і артезіанська вода. Річкову воду теж вживають для пиття після її очистки.

Вода з домішками органічних речовин, в яких можуть розвиватися мікроби, цілком непридатна не тільки для пиття, а й для цілого ряду інших цілей. Така вода непридатна, наприклад, для харчової промисловості, для цукрового, крохмального і паперового виробництва. Органічні домішки можуть викликати гниття паперу і бродіння крохмалю і цукру. Крім того, вони надають крохмалю і цукру неприємного жовтого забарвлення. Природну воду очищають звичайно на водоочисних станціях. Спочатку її відстоюють у спеціальних відстійниках, де осідає пісок, глина і основна маса інших нерозчинних речовин, а потім фільтрують крізь шар гравію, коксу і піску, щоб відокремити каламуть, яка важко осідає. При цьому разом з каламуттю відфільтровуються залишки органічних речовин і більша частина бактерій. Для повного знезараження воду хлорують, додаючи до неї невеликі кількості хлору (звичайно у вигляді хлорного вапна з розрахунком 0,7 г хлору на 1 т води).

Для повного очищення від усіх сторонніх речовин воду піддають перегонці або дистиляції. Очищену таким способом воду називають дистильованою. Дистильована вода позбавлена не лише механічних домішок, а й розчинених солей. Дистильовану воду застосовують у хімічних лабораторіях для виготовлення розчинів різних речовин. В аптеках її використовують для виготовлення ліків. Дистильовану воду вживають для кислотних акумуляторів. Найбільші її кількості використовує хімічна промисловість. Останнім часом дистильовану воду застосовують також для парових котлів високого тиску.

Гідрологія — наука, що вивчає природні води, їх взаємодію з атмосферою і літосферою, а також явища і процеси, які в них протікають (випаровування, замерзання тощо) .

Предметом вивчення гідрології є всі види вод гідросфери в океанах, морях, річках, озерах, водосховищах, болотах, грунтових і підземних вод.

Гідрологія досліджує кругообіг води в природі, вплив на нього діяльності людини і управління режимом водних об'єктів і водним режимом окремих територій; проводить аналіз гідрологічних елементів для окремих територій і Землі в цілому; дає оцінку і прогноз стану і раціонального використання водних ресурсів; користується методами, застосовуваними в географії, фізиці та інших науках. Дані гідрології моря використовуються при плаванні і веденні бойових дій надводними кораблями і підводними човнами.

Гідрологія підрозділяється на океанологію, гідрологію суші і гідрогеологію.

Океанологія підрозділяється на біологію океану, хімію океану, геологію океану, фізичну океанологию, і взаємодія океану та атмосфери.

Гідрологія суші поділяється на гідрологію річок ( річкову гідрологію, потамологію ), озерознавство (лімнологія), болотоведення, кригознавство.

Загальна характеристика елементів І А групи.

Головна підгрупа першої групи періодичної системи включає елементи літій, натрій, калій, рубідій і цезій, а також дуже нестабільний елемент францій. Останній зустрічається в ряду радіоактивного розпаду актинію. Всі ці елементи об’єднують під спільною назвою лужні метали, так як гідроксиди двох головних представників цієї групи – натрію і калію – здавна були відомі під назвою лугів. З цих лугів, піддаючи їх у розплавленому стані електролізу Деві в 1807 році вперше добув вільні калій і натрій.

У зовнішньому електронному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації. Однозарядні позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко.

Однакова будова не тільки зовнішнього, а й передостанього електронного шару атомів усіх лужних металів, крім літію, зумовлює велику подібність властивостей цих елементів. В той же час збільшення заряду ядра і загального числа електронів в атом при переході згори вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їхніх властивостях: більш легке віддавання валентних елктронів і посилення металічних властивостей із збільшенням порядкового номера.

	t атома, А°	t Е^+, А°	Еіоніз., еВ
Li	1.55	0.68	5.39
Na	1.89	0.98	5.14
K	2.36	1.33	4.34
Rb	2.48	1.49	4.18
Cs	2.68	1.65	3.89
Fr	2.80	1.87	3.98

Порівняно з елементами інших підгруп у елементів першої групи головної підгрупи найнижчі перші енергії іонізації, а розміри атомів й іонів найбільші. Отже, у них найбільшвиражені металічні властивості і вони проявляють СТО тільки +1, так як друга енергія іонізації дуже сильно відрізняється від першої за значенням (для Li приблизно в 15 разів вища за першу енергію іонізації, для Cs – в 8 разів). Найнижчу енергію іонізації серед лужних, як і серед інших металів, має францій, тому за своїми хімічними властивостями він є найактивніший метал.

У зовнішньому електронному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації. Однозарядні позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко.

Однакова будова не тільки зовнішнього, а й передостанього електронного шару атомів усіх лужних металів, крім літію, зумовлює велику подібність властивостей цих елементів. В той же час збільшення заряду ядра і загального числа електронів в атом при переході згори вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їхніх властивостях: більш легке віддавання валентних елктронів і посилення металічних властивостей із збільшенням порядкового номера.

У вигляді простих речовин лужні метали – це сріблясто-білі метали (за виключенням Cs – золотисто-жовтий) з об’ємно-центрованою кристалічною решіткою.

Li	r=0.53г/см^3	Тпл = 179°С	Ткип = 1350°С
Na	0.97	98	900
K	0.85	63	776
Rb	1.50	39	689
Cs	1.9	29	666

Як видно з приведенням даних густина металів невелика (Li, Na, K легші за воду), температури плавлення і кипіння невисокі. Ці метали дуже м’які, легко ріжуться ножем.

Всі лужні метали дуже реакційноздатні і на повітрі одразу окислюються; цезій і рубідій самозамаються. Тому всі вони зберігаються під шаром часу або парафінової олії.

Лужні метали володіють найбільш вираженою електропозитивністю. Правило, що електропозитивний характер елементів, тобто намагання перейти в електропозитивний стан, всередині однієї і тої ж головної підгрупи періодичної системи збільшується із зростанням атомної маси, чітко проглядається у лужних металів.

Наприклад, більш електропозитивний характер калію порівняно з натрієм проявляється у різному відношенні цих металів до води. Натрій енергійно взаємодіє з водою і навіть плавиться завдяки теплоті, яка виділяється внаслідок реакції, однак водень, який виділився не загоряється навіть при доступності повітря, якщо тільки кулька натрію може вільно рухатися по поверхні води. Калій реагує з водою настільки активно, що водень, який виділяється при контактуванні з повітрям зразу займається. Ще більш чіткі відмінності між обома елементами спостерігаються в їх відношенні до брому і йоду. Натрій реагує з бромом при кімнатній температурі лише з поверхні; а з йодом його обережно можна навіть силавити без видимої взаємодії. Якщо ж в рідкий бром вкинути шматок калію, то відбувається сильний вибух; це ж спостерігається при нагріванні калію з йодом.

Поширення. Завдяки надзвичайній схильності до окиснення лужні метали ніколи не зустрічаються у вагових (чи зважуваних) кількостях у вільному стані, а лише включно у формі своїх сполук. Однак, саме в такому вигляді натрій і калій належать до найбільш поширених елементів. Їх вміст в земній корі складає » 2,4 – 2,6%. Натрій виявлено в атмосфері Сонця і міжзірковому просторі. Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам’яна сіль, галіт), Na₂SO₄ × 10H₂O (мірабіліт, глауберова сіль), Na₃AlF₆ (кріоліт), Na₂B₄O₇ × 10H₂O (бура); він входить у склад багатьох природніх силікатів і алюміносилікатів. Сполуки натрію містяться в рослинних і тваринних організмах, в останньому випадку головним чином у вигляді NaCl. В крові люлюдини іони Na⁺ складають 0,32%, в кістках = 0,6%, в м’язевій тканині 0,6 –1,5 %.

Найбільш важливими мінералами калію є: сильвін KCl, сильвініт KCl×NaCl, карналіт KCl×MgCl₂×6H₂O, каїніт KCl×MgSO₄×3H₂O.

В морській воді K і Na містяться у співвідношенні 1 : 40.

Літій – типовий літофільний елемент. Найважливіші його мінерали: сподумен LiAlSi₂O₆ і петаліт LiAlSi₄O₁₀.

Рубідій і цезій власних мінералів не утворюють, а трапляються як домішки до до калійних та іноді літієвих мінералів.

Із зеленої поверхні К потрапляє в рослини. Тому він міститься в їхньому попелі у вигляді карбонату (поташу). І навпаки, вміст натрію у попелі материкових рослин незвичайний. Тільки прибережні і морські рослини містять великі кількості натрію, головним чином у виглядіорганічних сполук. Окремі рослини містять також помітні кількості літію, наприклад, тютюн.

Добування і застосування. Лужні метали Li і Na добувають електролізом їхніх розплавлених гідроксидів, хлоридів або легкоплавких сумішей хлоридів.

Найважливішою областю застосування літію є атомна енергетика. Його використовують як джерело отримання тритію; , а також, як теплоносій в атомних реакторах.

Натрій використовується в металотермії. Металічний натрій і його рідкий сплав з калієм використовують в органічному синтезі. Як відновник використовується часто амальгама натрію. Як теплоносій застосовується в ядерних енергетичних установках, в клапанах авіаційних двигунів, в хімічних виробництвах (для рівномірного нагріву в області 450 - 650°С).

В техніці калій отримують натрій термічним методом з розплавленого гідроксиду або хлориду; Pb i Cs – методами металотермії і термічним розкладом сполук.

K, Pb, Cs – при нагріванні і освітленні порівняно легко втрачають електрони. Ця здатність робить їх цінним матеріалом для виготовлення фотоелементів.

Загальні фізичні властивості.

Електропровідність.

Лужні метали за електропровідністю поступаються лише сріблу. Найкращий провідник серед лужних металів – натрій – має опір, який майже в 3 рази перевищує опір срібла.

Пари металів.

Лужні метали в пароподібному стані в основному одноатомні. Це було спочатку встановлено шляхом визначення відношення питомих теплоємкостей. Однак пізніше визначення густини парів показано, що в основному в саме легких лужних металів відбувається помітна асоціація атомів в двохатомні молекули (існування їх вперше встановлено спектроскопічно). Для парів натрію при атмосферному тиску і температурі кипіння натрію ступінь асоціації складає 16%. Спектроскопічно знайдені енергії дисоціації складають:

Li2	Na2	K2	Pb2	Cs2
26.3	17.5	11.8	10.8	10.4 ккал/моль

Пари лужних металів інтенсивно забарвленні. Пари натрію мають пурпурове забарвлення, подібне до забарвлення розведеного розчину KMnO₄. калій в парах забарвлений в синьо-зелений колір Pb – в зеленувато-синій.

Лужні метали або їх не дуже важколетні сполуки забарвлюють полум’я газового пальника в характерні кольори:

Li – карміново-червоний;

Na – жовтий;

K, Pb, Cs – фіолетовий.

У зовнішньому електронному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації. Однозарядні позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко.

Однакова будова не тільки зовнішнього, а й передостанього електронного шару атомів усіх лужних металів, крім літію, зумовлює велику подібність властивостей цих елементів. В той же час збільшення заряду ядра і загального числа електронів в атом при переході згори вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їхніх властивостях: більш легке віддавання валентних елктронів і посилення металічних властивостей із збільшенням порядкового номера.

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:

B	1s^22s^22p^1
Al	1s^22s^22p^63s^23p^1
Ga	1s^22s^22p^63s^23p^63d^104s^24p^1
In	4s^24p^64d^105s^25p^1
Tl	4s^24p^64d^104f^145s^25p^65d^106s^26p^1

Енергія іонізації атомів елементів із збільшенням порядкового номера зменшується :

	B	Al	Ga	In	Tl
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.

	B	Al	Ga	Sn	Tl
Тпл, °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.

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.

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:

	N	P	As	Sb	Bi
rметалічний, атомний, нм	0.071	0.13	0.148	0.161	0.182
rковал., нм	0.077	0.110	0.121	0.141	-
rіона Е3^-, нм	0.148	0.186	0.192	0.208	0.213
rіона 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:

	O	S	Se	Te	Po
rковал., нм	0,073	0,104	0,117	0,137	-
rметал.,нм	-	-	0,16	0,17	0,17
rум.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
Eспор.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	62	53

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 1s²2s²2p⁶ теж 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.

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.

IV	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu
	0.146	0.134	0.127	0.130	0.126	0.125	0.124	0.128
V	Zn	Nb	Mo	Te	Ru	Rh	Pd	Ag
	0.160	0.145	0.139	0.136	0.134	0.134	0.137	0.144
VI	Hg	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au
	0.159	0.146	0.140	0.137	0.135	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.

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 1s²2s²2p⁶ теж відповідає електронній структурі благородного газу.

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	–

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 1s²2s²2p⁶ теж відповідає електронній структурі благородного газу.

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.

	Fe	Co	Ni
Валентні електрони	3d^64s^2	3d^74s^2	3d^84s^2
r метал. атома, нм	0.126	0.125	0.124
r умов.іона, нм E^2+ E^3+ E^4+	0.080 0.073 ¾	0.080 0.072 ¾	0.079 ¾ ¾
E іоніз., Е°®Е^+, еВ	7.893	7.87	7.635

	Ru	Rh	Pd
Валентні електрони	4d^75s^¢	4d^85s¢	4d^105s^0
r метал. атома, нм	0.134	0.134	0.137
r умов.іона, нм Е^2+ Е^3+ Е^4+	0.085 0.077 0.071	¾ 0.078 0.071	0.088 ¾ 0.073
Е іоніз., Е^0®Е^+, еВ	7.366	7.46	8.336

	Os	Ir	Pt
Валентні електрони	5d^66s^2	5d^76s^2	5d^96s^1
r метал. атома, нм	0.135	0.135	0.138
r іона, ум., нм Е^2+ Е^3+ Е^4+ Е^8+	0.089 0.081 0.075 0.054	0.089 0.081 0.075 ¾	0.090 ¾ 0.076 ¾

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.

Класи неорганічних сполук

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
Ag	Аргентум	Срібло
As	Арсен	Миш’як
Au	Аурум	Золото
H	Гідроген	Водень
C	Карбон	Вуглець
Cu	Купрум	Мідь
Mn	Манган	Марганець
Hg	Меркурій	Ртуть
N	Нітроген	Азот
O	Оксиген	Кисень
Pb	Плюмбум	Свинець
Sn	Станум	Олово
Sb	Стибій	Сурма
S	Сульфур	Сірка
Fe	Ферум	Залізо
F	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.

Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм називаються електролітами; відповідно речовини, розплави чи розчини яких не проводять електричного струму називаються неелектролітами.

Електроліти-провідники другого роду, носіями електричного струму є іони: катіони й аніони, які існують в розчинах або розплавах електролітів. Метали-провідники першого роду, носіями електричного струму – електрони.

Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їхні властивості змінюються прямо пропорційно концентрації розчинів. Це і зрозуміло, адже в розбавлених розчинах між молекулами розчиненої речовини немає помітної взаємодії і тому їхні властивості залежать лише від відносного числа часточок речовини у розчині і не залежать від природи розчиненої речовини.

Властивості розчинів, які залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колегативними.

Внаслідок того, що в розбавлених розчинах немає сил взаємодії між молекулами розчиненої речовини, такі розчини наближено розглядають як “ідеальні” системи. Проте це не означає, що можна проводити повну аналогію між газами і розчинами, оскільки будова розчинів ближча до будови рідких і твердих тіл, ніж до газів.

Якщо налити в циліндр концентрований розчин якої-небудь речовини, наприклад, цукру, а зверху нього обережно налити шар більш розбавленого розчину цукру, то утворена таким способом система спочатку буде неоднорідною. Але через деякий час молекули цукру і води знову рівномірно розподіляться по всьому об’єму рідини. Так відбувається через те, що молекули цукру безладно рухаючись, проникають як з концентрованого розчину у розбавлений, так, і в зворотньому напрямку;але при цьому протягом будь-якого проміжку часу з більш концентрованого розчину у менш концентрований переходить більше молекул цукру, ніж з розбавленого розчину в концентрований. Так само молекули води рухаються у різних напрямках, але при цьому з розбавленого розчину, багатшого на воду, вконцентрований розчин переходить більше молекул води, ніж за той же час переноситься в зворотньому напрямі. Так виникає напрямлене переміщення цукру з концентрованого розчину в розбавлений, а води з розбавленого розчину в концентрований; кожна речовина переноситься туди, де її концентрація менша. Такий процес називається дифузією.

Дифузієя – процес самовільного вирівнювання концентрації розчину речовини.

Під час дифузії деяка початкова впорядкованість у розподілі речовин (висока концентрація речовини в одній частині системи і низька – в іншій) змінюється цілковитою безладністю їх розподілу. При цьому ентропія системи зростає. Коли концентрація розчину в усьому його об’ємі вирівнюється, ентропія досягає максимуму і дифузія припиняється.

Дифузію можна спостерігати, якщо налити у скляний циліндр який-небудь забарвлений розчин, наприклад, розчин KMnO₄, а зверху нього обережно, щоб не викликати перемішування, добавити води. Спочатку буде помітна різка межа, але поступово вона розмиватиметься; через деякий час розчинена речовина рівномірно розподілиться по всьому об’ємі розчину і вся рідина матиме однаковий колір.

Теорія електролітичної дисоціації для водних розчинів була сформульована шведським ученим С. Арреніусом у 1887 р. Розглянемо основні положення цієї теорії.

При розчиненні у воді молекули електролітів дисоціюють (розщеплюються) на позитивно і негативно заря-джені іони. Іони можуть бути утворені з одного атома - прості іони ( Na+, Cl- ) і кількох атомів - складні іони ().

Дисоціація - оборотний процес. Як правило, він не відбувається до кінця, а в системі встановлюється ди-намічна рівновага, тобто такий стан, при якому швидкість дисоціації дорівнює швидкості зворотного процесу - утво-рення вихідних молекул. Тому у рівняннях дисоціації замість знака „ дорівнює ” ставлять знак оборотності,

Іони у водному розчині перебувають у хаотичному безперервному русі. Якщо у розчин електроліту занурити електроди і прикласти до них електричну напругу, то іони набудуть направленого руху: позитивно заряджені іони переміщуватимуться у напрямі до катода ( негативно зарядженого електрода ), а негативно заряджені іони у напрямку анода ( позитивно зарядженого електрода ). Іони також одержали назви: позитивні іони - аніони, а негативні - катіони.

Теорія С. Арреніуса не пояснює причин електролітичної дисоціації, вони були встановлені пізніше.

Розглянемо електролітичну дисоціацію речовин з іон-ним і полярним ковалентним зв'язком. Припустимо, що у воду помістили кристали хлориду натрію NаСІ - речо-вини з іонним зв'язком. Полярні молекули води електростатично притягуються позитивно зарядженими кінцями до негативно заряджених іонів С1- у хлориді натрію, а не-гативно зарядженими кінцями - до позитивно зарядже-них іонів Na+

Внаслідок такої взаємодії іонів з диполями води послаблюється зв'язок між іонами кри-стала, і вони переходять у розчин у вигляді гідратованих іонів. Уявлення про гідратацію іонів, тобто про виникнення хімічного зв'язку між іонами і молеку-лами води, введено російським вченим І. О. Каблуковим і стало розвитком хімічної теорії розчинів.

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

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.

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	+1	Основний	Li2O; Rb2O; CaO; BaO;
	+2	Основний	MnO;
		Амфотерний	ZnO; PbO; BeO; SnO
	+3	Основний	Bi2O3
		Амфотерний	Al2O3; Cr2O3; Sb2O3;Fe2O3
	+4	Найчастіше амфотерний	PbO2; MnO2; TiO2; ZiO2
	+5	Амфотерний	Ta2O5
	+6	Кислотний	CrO3
	+7	Кислотний	Mn2O7
	+8	Кислотний	OsO4

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.

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.

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.

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.

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.

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.

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. 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.

Гідроксиди – речовини, які містять гідроксогрупи.

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).

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.

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 Н₂Мо₃О ₁₀.

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.

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: H₂S₂O ₇ – 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.

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

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.

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

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.

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

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.

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.

Так само кожна хімічна сполука має своє значення відносної молекулярної маси Мr. Але ти можеш заперечити, оскільки не кожна сполука містить молекули. Адже є сполуки атомної або йонної будови. Як бути в такому випадку? Зрозуміло, що в такому випадку термін «відносна молекулярна маса» не має сенсу, тому використовують термін «формульна маса», тобто йдеться про масу частинок, яка відповідає прийнятій формулі речовини. Позначення Мr при цьому зберігається.

Відносна молекулярна маса — це фізична величина, що дорівнює відношенню маси речовини певного формульного складу до 1/12 маси атома Карбону.

Як зрозуміти вираз «формульний склад»? Це склад речовини, що визначається її формулою.

Якщо є потреба визначити відносну молекулярну масу речовини, то зовсім не обов'язково ділити масу речовини певного формульного складу на 1/12 маси атома Карбону, як випливає із визначення. Достатньо просто додати відносні атомні маси елементів, які входять до формульного складу речовини, пам'ятаючи при цьому, що відносна молекулярна чи формульна маса — безрозмірна величина.

Як це зробити практично? Розглянемо конкретні приклади. Передусім запам'ятай, що спочатку пишемо Мr, а після символу Мr у круглих дужках обов'язково зазначаємо формульний склад сполуки, відносна молекулярна або формульна маса якої обчислюється. Наприклад:

Мr(N2) - 2Аr(N); Мr(N2) = 2 • 14 = 28;

Мr(Н2S) = 2Аr(Н) + Аr(S);

Мr(Н2S) = 2 • 1 + 32 = 34;

Мr(Na2CO3) = 2Аr(Nа) + Аr(С) + 3Аr(O);

Мr(Nа2СO3) = 2 • 23 + 12 + 3 • 16 = 106.

Надалі, визначаючи відносні молекулярні чи формульні маси речовин, дотримуйся такого алгоритму дій:

1. За періодичною системою знайди символи хімічних елементів і запиши заокруглені значення їх відносних атомних мас.

2. Ці значення помнож на число атомів елемента (на індекс).

3. Додай маси атомів усіх елементів, і ти дістанеш відносну молекулярну (формульну) масу.

Хімічна формула дає змогу обчислити не тільки відносну молекулярну чи формульну маси, а ще й масову частку, яка припадає на кожний елемент у складі речовини.