47928

Предмет і завдання хімії

Конспект

Химия и фармакология

Основні поняття хімії Атом – найменша частинка хімічного елемента що має його властивості. Молекула – найменша частинка речовини що має її хімічні властивості. Менделєєва: властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра.

Украинкский

2013-12-04

1.83 MB

27 чел.

    

 Предмет і завдання хімії

Хімія – наука, що вивчає склад, будову й властивості речовин.

Задачі хімії:

Добування речовин з відомими властивостями

Інтенсифікація промислових виробництв

Створення безвідходних технологій

Використання енергії хімічних реакцій.

Основні поняття хімії

Атом  найменша   частинка   хімічного   елемента,   що   має   його  властивості. 

Молекула – найменша   частинка   речовини,   що   має   її   хімічні  властивості.

Хімічний елемент – це певний вид атомів.

Хімічна формула –  це умовний запис складу речовини за допомогою символів елементів та індексів.

Індекс – це число атомів елемента в молекулі.

Проста речовина – це речовина, молекули якої складаються з однакових                                 атомів:                                                 Fe, S, Na, K 

                                              Н2, О2, N2, F2, Сl2, Вr2, І2

                                                         O3, P4, S8    

Складна речовина це  речовина,  молекули якої складаються з різних атомів:
                                              Н
2О      NaCl       Al2(SO4)3

Алотропія це   здатність   хімічного   елемента   утворювати   декілька простих                       

речовин. 

Причини алотропії:                                          О2  – кисень

1 – різна кількість атомів у молекулі:   О

                                                                Оксиген         О3  – озон

2 – різна будова кристалічної ґратки твердих речовин:

                                                                                       алмаз

                                                                      С

                                                                 Карбон         графіт

Кількість речовинице число структурних частинок в даній  порції речовини.

Моль це така кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (атомів або молекул), скільки атомів Карбону в 12г вуглецю.

Хімічне рівнянняце умовний запис хімічної реакції за допомогою хімічних формул та коефіцієнтів.

Коефіцієнтце число перед формулою речовини, що вказує кількість молекул.

Явища

хімічні                                                         фізичні

    супроводжуються хімічною реакцією                     відбуваються зовнішні зміни

                           горіння вугілля                                                таїння льоду

                           електроліз води                                                кипіння води

                           ржавіння заліза                                                плавлення свічки

                                                                                                      розчинення солі, цукру

Чисті речовини

Суміші

вода

кисень

залізо

мінеральна вода

річкова вода

морська вода

дощова вода

повітря

чавун

сталь

Методи розділення сумішей

процес розділення

на чому ґрунтується

приклади сумішей

Дистиляція

різні температури кипіння рідин

вода – спирт

Сорбція

поглинання однієї речовини іншою

активоване вугілля – забруднене повітря

Кристалізація (випаровування)

неможливість випаровування однієї з речовин

вода – сіль

вода – цукор

Фільтрування

різна розчинність

цукор – пісок

сіль – крейда

Відстоювання

різні густини

вода – крейда

вода – олія

 

                                                Основні хімічні закони

Закон збереження маси речовин:  маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі продуктів реакції.

Закон сталості складу речовин: кожна хімічно чиста речовина має сталий якісний та кількісний склад, незалежно від способів його добування.

Закон Авогадро: в однакових об'ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул:

NА = 6,02 ∙ 1023 – стала Авогадро.

        Vm = 22,4 л – молярний об’єм газу

Закон об'ємних відносин Гей Люссака: об'єми газоподібних речовин в
реакції відносяться один до одного як невеликі цілі числа:


                                    N
2 (газ) +  3Н2 (газ)  = 2NH3 (газ)

                                           1        :      3         :       2

Періодичний закон Д.І. Менделєєва: властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у періодичній залежності від заряду ядра.

Хімічні елементи (110)

                                     метали (88)                                неметали (22)

Символ елемента

Назва елемента

Проста речовина

Назва речовини

H

C

N

O

F

Si

S

Mn

Fe

Ni

Cu

As

Ag

Sn

Sb

Au

Hg

Pb

Bi

Гідроген

Карбон

Нітроген

Оксиген

Флуор

Силіцій

Сульфур

Манган

Ферум

Нікол

Купрум

Арсен

Арґентум

Станум

Стибій

Аурум

Гідраргірум

Меркурій

Плюмбум

Бісмут

H2

C

N2

O2

O3

F2

Si

S

Mn

Fe

Ni

Cu

As

Ag

Sn

Sb

Au

Hg

Pb

Bi

водень

вуглець

азот

кисень

озон

фтор

кремній

сірка

марганець

залізо

нікель

мідь

миш’як

срібло

олово

сурма

золото

ртуть

свинець

вісмут

     Електронна будова атома 

                                                             Атом

                ядро                                       електронна

                                                                                           оболонка

                                                                                                             

                            протони        нейтрони                       електрони

    

                             +11р                     01n                                        –10ē

        Відносна атомна маса:       Ar = ∑p + ∑n

        Порядковий номер = ∑р = ∑ē = заряд ядра                   n = Ar – №

    Ізотопи різновиди   одного   елемента   з   однаковим   числом   протонів,  але різним числом нейтронів:

                                    40Са (20р, 20n)  та    42Са (20р, 22n)   

  1.  20

    Ізотони – хімічні  елементи  з  однаковим числом нейтронів, але різним числом протонів:

                                    136Хе (54р, 82n)  та    138Ва (56р, 82n)   

                                     54                                                   56

   Ізобари – хімічні   елементи   з   різним   числом   протонів   та   нейтронів,   але однаковим масовим числом:                                      

                                                    40Ar (18р, 22n)  та    40K (19р, 21n)   

  1.  19

   Нуклони – елементарні частинки протони та нейтрони.

   Нукліди – ізотопи хімічних елементів з певним числом протонів та  нейтронів (кожний окремий ізотоп).

Електронна оболонка

  Енергетичні рівні – їх число дорівнює номеру періоду:

                      С  +6 ))           Al  +13 )))        Ca  +20 ))))

  Підрівні – відрізняються формою орбіталей:

              s  –                  p –                    d                      f

   рівні

підрівні

1

2

3

4

5

6

7

s

sp

spd

spdf

spdf

spdf

spdf

  Орбіталі – відрізняються напрямком у просторі:

підрівні

орбіталі

s

p

d

f

    1

    3

    5

    7

  Спін – обертання електрона навколо власної осі.

       Електрони   з   паралельними   спінами   –   обертаються   в   одному   напрямку,         

  відштовхуються, не можуть знаходитися на одній орбіталі.

       Електрони   з   антипаралельними   спінами   –   обертаються   в    протилежних    

  напрямках, притягуються, можуть знаходитися на одній орбіталі.

                                     

↑↓

                                                                                                                   

                  

                      Порядок заповнення електронами рівнів та підрівнів

Рівні

Порядок заповнення

  1

  2

  3

  4

  5

  6

7

1s2

2s22p6

3s23p6

4s23d104p6

5s24d105p6

6s24f145d106p6

7s25f146d107p6

    На зовнішньому рівні не може бути більше 8 електронів. Такий рівень вважається завершеним.

  •  Порядковий номер елемента дорівнює заряду ядра (кількості протонів) та загальній кількості електронів.
  •  Номер періоду дорівнює числу енергетичних рівнів.
  •  Номер групи дорівнює:
    •  для головних підгруп – числу електронів на зовнішньому рівні. Це валентні електрони, вони беруть участь у хімічній взаємодії.
    •  для побічних підгруп – числу валентних електронів, але розміщуються вони як на зовнішньому, так і на передостанньому рівні.


                                                    Квантові числа

  •  характеризують стан електронів у атомі.

  •  Головне квантове число  n  – характеризує енергію електрона (1 – 7).
  •  Побічне (орбітальне) квантове число   ℓ  – характеризує форму орбіталі:

                                                  s – 0, p – 1, d – 2, f – 3.

  •  Магнітне квантове число   m  – характеризує орієнтацію орбіталі у просторі відносно напрямку зовнішнього магнітного поля (–ℓ, 0, +ℓ).

   ℓ

              m

   0

   1

   2

   3

               0

         –1, 0,+1

    –2,–1, 0,+1,+2

–3,–2,–1, 0,+1,+2,+3

  •  Спінове квантове число   s  – характеризує обертання електрона навколо власної осі в той чи інший бік (+½, –½).

   Рівні

Підрівні

       Орбіталі

числове

значення

n

   тип

орбіталі

             

             m

     1

1

     s

0

              0

     2

2

     s

     p

0

1

              0

        –1, 0,+1

     3

3

     s

     p

     d

0

1

2

              0

        –1, 0,+1

   –2,–1, 0,+1,+2

     4

4

     s

     p

     d

     f

0

1

2

3

              0

        –1, 0,+1

    –2,–1, 0,+1,+2

–3,–2,–1, 0,+1,+2,+3

      Правила, які визначають порядок заповнення атомних орбіталей

  •  Принцип найменшої енергії: заповнення електронами атомних орбіталей відбувається у порядку збільшення їх енергій.

  •  Перше правило Клечковського:  заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається у порядку послідовного збільшення суми головного та орбітального квантових чисел n +  .

  •  Друге правило Клечковського: із двох атомних орбіталей з однаковою сумою n +   першою заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа.

   Підрівень

 3s

 3p

 3d

 4s

 4p

 4d

 4f

 5s

 5p

   Сума n + l

3+0=3

3+1=4

3+2=5

4+0=4

4+1=5

4+2=6

4+3=7

5+0=5

5+1=6

    Порядок

 заповнення

  1

  2

  4

  3

  5

  7

  9

  6

  8

  •  Принцип Паулі:   в  атомі   не може  бути  двох електронів, у яких всі чотири 

          квантові числа однакові.

  •  Правило Хунда:   на кожну  атомну  орбіталь  підрівня  спочатку поступає по  

     одному електрону з однаковим напрямком спіну.

  •  Правило симетрії: електронна конфігурація повністю та наполовину заповнених підрівнів має високу енергетичну стійкість, тому такі конфігурації більш імовірні, ніж незавершені підрівні.

   24Cr  1s22s22p63s23p63d44s2                          

    Утворення симетричних конфігурацій можливе за рахунок проскоку електрона з одного енергетичного рівня на інший.

   24Cr  1s22s22p63s23p63d54s1                          

   

                

           

                          Періодичний закон Д.І.Менделєєва

Властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у                                     періодичній залежності від заряду ядра.

                                                   

 

  •  Металічність – це здатність елемента віддавати валентні електрони:                             

                                 Na0 – 1ē → Na+

                                 Mg0 – 2ē → Mg2+

                                  Al0 – 3ē → Al 3+

    Чим менше електронів в атомі на зовнішньому рівні, тим активніший метал. Тобто, по періоду металічні властивості елементів зменшуються.

  •  Неметалічність – це здатність елемента приймати на свій зовнішній рівень електрони до його завершення (до 8):

                                 Si0 + 4ē → Si4–

                                  P0 + 3ē → P3–

                                   S0 + 2ē → S2–

                                 Cl0 + 1ē → Cl

    Чим більше електронів в атомі на зовнішньому рівні, тим активніший неметал. Тобто, по періоду неметалічні властивості елементів зростають.

Неметали можуть також віддавати електрони більш активним неметалам:

                                 Si0 – 4ē → Si4+                      

                                  P0 – 5ē → P5+

                                   S0 – 6ē → S6+                   О0 + 2ē → О2–

                                 Cl0 – 7ē → Cl7+

  •  Період це горизонтальний ряд елементів, розташованих за зростанням заряду ядра. Період об’єднує елементи з однаковою кількістю енергетичних рівнів. По періоду металічні властивості елементів зменшуються, а неметалічні зростають, тому що зростає кількість електронів на зовнішньому рівні.

  •  Малі періоди містять s– і  p–елементи, у яких заповнюються електронами зовнішні рівні. Це елементи головних підгруп:

               Na  3s1           Mg  3s2            Al  3s23p1           Si  3s23p2  …

  •  Великі періоди між s– і  p–елементами містять по 10 d–елементів, у яких заповнюється передзовнішний d–підрівень, а на зовнішньому рівні залишається 1 чи 2 s–електрони. Це елементи побічних підгруп (перехідні елементи), їх властивості зі збільшенням заряду ядра змінюються незначно.

K  4s1           Ca 4s2            Sc  4s23d1         Ti  4s23d2  …     

                    Zn  4s23d10     Ga 4s23d104p1

  •  Лантаноїди та актиноїди – це f–елементи, у яких заповнюється електронами f–підрівень третього зовні енергетичного рівня, а на зовнішньому рівні містяться 2 s–електрони. По 14 f–елементів знаходяться між  s– і  d–елементами у шостому і сьомому періодах.

  •  Група –   це   вертикальний   ряд   елементів  з   однаковим   числом  валентних    електронів  та  однаковим  вищим  ступенем  окислення,  що  дорівнює  номеру групи.  По  групі  зверху  вниз  металічні  властивості  зростають, а неметалічні зменшуються, тому що зростає радіус атома.    

      

    Головна    підгрупа

  

     Побічна    підгрупа

     

      s– та  p–елементи

          

          d–елементи

  

  кількість електронів

  на зовнішньому рівні

  дорівнює номеру групи

     1 або 2 електрони

    метали та неметали

         

        тільки метали

  кількість валентних

  електронів дорівнює

  номеру групи

  кількість валентних

  електронів дорівнює

  номеру групи

 

вищий ступінь окиснення

дорівнює номеру групи

вищий ступінь окиснення

дорівнює номеру групи

Групи головних елементів:

І група – лужні метали: Літій, Натрій, Калій, Рубідій, Цезій, Францій.

ІІ група – Берилій, Магній та лужноземельні метали: Кальцій, Стронцій, Барій, Радій. 

VІ група – халькогени: Оксиген, Сульфур, Селен, Телур, Полоній.

VІІ група – галогени: Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат.

VІІІ група – інертні гази: Гелій, Неон, Аргон, Криптон, Ксенон, Радон.  

  •  Енергія іонізації  І це енергія, що необхідна для відриву електрона від незбудженого атома. Чим менше електронів на зовнішньому рівні та більше радіус атома, тим менше енергія іонізації. Тобто у металів енергія іонізації мала.

 

  •  Спорідненість до електрона   Е –    це     енергія,    яка    виділяється    при приєднанні електрона до незбудженого  атома. Чим більше електронів на зовнішньому рівні та менше радіус атома, тим більше спорідненість до електрона. Тобто у неметалів енергія спорідненості до електрону велика.

     

  •  Електронегативність  χ це здатність атома притягувати до себе спільну електронну пару в хімічній сполуці:

                                                         χ = І + Е

         Найбільш електронегативний елемент Флуор ( χ = 4,10 ) – неметал.

         Найменш електронегативний елемент Францій ( χ = 0,86 ) – метал.

                                               Зростання неметалічних (окисних) властивостей

                                                     (електронегативності, енергії спорідненості)

I

II

III

IV

V

VI

VII

1

2

3

4

5

6

7

  Зростання металічних

(відновних) властивостей

(зменшення енергії

 іонізації та

 електронегативності)

В цьому варіанті періодичної системи указані тільки неметали.

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

1

H

He

2

B

C

N

O

F

Ne

3

Si

P

S

Cl

Ar

4

As

Se

Br

Kr

5

Te

I

Xe

6

At

Rn

7

                                        Хімічні зв’язки

–  це всі види взаємодії між атомами, які забезпечують існування двох- та багатоатомних сполук.

  •  Внутришньомолекулярні зв’язки:
    •  ковалентний
    •  іонний
    •  металічний
  •  Міжмолекулярні зв’язки:
    •  водневий
    •  ван–дер–ваальсова взаємодія

Ковалентний зв’язок

  •  це хімічний зв’язок, що виникає за рахунок утворення спільної електронної пари. Існує два механізми утворення ковалентного зв’язку. В одному випадку кожний з двох атомів, що утворює зв'язок, надає для цього по одному неспареному електрону. В другому випадку один атом надає неподілену пару електронів, а другий – вільну орбіталь.   

             

Обмінний механізм:

           +              →                                                                  +              →   

  s                s                   s-s

           +                             →                                            p             p             p-p             

            s                      p                             s-p

                            +                                   →

           p                                  p                                          p-p

σ – зв’язок утворюється при перекриванні орбіталей вздовж лінії, що                  з’єднує центри атомів: σss  ,  σsp , σpp  

π – зв’язок  утворюється при бічному перекриванні орбіталей:  πpp  

      Донорно-акцепторний механізм:

                             А:   +  В   В  →  А  : :: В             

  •  Донор частинка, що надає пару електронів.
  •  Акцептор частинка з вільною орбіталлю.

         

         

       Кратність зв’язку – це кількість спільних електронних пар між атомами.

          

         Н2            H – H       H : H             1H          1s1                                                                     

                                                                                

         O2            O = O      O :: O            8O          1s22s22p4      

                                                                                                                      

N2            N ≡ N      N ׃׃׃ N            7N         1s22s22p3 

                                                                                                                   

         Одинарний зв’язок – σ – зв’язок.

Подвійний зв’язок – 1σ + 1π.

Потрійний зв’язок – 1σ + 2π.

    Енергія зв’язку – це енергія, що необхідна для розриву зв’язку. Зі збільшенням радіуса атома енергія зменшується:

HF                        Е = 536 кДж/моль

HCl                      Е = 432 кДж/моль

HBr                      Е = 360 кДж/моль

HI                         Е = 299 кДж/моль

Зі збільшенням кратності зв’язку енергія збільшується:

С – С                   Е = 356 кДж/моль

С = С                   Е = 592 кДж/моль

С ≡ С                   Е = 813 кДж/моль

    Довжина зв’язку – це відстань між центрами атомів у молекулі. Чим більша довжина, тим менше міцність зв’язку:

С – С                   ℓ = 0,154 нм

С = С                   ℓ = 0,134 нм

С ≡ С                   ℓ = 0,120 нм

    Валентний кут  залежить від природи атомів і характеру хімічного зв’язку. В двохатомних молекулах він дорівнює 180°:

            HF,       HCl,       HH,       C = O

В багатоатомних молекулах:

H2O         104,5°

NH3         107,3°

CH4         109°28´

Полярність зв’язку:

  •  Неполярний ковалентний зв’язок утворюється між однаковими атомами:

                 HH,        O = O,          NN

    Спільна електронна пара розміщується симетрично між ядрами обох атомів.

  •  Полярний ковалентний зв’язок утворюється між атомами з різною електронегативністю:                HCl,        C = O

    Спільна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю.

 Іонний зв’язок

– це хімічний зв’язок, обумовлений електростатичним притяжінням протилежно заряджених іонів:

                               Na – 1ē  =  Na+                    Cl + 1ē  =  Cl

                                      Na+ + Cl = NaCl

 Іони – це заряджені частинки.

 Катіони – позитивно заряджені іони.

 Аніони – негативно заряджені іони.

    Іонний зв’язок є крайнім випадком ковалентного полярного зв’язку, коли спільна електронна пара повністю переходить до більш електронегативного атома.

                                                 Типи кристалічних ґраток

  •  Іоннімають високі температури плавлення та кипіння, в розчині розпадаються на іони, в рідкому стані електропровідні (солі, тверді луги).
  •  Молекулярнілеткі, мають низьку твердість, невисокі температури плавлення та кипіння (H2O, NH3, CO2, I2, Р4, S8  – в твердому стані).
  •  Атомні міцні, нерозчинні, мають високі температури плавлення та кипіння (алмаз, кремній, графіт).
  •  Металічніпластичні, електро- та теплопровідні (метали та їх сплави).

            Міжмолекулярна взаємодія

    При зближенні молекул між ними діють сили притягування та відштовхування – сили ван-дер-ваальса.                                          

  •  Орієнтаційна взаємодія виникає між полярними молекулами:

                 

  •  Індукційна взаємодія виникає між полярною та неполярною молекулами. Під дією полярної молекули відбувається деформація неполярної, в ній виникає диполь.

                                                                   Водневий зв’язок

     Гідроген, який утворив ковалентний зв’язок з атомом Х, часто може утворити додатковий хімічний зв’язок з іншим більш електронегативним атомом У. Такий зв’язок називають водневим і позначають Х – Н ... У. За міцністю водневий зв’язок перевищує ван-дер-ваальсовські сили, але слабший за ковалентний зв’язок:          

                                                                                                    

                                            Н – О ... Н – О ... Н – О

                                                   Н            Н            Н

Водневий зв’язок суттєво впливає на властивості речовин:

  •  речовини Н2О та НF за звичайних умов рідкі, в той час як їх аналоги  газоподібні;
  •  речовини НСl, NH3, C2H5OH здатні утворювати водневі зв’язки з молекулами води і це є причиною їх високої розчинності;
  •  водневі зв’язки впливають на швидкість хімічної реакції. Чим більше їх у вихідних речовинах, тим важче перебігає реакція.

 Водневі зв’язки можуть бути міжмолекулярними та внутрішньо молекулярними. У другому випадку він утворюється між двома функціональними групами:

                                                                            

                                 HNCH2 COH

                                     ׀                ׀׀ 

                                    Н . . . . . . . О

                                                                      

                                                                    

Валентність та ступінь окиснення

    Валентністьце здатність атома утворювати хімічні зв’язки з атомами таких самих або інших елементів:

Н – Н         Н – Сl        Н – О        Н – N – Н            О = О        С = О        N ≡ N

                                            ׀                 ׀

                                           Н               Н

    Ступінь окисненняце умовний заряд атома в молекулі (дорівнює кількості  полярних валентностей):

+1        –1             +2      –2              0      0              0      0           0      0          +1    –1     –1    +1

Н       Сl           С      О            Н – Н           О = О        N ≡ N        Н    С ≡ С     Н

+1       0        +1

Н      С       Н

        

        О  –2

Оксиди

  •  це   складні   речовини, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген. В оксидах атоми Оксигену хімічно пов’язані з атомами інших елементів, але не утворюють зв’язків між собою. В оксидах ступінь окиснення Оксигену –2.

    Загальні формули вищих оксидів наведені у таблиці Д.І.Менделєєва.

                                             Класифікація оксидів

                          солетворні оксиди                          несолетворні оксиди

                             основні                                               H2O, CO, N2O, NO

                            кислотні                                (не виявляють ні основних, ні кислотних  

                          амфотерні                                властивостей, тобто не утворюють солей)  

 

    Основні оксиди – це оксиди металів, їм відповідають основи:
                                                      
Na2ONaOH

                                                      СаО  → Са(ОН)2                            

    Кислотні оксиди – це оксиди неметалів та металів з високою  валентністю (IV, V; VI; VII), їм відповідають кислоти:

                                  СО2 →  H2CO3                V2O5    →  HVO3       

                                  SO2  →  H2SO3                 CrO3    → H2CrO4

                                  SO3  →  H2SO4                     Mn2O7 → HMnO4

                                  N2O5 →  HNO3

    Амфотерні оксидице оксиди амфотерних металів Zn, Al, Cr, їм відповідають й основи, й кислоти:

                          Zn(OH)2                           Al(OH)3                        Cr(OH)3

        ZnO                                Al2O3                              Cr2O3

                          H2ZnO2                            HAlO2                            HCrO2

Хімічні властивості основних оксидів

                

                                                      

Хімічні властивості кислотних оксидів

Хімічні властивості амфотерних оксидів

  •  

Добування оксидів

1. Проста речовина + кисень:   С + О2 → СО2        

                                           S + O2 → SO2

                                           4P +  5O2 2P2O5

                                           N2 + O2 → 2NO

                                                       2Мg + О2 → 2МgО

2. Розклад нерозчинних основ:   Fe(OH)2FeO + H2O

                                                       2Fe(OH)3Fe2O3 + 3H2O

3. Розклад деяких кислот:          Н2СО3    СО2  +  Н2О

                                                               Н2SО3    SО2  +  Н2О

                                                               Н2SіО3    SіО2  +  Н2О

4. Розклад деяких солей:             СаСО3  СаО + СО2

                                                               СаSО3 → СаО + SО2

Пероксиди

    Крім оксидів, Оксиген здатний утворювати бінарні сполуки, які називають пероксидами. Ступінь окиснення Оксигену в пероксидах дорівнює –1, а валентність ІІ. У пероксидів атоми Оксигену сполучені між собою:

                                                                        –1      –1

      Н2О2                              Н – О – О – Н                     гідрогену пероксид

                                                                        –1      –1

     Na2O2                           NaOONa                  натрію пероксид

      BaO2                                        Ba                               барію пероксид

                                                    O – O

                                                                         –1      –1

Основи

  •  це складні речовини, що складаються з атомів металів та гідроксогруп ОН.

                                                  Класифікація основ

1 – за розчинністю:

  •  розчинні (луги) – це основи лужних та лужноземельних металів:
                                            
    Li   Na    K   Rb    Cs    Fr

                                            Ca   Sr    Ba   Ra

  •  нерозчинні.

2 – за кількістю груп ОН:

  •  однокислотні       NaOH, KOH
  •  багатокислотні   Са(ОН)2, Fe(OH)2

Хімічні властивості лугів

                         

                               

                    

                         

Хімічні властивості нерозчинних основ

                             

                           

                                            

                               Хімічні властивості амфотерних основ

                        

                           

                                             

                                     

                  

            

                               

Добування лугів:

  •  метал (до Мg) + вода:                2Na + 2HOH → 2NaOH + H2

                                                            Ca + 2HOHCa(OH)2 + H2

  •  оксид металу (до Мg) + вода:    Na2О + Н2О → 2NaОН

                                               CaО + Н2О → Ca(ОН)2

Добування нерозчинних основ:                  

  •  сіль + луг:                                     CuSO4 + 2NaOH Cu(ОН)2 ↓+ Na2SO4  

Кислоти

  •  це складні речовини, що складаються з атомів Гідрогену та кислотних залишків.

        Класифікація кислот

    1за наявністю Оксисену:

  •  безоксигенові                          НС1, H2S
  •  оксисеновмісні                        HNO3, H2SO4

    2 – за кількістю атомів Гідрогену:

  •  одноосновні                              НС1, HNO3
  •  багатоосновні                            H2SO4, H3PO4

   3 – за розчинністю:

  •  нерозчинна – тільки Н2SіО3 
  •  розчинні  –  всі інші

  4 – за леткістю:

  •  нелеткі                                         H2SO4, H3PO4, H2SiO3
  •  леткі – всі інші

  5 – за силою:

  •  сильні                                      НС1, HNO3, H2SO4
  •  середні                                      H2SO3, Н3РО4
  •  слабкі                                        H2S, H2CO3, H2SiO3

                             Хімічні властивості кислот

  •  

 

                                                

    Реакція нейтралізаціїоснова  +  кислота

    Витиснювальний ряд кислот – кожна попередня кислота може витискувати із солі попередню:

             H2SO4  → НС1,HNO3,H3PO4   →  H2SO3  →  H2CO3  →   H2S  →  H2SiO3

Індикатори

Індикатор

кислота

луг

лакмус

червоний

Синій

фенолфталеїн

безбарвний

малиновий

метиловий оранжевий

червоний

жовтий

Розклад деяких кислот

  •  За нормальних умов:

     4HNO3  =  4NO2↑  +  2H2O  +  O2

     Н2СО3  =  СО2  +  Н2О

     Н2SО3  =  SО2  +  Н2О

  •  При нагріванні:

     Н2SіО3  =  SіО2  +  Н2О

Добування безоксигенових кислот

  •  водень + проста речовина:    H2 +  S  → H2S

                                           H2 + Cl2 → 2HCl

 Добування оксигенових кислот

  •  кислотний оксид (крім SiO2) + вода: СО2 + Н2О → Н2СО3

                                                                      SО2 + Н2О → Н2SО3

                                                                      SО3 + Н2О → Н2SО4

                                                                      P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

                                                                      N2O5 + H2O → 2HNO3

Добування нерозчинної кислоти

  •  сіль + кислота:            Na2SiO3 + 2HClH2SiO3 ↓ + 2NaCl 

Номенклатура кислот

 

Формула

Стара назва

Нова назва

Сила кислоти

HF

плавикова

фторидна

середня

HCl

соляна

хлоридна

сильна

HBr

бромоводнева

бромідна

сильна

HI

йодоводнева

йодидна

сильна

H2S

сірководнева

сульфідна

слабка

HCN

синильна

ціанідна

дуже слабка

H2SO4

сірчана

сульфатна

сильна

H2SO3

сірчиста

сульфітна

середня

H2S2O3

тіосірчана

тіосульфатна

сильна

HNO3

азотна

нітратна

сильна

HNO2

азотиста

нітритна

слабка

HClO

хлорнуватиста

гіпохлоритна

слабка

HClO2

хлориста

хлоритна

середня

HClO3

хлорнувата

хлоратна

сильна

HClO4

хлорна

перхлоратна

сильна

H3PO4

ортофосфорна

ортофосфатна

середня

HPO3

метафосфорна

метафосфатна

середня

H4P2O7

пірофосфорна

дифосфатна

середня

Н3РО3

фосфориста

фосфітна

середня

H3BO3

ортоборна

ортоборатна

дуже слабка

HBO2

метаборна

метаборатна

дуже слабка

H2B4O7

тетраборна

тетраборатна

середня

H2CrO4

хромова

хроматна

сильна

H2Cr2O7

дихромова

дихроматна

сильна

HMnO4

марганцева

перманганатна

сильна

H2MnO4

марганцевіста

манганатна

середня

H2CO3

вугільна

карбонатна

слабка

H2SiO3

кремнієва

силікатна

дуже слабка

HAlO2

метаалюмінієва

метаалюмінатна

дуже слабка

H2ZnO2

цинкова

цинкатна

слабка

Солі

  •  це складні речовини, що складаються з атомів металів та кислотних залишків.

       Класифікація солей

  1.  Середні солі складаються тільки з атомів металів та кислотних залишків:  
       NaCl – натрій хлорид
      
    Na2CО3 – натрій карбонат

  1.  Кислі солі – між атомом металу та кислотним залишком міститься 1-2 атома Н:

NaHCО3  – натрій гідрогенкарбонат

Na2HPO4 – натрій гідрогенфосфат

NaH2PО4   – натрій дигідрогенфосфат

Кислі солі можуть бути утворені тільки багатоосновними кислотами:

                  +         –        2+          –           3+       –  

H2SO4  NaHSO4, Ca(HSO4)2, Al(HSO4)3 

                         +          2–      2+          2–     3+            2–

H3PO4 → Na2HPO4, CaHPO4, Al2(HPO4)3

                         +             –      2+              –         3+              –

                NaH2PO4, Ca(H2PO4)2, Al(H2PO4)3

  1.  Основні соліміж атомом металу та кислотним залишком міститься 1-2 групи ОН:

    Mg(OH)Cl – магній гідроксохлорид

    А1(ОН)Сl2 – алюміній гідроксохлорид

    А1(ОН)2Сl – алюміній дигідроксохлорид

Основні солі можуть бути утворені тільки багатокислотними основами.

  1.  Подвійні солі:

    NaKCO3 – натрій-калій карбонат
    
KA1(SO4)2 – калій-алюміній сульфат

  1.  Змішані солі:

    Ca(ClO)Cl – кальцій хлорид-гіпохлорит

  1.  Комплексні солі:

    К3[FeN)6]  –  калій гексацианоферат (III)

    K4[Fe(CN)6] – калій гексацианоферат(II)

    [Ag(NH3)2]C1  діамінагрентум хлорид

 Хімічні властивості середніх солей

                          

                                  

 

Хімічні властивості кислих солей

                                 

                                    

Розкладання солей

  •  карбонати (крім карбонатів лужних металів):

СаСО3 = СаО + СО2

    

  •  гідрокарбонати:

    Ca(HCO3)2 = СаСО3 + СО2↑ + Н2О

   2NaHCO3 = Na2CO3 + СО2↑ + Н2О

  •  нітрати:

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

Zn(NO3)2 = ZnO + NO2↑ + O2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2

  •  солі амонію:

     NH4Cl  =  NH3↑  +  HCl↑

     (NH4)2CO3  =  2NH3↑  +  CO2↑  +  H2O↑

     (NH4)2SO4  =  2NH3↑  +  H2SO4

     (NH4)2S  =  2NH3↑  +  H2S↑

     (NH4)2SO3  =  2NH3↑  +  SO2↑  +  H2O↑

     NH4NO3  =  N2O↑  +  2H2O↑

     NH4NO2  =  N2↑  +  2H2O↑

Добування солей

  •  метал + неметал

       2Na  +  Cl2  =  2NaCl

       2Fe  +  3Cl2  =  2FeCl3

       Zn  +  S  =  ZnS

  •  активний метал + кислота

       Zn  +  2HCl  =  ZnCl2  +  H2

  •  амфотерний метал + луг

       Zn + 2NaOH + 2H2O  =  Na2[Zn(OH)4]  +  H2

  •  більш активний метал + сіль

          Zn  + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

  •  основний оксид + кислотний оксид

          Na2O + CO2 = Na2CO3

  •  основний, амфотерний оксид + кислота

          Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O

          ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

  •  кислотний оксид + луг

          CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O

  •  основа + кислота

          Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O   

  •  сіль + кислота (↓ або ↑)

         CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

       ZnS  +  2HCl  =  ZnCl2  +  H2S ↑

  •  сіль + луг (↓ або ↑)

         CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4

       NH4Cl  +  NaOH  =  NaCl  +  NH3 ↑  +  H2O

  •  сіль + сіль (↓)

       CuSO4 + Na2S = CuS↓ + Na2SO4

 

Добування кислих солей

  •       Неповне заміщення багатоосновних кислот:
                   H2SO4  +  NaOH = NaHSO4 + H2O

                         Н3РО4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

                                  

                                        Добування основних солей

  •      Неповне заміщення багатокислотних основ:
                  Аl(ОН)3 +   НСl =  Аl(ОН)2С1 +  Н2О
                 Аl(ОН)3 + 2НС1 = Аl(ОН)С12 + 2О

    Взаємоперетворення середніх та кислих солей

  •      Щоб середню сіль перетворити на кислу, треба додати таку ж саму кислоту:
                 Na2SO4  + H2SO4 = 2NaHSO4
  •      Щоб кислу сіль перетворити на середню, треба додати такий самий луг:

            NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O

                                      

                                        Комплексні сполуки

  •  це складні речовини, які утворюються шляхом приєднання до іону метала        нейтральних молекул або протилежно заряджених іонів.

    Будову КС пояснює теорія Вернера (Альфред Вернер – швейцарський хімік, лауреат Нобелевської премії за свою теорію).

                                            [Cu(NH3)4]SO4

                                                                 КС

                                     

                               внутрішня сфера            зовнішня сфера

                                           NH3                                   2+

                            NH3        Cu2+        NH3                                 SO42–

                                           NH3

               ліганди                                    комплексоутворювач

    Згідно з теорією Вернера в молекулі КС позитивно заряджений іон (Cu2+) займає центральне місце і називається центральним іоном або комплексоутворювачем. Навколо нього розташовані нейтральні молекули (NH3) або негативно заряджені іони – ліганди. Комплексоутворювач та ліганди разом утворюють внутрішню сферу КС. Інші іони, які не розташовані у внутрішній сфері і знаходяться на більш далекій відстані від центрального іона, утворюють зовнішню сферу.

    Комплексоутворювачами можуть бути атоми практично всіх елементи періодичної  системи  Д.І.Менделєєва. Однак лужні  та  лужноземельні  метали утворюють дуже нестійкі комплекси. Необхідною умовою комплексоутворювача є наявність вільних орбіталей. Тому найбільш типовими комплексоутворювачами є d– і f–елементи:

         Ag+, Au+, Au3+, Cu2+, Hg2+, Zn2+, Ni2+, Fe2+, Fe3+, Cr3+, Co3+, Pt4+

Si pелементи також здатні бути комплексоутворювачами:                                          

– елементи-метали   Be2+, Mg2+, Pb2+, Al3+, Sn2+, Sn4+

         елементи-неметали  B3+, Si4+, P5+

    Лігандами можуть бути нейтральні молекули або негативно заряджені групи. Необхідною вимогою до лігандів є наявність у їх складі хоча б одного атома з неподіленими електронними парами:            

                                             :NH3          H2O:        :OH  

                                         Назви лігандів

Ліганди

Назва

Ліганди

Назва

Ліганди

Назва

Ліганди

Назва

Cl    

F

Br

I

S2–

  

хлоро

фторо

бромо

йодо

тіо   

OH–  

CN

SCN  

NO2

гідроксо

ціано

тіоціанато

нітро

     

NO3

CO32–

SO42–

PO43–

S2O32–

С2O42–

нітрато

карбонато

сульфато  

фосфато

тіосульфато

оксалато

H2O0  

NH30

CO0

NO0

аква

амін

карбоніл

нітрозил

                                                                                                                                                 

    Координаційне числоце число, яке показує скільки лігандів знаходиться навколо комплексоутворювача. Число лігандів кожного виду вказують числовими префіксами:                                           

2 – ди           6 – гекса                               

3 – три         7 – гепта                                

4 – тетра      8 – окта                         

5 – пента                                                

    Згідно з емпіричним правилом Вернера координаційне число комплексоутворювача часто в 2 рази більше, ніж абсолютне значення його заряду:

Заряд

комплексоутворювача

Характерне

координаційне число

+1

+2

+3

+4

2

4

6

6

                                                                                                                                                                                   

Комплексна частинка (внутрішня сфера) може бути:

  •  катіоном       [Cu(NH3)4]2+
  •  аніоном         [Fe(CN)6]4–
  •  молекулою    [Fe(SCN)3]0

                                                           Номенклатура КС

  •  Комплексний катіон

                                                          укр. назва   

 Число лігандів – їх назва –  комплексоутворювача            зовнішня сфера

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                

                                           

         [Cu(NH3)4]SO4  – тетраамінкупрум(ІІ) сульфат

[Ag(NH3)2]Cl    – диамінаргентум хлорид

  •  Комплексний аніон

                                                                                    корінь латин. назви

Зовнішня сфера        число лігандів – їх назва –  комплексоутворювача + ат

                                                                                                                                                                                                                                                                           

         K3[Fe(CN)6]    – калій гексаціаноферат(ІІІ)

K4[Fe(CN)6]    – калій гексаціаноферат(ІІ)

Na[Al(OH)4]   – натрій тетрагідроксоалюмінат

Na2[Zn(OH)6] – натрій гексагідроксоцинкат

  •  Комплексна молекула

                                                          укр. назва   

 Число лігандів – їх назва –  комплексоутворювача          

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                

          [Pt(NH3)2Br2] – диаміндибромплатина

    Деякі комплексні сполуки мають спеціальні назви:

K3[Fe(CN)6]    – червона кров’яна сіль

K4[Fe(CN)6]    – жовта кров’яна сіль

Класифікація КС

  •  Комплексні кислоти: H2[SiF6]       – гідроген гексафторосилікат

                                            H[AuCl4]     – гідроген тетрахлороаурат

  •  Комплексні основи: [Ag(NH3)2]OH   диамінаргентум гідроксид

                                         [Cu(NH3)4](OH)2 – тетраамінкупрум гідроксид

  •  Комплексні солі: K3[Fe(CN)6]  – калій гексаціаноферат(ІІІ)  

                                    K2[PtCl6]       – калій гексахлороплатинат

Природа хімічних зв’язків у КС

  •  між зовнішньою та внутрішньою сферами – іонний зв’язок;
  •  між комплексоутворювачем та лігандами – донорно-акцепторний (координаційний) зв’язок.

Cu0     1s22s22p63s23p63d104s1        

Cu2+   1s22s22p63s23p63d94s0       

 

                                                NH3

                                                                                2+                H3N             NH3        2+

       Cu2+       + 4 :NH3         H3N     Cu2+      NH3                         Cu

       
                                                      NH3                            H3N            NH3        

      Cu2+  акцептор

          :NH3 – донор                                                        

                                                              Дисоціація КС

    І ступіньдисоціація на зовнішню та внутрішню сфери (повністю – сильний електроліт):

                                     [Cu(NH3)4]SO4  ↔ [Cu(NH3)4]2+ + SO42–

    ІІ ступіньдисоціація комплексного іона (не повністю – слабкий електроліт):

                                              [Cu(NH3)4]2+ Cu2+ + 4NH30

    Міцність комплексного іона визначається значенням константи нестійкості:

           [Cu2+]∙[NH3]4

Кдис =  ––––––––––––     або  Кнест

            [Cu(NH3)4]2+

    Чим менше значення   Кнест, тим стійкіший комплекс.

Внутрішньокомплексні сполуки

 

    При взаємодії катіонів комплексоутворювачей з деякими органічними лігандами утворюються внутрішньокомплексні сполуки. В них комплексоутворювач зв’язаний лігандами і ковалентним, і донорно-акцепторним зв’язком. Наприклад, купрум гліцерат:

                               

                      CH2OH              HOCH2

                       ׀                               H     ׀

                      CH  – O                    OCH

                       ׀                   Cu2+   ׀

                      CH2O                    OCH2

                                 H

     До внутрішньокомплексних сполук відносять природні комплекси  гемоглобін, хлорофіл та вітамін В12. 

    Гемоглобін – складний білок, що складається з білка глобіна та забарвленої у червоний колір небілкової частини – гема. За хімічною будовою гем є комплексом порфірину з Fe2+. Гемоглобін в організмі виконує роль переносника кисню з легенів у тканини. Молекула кисню зворотно реагує з гемоглобіном з утворенням оксигемоглобіну.

    

                                              НС                                 СН

                                                                   N               

                                                                                                                                                                                   

                                                                                                                                   

                                                     N          Fe2+         N

                                                             

                                                                             

                                                                   N                      

                                               НС                                СН

                        

         Деякі речовини (чадний газ СО та ціаніди) утворюють з гемоглобіном більш стійкі комплекси, ніж кисень, і таким чином блокують дію гемоглобіну. Такі сполуки відносяться до дихальних отрут.         

    Хлорофіл – це комплекс порфірину з Mg2+. Хлорофіл відіграє важливу роль в процесі фотосинтезу, перетворюючи світлову енергію сонячних променів на енергію хімічних зв'язків.

     Вітамін В12 (ціанокобаламін) це комплекс порфірину з Со3+. Він необхідний для нормального кровотворення.    

  

    При взаємодії динатрієвої солі етилендиамінтетраацетатної кислоти, яку    називають  комплексон  ІІІ  або  трилон Б, з іонами металів також утворюються     внутрішньокомплексні сполуки:

                            CH2COONa                                   

     СН2 N                                                    

                       CH2COOH

                       CH2COOH              трилон Б

     СН2 N 

                       CH2COONa

                            CH2COONa                                   

     СН2 N                                                    

                       CH2COO               внутрішньокомплексна сполука

               Ca2+

                       CH2COO                                      

     СН2  N 

                       CH2COONa

                                             Значення та використання КС

  •  Лікарські препарати:
    •  [Pt(NH3)2Cl2] та (NH4)2[IrCl6] – мають протипухлинну дію;
    •  комплекси Ауруму з α-тіоспиртами використовують для лікування туберкульозу та прокази;  
    •  комплекс хлориду кобальту (ІІ) з амідом нікотинової кислоти (препарат коамід) використовують для лікування анемії, закритих переломів, злоякісних пухлин;
    •  комплекс Феруму (ІІ) з амідом нікотинової кислоти (препарат ферамід) використовують для підвищення вмісту  Феруму в організмі.

  •  Якісний аналіз:

  •  для відкриття окремих іонів

                    K3[Fe(CN)6] – червона кров’яна сіль      

                    K4[Fe(CN)6] – жовта кров’яна сіль

3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 6K+         синій осад

3Zn2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Zn3[Fe(CN)6]2↓ + 6K+  жовто-коричневий осад

4Fe3+ + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12K+       синій осад

2Zn2+ + K4[Fe(CN)6] = Zn2[Fe(CN)6]↓ + 4K+             білий осад

              2Cu2+ + K4[Fe(CN)6] = Cu2[Fe(CN)6]↓ + 4K+           бурий осад

  •  для розчинення осадів

                  AgCl↓ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl

  •  для маскування іонівіон, що заважає відкриттю іншого іона, переводять у стійкий безбарвний комплекс. Наприклад, відкриттю Zn2+ реактивом (NH4)2[Hg(SCN)] заважають іони Fe3+, тому що утворюють з реактивом Fe(SCN)3 криваво-червоного кольору, на фоні якого білий осад сполуки Zn не видно. Іони Fe3+ зв’язують у стійкий комплекс за допомогою винної або лимонної кислоти.

  •  Кількісний аналіз сполук, що містять іони металів

                           CH2COONa                                                     CH2COONa                                   

     СН2 N                                                      CH2 – N                                                   

                       CH2COOH                                                       CH2COO

                                                 +   Ca2+   =                 Ca2+                           + 2H+

                       CH2COOH                                                       CH2COO                                    

     СН2 N                                                      CH2 – N

                       CH2COONa                                                     CH2COONa

                                               

Розчини

– це гомогенні системи, що складаються з розчинника, розчиненої речовини та продуктів їх взаємодії.

  •  Дисперсна фаза це розчинена речовина.
  •  Дисперсійне середовище це розчинник.

             

          Фаза

Сере-

довище

 Тверда

 Рідка

    Газо-

  подібна

  Рідина

водні

розчини

солей

водний

розчин

спирту

мінеральна

вода

 Тверда

речовина

сплави

перли

пемза

    Газ

дим

туман

повітря

      Рідкі розчини:

1)  істинні розчини – розміри розчинених частинок (атомів, молекул, іонів) менше  1нм;

2) тонкодисперсні (колоїдні) розчини –  розміри частинок 1 – 100 нм;

3) грубодисперсні розчини (зависі) – розміри частинок більше 100 нм:

  •  емульсії (рідка фаза) – креми, мазі, молоко;
  •  суспензії (тверда фаза) – зависі мулу або крейди у воді.

 

       Класифікація істинних розчинів:

  •  за типом розчинника: водні та неводні;
  •  за типом розчиненої речовини: розчини солей, лугів, кислот тощо;
  •  за відношенням до електричного струму: електроліти та неелектроліти;
  •  за концентрацією: концентровані та розбавлені;
  •  за ступенем досягнення межі розчинності: насичені, ненасичені та пересичені.

    Слід пам’ятати, що розчинення – це фізико-хімічний процес, що не призводить до перетворення одних речовин в інші. Тому при випаровуванні розчину одержують розчинник та вихідну розчинену речовину.

      Хімічні реакції при розчиненні у воді

  •  лужні та лужноземельні метали;
  •  оксиди лужних та лужноземельних металів;
  •  кислотні оксиди (крім SiO2);
  •  бінарні сполуки (гідриди, карбіди, нітриди, фосфіди, силіциди).

    При випаровуванні таких розчинів одержують не вихідні речовини, а продукти реакції.

     Вплив різних факторів на розчинність речовин

  •  Природа речовини

    Розчинність – це здатність речовини рівномірно розподілятися у вигляді малих частинок по всьому об’єму розчинника. Розчинність визначають коефіцієнтом розчинності, що дорівнює масі речовини (в грамах), що насичує 100 г розчинника при заданій температурі (S).

  •  добре розчинні речовини (S20°C › 1г)
    •  малорозчинні речовини (S20°C = 0,01 – 1,0г)
    •  нерозчинні речовини (S20°C ‹ 0,01г)

  •  Природа розчинника

    Полярні та іонні сполуки добре розчиняються у полярних розчинниках (вода, спирт), а неполярні – в неполярних (бензол, бензин, ефір, ацетон).

                                       Подібне розчиняється в подібному!

  •  Температура

  •  Розчинність твердих та рідких речовин у воді з ростом температури зростає.

Ca(OH)2

Ca(CH3COO)2        

                                   

                                винятки

  •  Розчинність газів у рідинах з ростом температури зменшується.

  •  Тиск впливає тільки на розчинність газів.

      Теплові ефекти при розчиненні

    При розчиненні твердих речовин у воді відбуваються 2 процеси:

  •  фізичний – руйнування структури розчиненої речовини;
  •  хімічний – утворення гідратів внаслідок взаємодії молекул розчинника з частинками розчиненої речовини.

    На руйнування кристалічної ґратки енергія витрачається, а при утворенні гідратів – виділяється. Співвідношення цих енергій і визначає тепловий ефект розчинення.

    Якщо на руйнування кристалічної ґратки енергії витрачається більше, ніж виділяється при утворенні гідратів, то розчинення супроводжується охолодженням розчину, а якщо менше – нагріванням.                                                

     При розчиненні рідин і газів кристалічну ґратку руйнувати не треба, тому процес розчинення рідин і газів майже завжди екзотермічний. При розчиненні у воді лугів та кислот відбувається дуже сильне розігрівання розчину, він може закипіти. Тому приготування розчинів кислот та лугів вимагає строгого виконання правил техніки безпеки.

    Кристалогідрати – це речовини, що містять в своїй кристалічній будові зв’язану воду (кристалізаційну):

CuSO4 ∙ 5H2O    – мідний купорос

CaSO4 ∙ 2H2O    – гіпс

Na2SO4 ∙ 10H2O – глауберова сіль

MgSO4 ∙ 7H2O   – гірка сіль

      Концентрація розчинів

  •  Насичений розчин – розчин, що містить максимальну кількість розчиненої речовини при даній температурі.
  •  Ненасичений розчин містить менше розчиненої речовини, ніж насичений.
  •  Пересичений розчин містить більше розчиненої речовини, ніж насичений. Пересичений розчин одержують з насиченого при повільному обережному охолодженні. Пересичений розчин дуже нестійкий. Будь-яке механічне втручання призводить до миттєвого виділення надлишку розчиненої речовини і розчин стає насиченим.

 Ненасичений розчин

                                        + речовина                      + розчинник

насичений розчин

                                           повільне                        механічне

                                       охолодження                    втручання

пересичений розчин

  •  Концентрований розчин містить кількість розчиненої речовини, співвимірювану з кількістю розчинника (не менше, ніж в 10 разів). Тобто, орієнтовною межею між концентрованим та розбавленим розчином є 10%.
  •  Розбавлений розчин – розчин з концентрацією менше 10%.

          

Способи вираження концентрації розчинів

  •  Масова частка (процентна концентрація)маса (г) розчиненої речовини в 100г розчину:                                                

        mpp 

ω =  –––– 100%

        mp

                           


                                    

  •  Молярна концентрація – кількість розчиненої речовини (моль) в 1л розчину:

         υ            m

Cm= –––  =  –––––

         V          MV

                           

  •  Молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація) – еквівалентна кількість речовини (моль) в 1л розчину:

         νе             m

Cn=  –––   =  –––––

         V           EmV

                           

       

Електролітична  дисоціація

                            ізолятори

Речовини             напівпровідники

                                                               І роду                  метали

                            провідники

                                                                           ІІ роду                 електроліти

    Електроліти – речовини, розплави або розчини яких проводять електричний струм (основи, кислоти, солі).

    Теорія електролітичної дисоціації (Сванте Арреніус):

  •  В розчині молекули електролітів розпадаються на іони: позитивно заряджені – катіони та негативно заряджені – аніони.
  •  Під дією електричного струму катіони рухаються до катоду, аніони – до аноду:

                                                   катод (–)                  анод (+)

  •  Дисоціація – процес оборотний. Разом з розпадом молекули на іони відбувається з’єднання іонів у молекули. Залежно від того, який процес переважає, розрізняють сильні, середні та слабкі електроліти.

    Кількісною характеристикою розпаду молекул на іони є ступінь електролітичної дисоціації (α).

    Ступінь дисоціації – це % розкладу молекул електроліту на іони:

  •  30  –  100%   сильні електроліти
  •    3  –    30%   середні електроліти
  •         до   3%   слабкі електроліти

         Сильні

      електроліти

         Слабкі

   електроліти

К

И     HCl, HBr, HI 

С     H2SO4

Л     HNO3

О     HClO4, HClO3

Т     HMnO4

И     

К     HF, H2S, HCN

И     H2CO3, H2SiO3  

С     H2SO3

Л     HNO2

О     HClO2, HClO

Т     H2MnO4

И     H3PO4

       H3BO3

       CH3COOH

         Сильні

    електроліти

        Слабкі

   електроліти

О        

С   гідроксиди 

Н    лужних та 

О    лужноземельних 

В     металів

И

О

С     нерозчинні

Н     гідроксиди

О     та NH4OH

В

И

              

С

О     розчинні

Л

І

С

О   нерозчинні

Л

І 

Дисоціація основ:              NaOH  ↔  Na+  +  OH

                                              Ba(OH)2  ↔  ВаOH+  +  OH  ↔  Ва2+  +  2OH

                                              Mg(OH)2  ↔  MgOH+  +  OH  ↔  Mg2+  +  2OH

    Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто.

Дисоціація кислот:            HCl  ↔  H+  +  Cl

                                              H2SO4  ↔  H+  +  HSO4  ↔  2H+  +  SO42–

                                                           H2SO3  ↔  H+  +  HSO3  ↔  2H+  +  SO32–

       Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто.

Дисоціація амфотерних    

          гідроксидів:              H+  +  HZnO2  ↔  Zn(OH)2  ↔  ZnOH+  +  OH

    Амфотерні гідроксиди дисоціюють одночасно за типом кислот та основ.

Дисоціація солей:              Al2(SO4)3  ↔  2Al3+  +  3SO42–

                                                                                                                 

Середні солі дисоціюють одностадійно.

                 

                         Na2HPO4  ↔  2Na+  +  HPO42–  ↔  2Na+  + H+  +  PO43  

    Кислі солі дисоціюють ступінчасто: спочатку відщеплюються іони металу, потім іони гідрогену.

                                     MgOHCl  ↔  MgOH+  +  Cl  ↔  Mg2+  +  OH  +  Cl

    Основні солі дисоціюють ступінчасто: спочатку відщеплюються кислотні залишки, потім гідроксид-іони.

                                Теорії кислот та основ

Теорія Арреніуса (теорія дисоціації):

  •  Кислота – це речовина, яка при дисоціації відщеплює катіони Н+:

                             HCl  ↔  H+  +  Cl                                               

  •  Основа  –   це речовина, яка при дисоціації відщеплює гідроксид-іони ОН:

                              NaOH  ↔  Na+  +  OH

    Теорію Арреніуса використовують і в наш час, але вона обмежена лише водними розчинами і стосується основ, які містять гідроксид-іони. На основі цієї теорії неможливо пояснити основні властивості таких сполук, як амоніак та органічні аміни.

Теорія Бренстеда – Лоурі (протонна теорія):

  •  Кислота – це речовина, аніон, або катіон,  які можуть відщеплювати катіони Н+:

                                            HCl      ↔  H+  +  Cl

                       H2PO4 ↔  H+  +  HPO42–

                       NH4+    ↔  H+  +  NH3  

  •  Основа   – це  молекула або аніон, які можуть   приєднувати катіони Н+:                      

                       NH3  +  H+  ↔  NH4+  

                       OH  +  H+  ↔  H2O

                       Cl    +  H+  ↔  HCl

    Теорія Бренстеда – Лоурі пояснює дію неводних розчинників. Згідно з цією теорією неводні розчинники бувають кислотні, основні та амфотерні.

  •  Кислотні:

мурашина (форміатна) кислота    HCOOHHCOO  +  H+

оцтова (ацетатна) кислота             CH3COOHCH3COO  +  H+

    Кислотні неводні розчинники посилюють дію слабких основ.  

  •  Основні:

амоніак      NH3  +  H+  ↔  NH4+

гідразин     H2NNH2  +  2H+  ↔  +H3N –  NH3+

    Основні неводні розчинники посилюють дію слабких кислот.  

  •  Амфотерні:

метанол    CH3OH  +  H+  ↔  CH3OH2+

                 CH3OH  ↔  CH3O–   +  H+  

етанол       C2H5OH  +  H+  ↔  C2H5OH2+

                  C2H5OH  ↔  C2H5O–   +  H+  

    Обмеженість протонної теорії кислот та основ полягає в тому, що поняття кислота пов’язане лише з відщепленням протона Н+. Однак такі речовини як AlCl3, FeCl3 також виявляють властивості кислот.

Теорія Льюіса (електронна теорія):

  •  Кислота – це речовина, яка приєднує електронну пару за донорно-акцепторним механізмом (дає вільну орбіталь).
  •  Основа   – це  речовина, яка здатна віддавати електронну пару за донорно-акцепторним механізмом.                     

H                                  H

                    ׀                                    ׀  

            HN :  +         H+  →  HN        H+       

                    ׀                                    ׀ 

                   H          кислота         H

               основа                      

                                                                               –

        СH3 – Сl :  +       AlCl3 →  CH3+  +  Cl       AlCl3       

               

           основа        кислота    

    Протонна та електронна теорії кислот та основ є сучасними і більш загальними теоріями, що пояснюють кислотні та основні властивості сполук.  

                                    

Дисоціація води.  Іонний добуток води.

Водневий показник.

    Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але частково вона дисоціює – слабкий електроліт:                    

                                                   H2OH+  +  ОН

                                                [H+] ∙ [OH]

Константа дисоціації:    Кдис = –––––––––––   =  1,8 ∙10 –16 (t°=22°С)  

                                                    [H2O]

Кдис була виміряна методом електропровідності.

    Рівноважну концентрацію води можна вважати сталою величиною [H2O] = const, яка дорівнює її молярній концентрації:

                      [H2O] = 1000:18=55,56 моль/л

Тоді рівняння має вигляд:          КH2O = Кдис∙[H2O] = [H+] ∙ [OH]

                                         

                               1,8 ∙10 –16 ∙55,56 = [H+] ∙ [OH] = 1∙10–14

КH2O – стала при даній температурі величина, яку називають іонним добутком води. Із зміною температури  К H2O  також змінюється:

                       t°=22°С        К H2O = 1∙10–14

                       t°=30°С        К H2O = 1,89∙10–14

                       t°=50°С        К H2O = 5,6∙10–14               

                       t°=100°С      К H2O = 74∙10–14

    Як би не змінювалася концентрація [H+] чи [OH], їх добуток залишається сталою величиною при певній температурі у будь-якому водному розчині.

  •  [H+] ∙ [OH] = 10–14, тобто [H+] ∙ [OH] ≠ 0, тому [H+] ≠ 0 та [OH] ≠ 0

         Тобто в розчині завжди присутні як H+, так і OH незалежно від середовища.

  •  [H+]∙[OH]=const, тому зміна [H+] призводить до зміни [OH]                      (наприклад, ↓[H+] супроводжується ↑[OH] )

В чистій воді:                  [H+] = [OH] = √ 10–14 = 10–7   –  нейтральне середовище.

В кислому середовищі:  [H+] > [OH]; [H+] >10–7; [OH] < 10–7 –  кисле середовище. 

В лужному середовищі: [H+] < [OH]; [H+] < 10–7; [OH] >10–7  – лужне середовище.

                             рН    = – ℓg [H+]       – водневий показник

              рOН = – ℓg [OH]  – гідроксильний показник

                       

       [H+] ∙ [OH] = 10–14 прологарифмуємо: ℓg [H+] + ℓg [OH] = –14

                                                                        –ℓg [H+] – ℓg [OH] =  14

                                                                            

        рН ‹ 7    – кислий розчин

  •  
  •  
  •  
  •  
  •  
  •  

  •  

  •  

         рН =7    – нейтральний розчин

         рН › 7    – лужний розчин         

      

Шкала кислотності (зміна кольору універсального індикаторного паперу):

                                             Гідроліз солей

                                                                           

    Гідроліз –  це  реакція  обміну  між  речовиною  і  водою,  в  результаті  якої             утворюється слабкий електроліт:

                                         АВ  +  НОН  →  АОН  +  НВ

    Гідролізу піддаються хімічні сполуки, які належать до різних класів: солі, бінарні сполуки, ефіри, жири, вуглеводи, білки тощо. У неорганічній хімії найчастіше вивчають гідроліз солей.

    Будь-яку сіль можна представити, як продукт взаємодії основи та кислоти. Основи та кислоти бувають сильні та слабкі.

                                      Fe(OH)3                                  NaOH

                          FeCl3                                          Na2SO4

                                         HCl                                  H2SO4

    Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддаються, тому що в результаті обмінної реакції з водою не утворюється слабкий електроліт.

    Гідролізу піддаються солі, які утворені:

  •  слабкою основою та сильною кислотою;
  •  сильною основою та слабкою кислотою;
  •  слабкою основою та слабкою кислотою.

Слабкі основи:  – всі нерозчинні     

                             –  розчинна  NH4OH

      Слабкі кислоти:   H2CO3 , H2SO3 , H2SiO3 , H3PO4 , HNO2 , H2S , HF , CH3COOH

    Гідроліз за катіономце гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною                    кислотою.

                 NH4OH – слабка основа   

     NH4Cl –––––––                                                     NH4ClNH4+  +  Cl   

                    HCl    – сильна кислота

     NH4+  +  HOH  ↔  NH4OH  +  H+         іонне рівняння гідролізу       

     NH4Cl   +  HOH  ↔  NH4OH  +   HCl   молекулярне рівняння гідролізу                                      

                                                                            рН < 7 (кисле середовище)

    На практиці часто зустрічається гідроліз солей, які містять багатозарядний катіон слабкої основи. В цьому випадку гідроліз йде ступінчасто: на першому ступені утворюється основна сіль, а вже на другому – слабка основа.

               Fe(OH)2  – слабка основа              

    FeCl2  ––––––––––––                                                        FeCl2  ↔  Fe2+   +  2Cl 

                  HCl      – сильна кислота

І ступінь:   Fe2+  +  HOH  ↔   FeOH+ +  H+

                    FeCl2  +  HOH  ↔ FeOHCl +  HCl

    Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється основна сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

ІІ ступінь:   FeОН+  +  HOH  ↔   Fe(OH)2  +  H+

                    FeOHCl  +  НОН  ↔  Fe(OH)2  +  HCl           рН < 7 (кисле середовище)

                                                                                                   

    Гідроліз за аніономце гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною                    кислотою.

                            NaOH         – сильна основа

   CH3COONa –––––––––––                               CH3COONaCH3COO + Na+

                          CH3COOH   – слабка кислота

  CH3COO   +  HOH  ↔ CH3COOH  +  OH

  CH3COONa   +  HOH  ↔ CH3COOH  +  NaOH        рН > 7 (лужне середовище)

    Солі, які містять багатозарядний аніон слабкої кислоти, гідролізуються ступінчасто: на першому ступені утворюється кисла сіль, а вже на другому – слабка кислота.

               KOH     – сильна основа            

    K2S  ––––––                                        K2S  ↔  2K+  +   S2–                                                                           

                H2S      – слабка кислота

І ступінь:    S2–  +  HOH  ↔ НS  +  OH

                    K2S  +  HOH  ↔ КНS  +  КOH

    Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється кисла сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

ІІ ступінь:   НS  +  HOH  ↔ Н2S  +  OH

                        КНS  +  HOH  ↔ Н2S  +  КOH             рН › 7 (лужне середовище)

    Гідроліз за катіоном та аніономце гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою кислотою.

                        NH4OH        – слабка основа

CH3COONH4 ––––––––––––                                    CH3COONH4  ↔  СН3СОО +  NH4+ 

                         CH3COOH     – слабка кислота

CH3COO  +  NH4+  +  НОН  ↔   CH3COOH  +  NH4OH 

CH3COONH4   +  НОН  ↔   CH3COOH  +  NH4OH

    Реакція середовища у розчинах таких солей залежить від співвідношення сили основи та кислоти. При їх рівній силі, як у наведеному прикладі, вона може бути нейтральною. Отже, нейтральна реакція розчину ще не свідчить про відсутність гідролізу.

  •  

    Незворотний гідроліз  –  це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та    слабкою кислотою, коли утворюється осад і газ одночасно (продукти реакції видаляються).Такі   солі  в  розчині  не  існують,   тільки  в сухому   вигляді. B  таблиці    розчинностей позначаються           або           .

                                   Cr2S3  +  6HOH  →  2Cr(OH)3↓  +  3H2S↑

    Ступінь гідролізу – це величина, що показує, яка частина молекул піддалася  гідролізу від загальної кількості розчинених молекул.

  •  
  •  
  •  

                                          

Ступінь гідролізу залежить від:

  •  температури;
  •  концентрації розчину;
  •  природи розчиненої речовини.

 Посилити гідроліз можна:

  •  нагріванням розчину (гідроліз – це ендотермічний процес);
  •  розбавленням розчину (підвищується концентрація НОН);
  •  зв’язуванням продуктів гідролізу (Н+ або ОН) в молекули слабкого електроліту (Н2О).

Для зв’язування  Н+    до розчину додають луг.

Для зв’язування  ОН до розчину додають кислоту.

 Послабити гідроліз можна:

  •     охолодженням розчину;
  •     збільшенням концентрації солі;
  •     введенням в розчин одного з продуктів гідролізу:
  •  кислоти, якщо при гідролізі утворюється Н+
  •  лугу, якщо при гідролізі утворюється ОН

                                        Хімічні   реакції

  •   Вид взаємодії

  •  Реакції розкладу – з однієї речовини утворюється дві або більше нових речовин:                                            2H2O  =  2H2  +  O2

                                               CaCO3  =  CaO  +  CO2

  •  Реакції сполучення – з двох або більше речовин утворюється одна нова речовина:                                             C  +  O2  =  CO2

                                                CaO  +  CO2  =  CaCO3

  •  Реакції обміну  – дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами:                               NaCl  +  AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

  •  Реакції заміщення  – проста речовина заміщує атоми складної речовини, утворюючи нову просту й нову складну речовину:                                         

                                                          Zn  +  2HCl  =  ZnCl2  +  H2

  •  Повнота протікання реакції

  •  Оборотні – відбуваються одночасно у протилежних напрямках:                                                  

                                                            N2  +  3H2  ↔  2NH3

  •  Необоротні:            осад      NaCl  +  AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

                                        газ        CaCO3 +  2HCl  =  CaCl2  +  CO2 +  H2O

                                       вода      HCl  +  NaOH  =  NaCl  + H2O

  •  Тепловий ефект реакції 

  •     Екзотермічні  – виділення теплоти:      N2  +  3H2  ↔  2NH3  +  Q                                               
    •     Ендотермічні  – поглинання теплоти:   N2  +  O2  ↔  2NO  –  Q

  •  Агрегатний стан реагуючих речовин

  •  Рідкофазні – реакції в розчинах:   

                                      NaCl  +  AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

  •  Газофазні – вихідні речовини газоподібні:    

                                               N2(г)  +  3H2(г)  =  2NH3(г)

  •  Твердофазні – вихідні речовини тверді:       

                                     CaO(тв)   +  3C(тв)  =  CaC2  +  CO

  •  Гомогенні – вихідні речовини мають однаковий агрегатний стан:                                   

                                         CaO(тв)   +  3C(тв)  =  CaC2  +  CO

  •  Гетерогенні – вихідні речовини мають різний агрегатний стан:                                 

                                                    С(тв)  +  СО2(г)  =  2СО

  •  Зміна ступенів окиснення елементів   

                           

  •     Окисно-відновні  – зміна ступенів окиснення:                        

                                                 Zn0  +  2H+1Cl  =  Zn+2Cl2  +  H20

  •     Реакції без зміни ступенів окиснення:

                                             NaCl  +  AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

   

  •  Наявність каталізатора

                                                                                                          кат

  •     Каталітичні:                    N2  +  3H2  →  2NH3     
    •     Некаталітичні: NaCl  +  AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

Окисно-відновні  реакції

    Ступінь окисненняце умовний заряд атома в молекулі, якщо припустити,  що всі зв’язки в ній іонні.

Правила визначення ступенів окиснення:

                                 –1           +2  

  1.  О–2   (крім Н2О2  та ОF2)

                                       –1             –1             –1

  1.  Н+1   (крім МеН :  NaH;   CaH2)

                                                                   0           0            0         0            0          0            0         0           0                                    

  1.  прості речовини = 0       Н2     О2     N2     F2     Cl2     Br2     I2     S     Fe

  1.  метали = заряду іона (таблиця розчинності)

    Окиснення   –   це   процес   віддачі   електронів,  внаслідок   якого   ступінь  окиснення елемента збільшується:

                                                        Mn+2  –  2ē  =  Mn+4

   Відновлення –  це  процес  приєднання  електронів, внаслідок  якого ступінь  окиснення зменшується:

                                                       Mn+7  +  5ē  =  Mn+2

   Окисник – це атом, молекула або іон, що приєднує електрони.

  Відновник – це атом, молекула або іон, що віддає електрони.

  •  
  •  
  •  

    Якщо ступінь окиснення елемента вища, то він може бути тільки окисником, який в процесі відновлення зможе знизити свій ступінь окиснення:

                                                                      +7                 +6                 +6            +5

                                              KMnO4, K2Cr2O7, H2SO4, HNO3

    Якщо ступінь окиснення елемента нижча, то він може бути тільки відновником, який в процесі окиснення зможе підвищити свій ступінь окиснення:

                                                                     –2    –3                                                               0

                                             H2S, NH3, метали у вільному стані

    Якщо ступінь окиснення елемента проміжна, то він може бути як окисником, так і відновником:

                                                                                 –1         +4        +4        +4               +3

                                                    H2O2, H2SO3, SO2, MnO2, HNO2

Типи  окисно-відновних  реакцій:

  •  міжмолекулярні окисник та відновник знаходяться в різних молекулах: 

                                                             0            0            +4 –2

                                                      C   +  O2   =   CO2

                                                  

  •  внутрішньомолекулярні окисник та відновник знаходяться в одній молекулі:

                                                                                +1  –2               0            0

                                                       2H2O  =  2H2  +  O2

  •  диспропорціонування – один і той же елемент одночасно є й окисником, і відновником:          

                                                                                           0                                  –1            +1

                                                   Cl2  +  H2O  =  HCl  +  HClO

  •  контрдиспропорціонування – окисно-відновний розклад речовини, яка містить атоми одного елемента в різних ступенях окиснення:      

                                                                                                           –3      +5                 0

                                                       NH4NO3  =  N2  +  2H2O

Хімічна кінетика

– це розділ хімії, який вивчає швидкість та механізм хімічних перетворень.

    Швидкість хімічної реакціїце зміна концентрації реагуючих речовин за одиницю часу.

    Необхідною умовою можливості взаємодії між двома частинками (атомами, молекулами, іонами) є взаємне зіткнення, тому швидкість реакції залежить від числа зіткнень за одиницю часу.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

  •  Концентрація реагуючих речовинчисло зіткнень збільшується пропорційно збільшенню числа частинок в одиниці об’єму.

     Закон діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

                                     А + В = С               υ = k[A] [B]

                        Приклади:

              N2 (г)        +  3H2 (г) = 2NH3                υ = k[N2] [H2]3

              2NO (г) +  H2 (г)   = N2O + H2O      υ = k[NO]2 [H2]

              C (тв)        +  O2 (г) = CO2                   υ = k[O2]

              CuO (тв) +  H2 (г) = Cu + H2O          υ = k[H2]

    Швидкість реакції не залежить від концентрації твердих речовин, тому що реакція відбувається тільки на їх поверхні.

    Константа швидкості k є сталою величиною для кожної реакції (наведена в хімічних довідниках). Вона дорівнює швидкості реакції, коли концентрації дорівнюють 1 моль/л.

  •  Температура при підвищенні температури зростає швидкість рухання частинок і ймовірність їх зіткнення.

     Закон Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10° швидкість гомогенної   реакції   збільшується   в    2 – 4    рази.

                                                                          υ2         t2 t1

                                                       –– = γ  10

                                                        υ1

  •  Природа реагуючих речовиндалеко не кожне зіткнення призводить до хімічної взаємодії. Результативним є зіткнення між частинками, які мають деякий надлишок енергії. Такі частинки називають активними. Надлишкову енергію, яка необхідна для подолання сил відштовхування (енергетичного бар’єру), що виникають між електронними оболонками реагуючих частинок, називають енергією активації. 

         Кожна хімічна реакція йде через утворення проміжного комплексу, в якому старі хімічні зв’язки ще не розірвалися, а нові вже почали утворюватися:

                 Н           Н                Н • • • • Н                Н             Н

                                    ↔        :            :        →            +

                   І            І                  І  • • • •  І                 І               І

                                                          Н2 . . . І2

                                      Еакт

                           Н2 + І2                                         

                                                 ∆Н                         2НІ

    Якщо загальний запас енергії продуктів реакції менший, ніж вихідних речовин то, реакція екзотермічна:

                                       ∆Н = Нпрод – Нвих   ∆Н < 0  

    Для ендотермічної реакції – навпаки (∆Н > 0).

    Величина енергії активації залежить від природи реагуючих речовин. Чим більша Еакт , тим важчий перебіг реакції:

  1.  Еакт = 0 – 80 кДж/моль – реакції миттєві:

                        NaCl  +  AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

  1.  Еакт = 80 – 120 кДж/моль – реакції повільні:

Ржавіння заліза у вологому повітрі::   4Fe  +  6H2O  +  3O2  =  4Fe(OH)3

  1.   Еакт вище 120кДж/моль – реакції неможливі за нормальних умов:

                                            1500°C

                              N2  +  O2  →  2NO

    Зменшити енергію активації можна підвищенням температури або введенням каталізатору.

    Каталізце зміна швидкості реакції за допомогою додаткових речовин – каталізаторів. Дія каталізатора зводиться до зменшення енергії активації хімічної реакції.

                                      Еакт

                           А + В  ↔  А...В → АВ       –  некаталітична реакція

                                      Еакт 1

                           К + А  ↔  К...А → КА   

                                      Еакт 2                                                –  каталітична реакція

                        КА + В  ↔  К...А...В → К + АВ   

                                                        Еакт

   

                                                                         Еакт 2                    Еакт 1 +   Еакт 2 <    Еакт  

                                                            Еакт 1 

    Хімічна рівновагаце такий стан оборотної системи, коли швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Хімічна рівновага характеризується константою рівноваги.

                       

                                                                                [C] [D]

                                 А + В ↔ С + D             Kр = ––––––

                                                                                [A] [B]

Приклади:                                              [HI]2

H2 (г) + I2 (г) ↔ 2HI (г)                     K = –––––––

                                                              [H2] [I2]

                                                                [