48588

Хімія. Курс лекцій

Конспект

Химия и фармакология

В конспекті лекцій викладено найважливіші поняття, закони і теоретичні положення хімії як науки, пояснено будову атомів і утворення хімічних зв’язків, систематизовано відомості про властивості хімічних елементів та їх сполук. Так як в основу металургійних процесів покладено процеси відновлення металів, нами велику увагу приділено окисно-відновним реакціям, впливу різноманітних факторів на кінетику даних процесів, вивченню термодинамічних закономірностей їх перебігу.

Украинкский

2013-12-17

4.73 MB

47 чел.

ЗМІСТ

ВСТУП 12

ЛЕКЦІЯ 1 ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ 13

1.1 Атомно-молекулярне вчення 13

1.2 Основні поняття хімії 14

1.3 Основні закони хімії: 18

1.3.1 Закон збереження маси 18

1.3.2 Закон сталості складу 19

1.3.3 Закон кратних відношень 23

1.3.4 Закон еквівалентів 23

1.3.5 Закон об’ємних відношень 28

1.3.6 Закон Авогадро 29

1.3.7 Закон Клапейрона-Менделєєва 36

Контрольні питання 37

ЛЕКЦІЯ 2 ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ. БУДОВА АТОМА 38

2.1 Історія відкриття періодичного закону 38

2.2 Періодична система хімічних елементів . 42

2.3 Сучасні уявлення про будову атомів хімічних елементів 44

2.4 Стан електронів в атомі. Квантові числа 45

2.5 Будова атомів і періодична система елементів 50

2.6 Залежність властивостей елементів від будови їх атома 55

2.7 Енергія йонізації, енергія спорідненості до електрона. Електронегативність хімічних елементів 57

Контрольні питання 58

ЛЕКЦІЯ 3 ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК. ОКСИДИ. ГІДРАТИ ОКСИДІВ 59

3.1 Основні класи неорганічних сполук 60

3.2 Ступінь окиснення елементів 60

3.3 Оксиди 62

3.3.1 Структурні формули оксидів 62

3.3.2 Класифікація оксидів 64

3.3.3 Основні оксиди 64

3.3.4 Кислотні оксиди 66

3.3.5 Амфотерні оксиди 67

3.3.6 Номенклатура оксидів 67

3.3.7 Хімічні властивості оксидів 68

3.3.8 Одержання оксидів 70

3.4 Основи 71

3.4.1 Структурні формули основ 72

3.4.2 Номенклатура  основ 73

3.4.3 Властивості основ 73

3.4.4 Одержання основ 74

3.5 Кислоти 75

3.5.1 Безкисневі кислоти 76

3.5.2 Кисневмісні кислоти 76

3.5.3 Структурні формули кислот 78

3.5.4 Основність кислот 79

3.5.5 Назви кисневмісних кислот 81

3.5.6 Мета- та ортокислоти 82

3.5.7 Властивості кислот 84

3.5.8 Одержання кислот 85

3.6 Амфотерні гідроксиди 86

3.6.1 Одержання, хімічні формули та номенклатура амфотерних гідроксидів 87

3.6.2 Властивості амфотерних гідроксидів 88

Контрольні питання 91

ЛЕКЦІЯ 4 ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК. СОЛІ. КИСЛОТНО-ОСНОВНІ ВЗАЄМОДІЇ 92

4.1 Солі 93

4.1.1 Середні солі 93

4.1.2 Структурні формули середніх солей 94

4.1.3 Номенклатура середніх солей 95

4.1.4 Властивості середніх солей 95

4.1.5 Одержання середніх солей 96

4.1.6 Кислі солі 99

4.1.7 Структурні формули кислих солей 100

4.1.8 Номенклатура кислих солей 101

4.1.9 Властивості кислих солей 102

4.1.10 Одержання кислих солей 102

4.1.11 Основні солі 103

4.1.12 Структурні формули основних солей 104

4.1.13 Номенклатура основних солей 105

4.1.14 Властивості основних солей 105

4.1.15 Одержання основних солей 106

4.2 Кислотно-основні взаємодії 107

Контрольні питання 110

ЛЕКЦІЯ 5 ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК. БУДОВА МОЛЕКУЛ ТА КРИСТАЛІВ 111

5.1 Хімічний зв’язок за методом валентних зв’язків (МВЗ) 111

5.2 Утворення хімічного зв’язку гібридними орбіталями. Валентні електрони. Збудження атомів. Гібридизація орбіталей 119

5.3 Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку 125

5.4 Поляризація хімічного зв’язку та молекул. Диполі 127

5.5 Причини полярності молекул 128

5.6 Йонний зв’язок 130

5.7 Водневий зв’язок 131

5.8 Міжмолекулярна взаємодія 133

5.9 Будова твердого тіла. Агрегатні стани речовини 135

5.10 Тверді речовини. Кристалічний та аморфний стани 136

5.11 Будова кристалів. Кристалічні гратки 138

Контрольні питання 141

ЛЕКЦІЯ 6 КОМПЛЕКСНІ (КООРДИНАЦІЙНІ) СПОЛУКИ 142

6.1 Будова комплексних сполук 143

6.2 Номенклатура комплексних сполук 146

6.3  Електролітична дисоціація та стійкість комплексних сполук 148

6.4 Нaпиcання хімічних реакцій з участю комплексних сполук 150

6.5 Хімічний зв’язок в комплексних сполуках 152

Контрольні питання 157

ЛЕКЦІЯ 7 ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ 158

7.1 Сучасна теорія окисно-відновних процесів 159

7.2 Відновники 161

7.3 Окисники 164

7.4 Класифікація окисно-відновних реакцій 169

7.5 Складання рівнянь окисно-відновних реакцій 170

6.6 Залежність окисно-відновних реакцій від характеру середовища 176

7.7 Складання рівнянь окисно-відновних реакцій у випадку одного відомого продукту реакції 178

7.8 Деякі випадки складання окисно-відновних реакцій 179

Контрольні питання 182

ЛЕКЦІЯ 8 ХІМІЧНА КІНЕТИКА 183

8.1 Закон діючих мас 184

8.2 Залежність швидкості реакції від температури 187

8.3 Гомогенний і гетерогенний каталіз 191

8.4 Оборотні хімічні процеси. Хімічна рівновага 194

8.5 Зміщення рівноваги. Принцип Ле Шательє 199

8.5.1 Вплив зміни концентрації на рівновагу 200

8.5.2 Вплив зміни тиску на рівновагу 200

8.5.3 Вплив зміни температури на рівновагу 201

Контрольні питання 202

ЛЕКЦІЯ 9 РОЗЧИНИ. СПОСОБИ ВИРАЖЕННЯ СКЛАДУ РОЗЧИНІВ 204

9.1 Вода. Діаграму стану води 204

9.2  Загальні поняття про розчини 207

9.3 Розчини неелектролітів 211

9.3.1 Дифузія і осмос 211

9.3.2 Зниження тиску парів розчинника над розчином 213

9.3.3 Підвищення температури кипіння і пониження температури замерзання розчинів 214

Контрольні питання 215

ЛЕКЦІЯ 10 РОЗЧИНИ. СИЛЬНІ І СЛАБКІ ЕЛЕКТРОЛІТИ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК. ГІДРОЛІЗ СОЛЕЙ 216

10.1 Розчини електролітів 216

10.1.1 Ступінь дисоціації. Сильні і слабкі електроліти 219

10.1.2 Константа дисоціації 220

10.1.3 Дисоціація кислот, основ, солей 222

10.1.4 Реакції обміну у розчинах електролітів (йонно-молекулярні рівняння) 224

10.2 Способи виразу складу розчинів 227

10.3 Приготування розчинів методом розведення 237

10.4 Хімічні взаємодії в розчинах 239

10.5 Титрування 241

10.6 Дисоціація води. Водневий показник (рН) 245

10.7 Добуток розчинності 250

10.8 Гідроліз солей 253

Контрольні питання 257

ЛЕКЦІЯ 11 ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ. МЕТАЛІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК. ФІЗИЧНІ ТА ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ 258

11.1 Металічний з’язок 259

11.2 Фізичні властивості металів головних підгруп 261

11.3 Фізичні властивості металів побічних підгруп  (d-елементів) 262

11.4 Фізичні властивості лантаноїдів, торію та урану 264

11.5 Активність металів 264

11.6 Взаємодія металів з розчинами солей 265

11.7 Взаємодія металів з водою 266

11.8 Взаємодія металів з кислотами 268

11.9 Взаємодія металів з лугами 271

11.10 Взаємодія металів з неметалами 272

11.11 Способи одержання металів 274

Контрольні питання 275

ЛЕКЦІЯ 12 ОСНОВИ ЕЛЕКТРОХІМІЇ 276

12.1 Рівноважний електродний потенціал 276

12.2 Принцип роботи гальванічних елементів 279

12.3 Вимірювання електродних потенціалів 282

12.4 Стандартний водневий електрод 283

12.5 Рівняння Нернста 286

12.6 Електрохімічний ряд напруг 287

12.7 Електроліз 288

12.8 Використання процесів електролізу. Гальваностегія. Гальванопластика 298

12.9 Принцип дії акумуляторів 299

Контрольні питання 303

ЛЕКЦІЯ 13 КОРОЗІЯ. ЗАХИСТ МЕТАЛІВ ВІД КОРОЗІЇ 304

13.1 Корозія металів. Електрохімічна корозія 304

13.2 Захист металів від корозії 308

Контрольні питання: 314

ЛЕКЦІЯ 14 ХІМІЧНА ТЕРМОДИНАМІКА. ПЕРШИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ 315

14.1 Деякі поняття хімічної термодинаміки 315

14.2 Внутрішня енергія. Теплота. Робота 317

14.3 Нульовий закон термодинаміки 318

14.4 Перший закон термодинаміки 318

14.5 Термохімічні рівняння 319

14.6 Закони термохімії. Закон Гесса. Наслідки із закону Гесса 321

14.7 Оборотні та необоротні процеси 325

14.8 Теплоємність 329

14.9 Залежність теплового ефекту від температури. Закон Кірхгофа 331

Контрольні питання 333

ЛЕКЦІЯ 15 ЕНТРОПІЯ. ДРУГИЙ ТА ТРЕТІЙ ЗАКОНИ ТЕРМОДИНАМІКИ 334

15.1 Самочинні та несамочинні процеси. Другий закон термодинаміки 334

15.2 Ентропія 336

15.3 Розрахунок зміни ентропії в різних процесах 338

15.4 Третій закон термодинаміки 339

15.5 Термодинамічні потенціали. Напрям самочинного перебігу процесу 342

Контрольні питання 344

ЛЕКЦІЯ 16 КОЛОЇДНА ХІМІЯ. ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ 346

16.1 Основні поняття колоїдної хімії 346

16.2 Способи класифікації дисперсних систем 349

16.2.1 За характером дисперсності 349

16.2.2 За ступенем дисперсності 349

16.2.3 За агрегатним станом дисперсної фази і дисперсійного середовища 350

16.2.4 За характером взаємодії між частинками дисперсної фази і дисперсійного середовища 351

16.2.5 За характером взаємодії між частинками дисперсної фази 351

16.2.6 За формою частинок дисперсної фази 353

16.3 Аерозолі 353

16.4 Ліозолі: суспензії та емульсії. Стабілізація емульсій 354

16.5 Солідозолі 358

Контрольні питання 358

ЛЕКЦІЯ 17 ЕЛЕКТРОКІНЕТИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ДИСПЕРСНИХ СИСТЕМ 359

17.1 Електричний заряд колоїдних частинок і електрокінетичні явища 359

17.2 Механізм виникнення електричного заряду колоїдних частинок 360

17.3 Будова міцели 364

17.4 Вплив електролітів на електрокінетичний потенціал 371

17.5 Явище перезарядки колоїдних частинок 372

17.6 Електрокінетичні явища в колоїдних системах 374

Контрольні питання 378

ЛЕКЦІЯ 18 СТІЙКІСТЬ І КОАГУЛЯЦІЯ ДИСПЕРСНИХ СИСТЕМ 379

18.1 Стійкість і коагуляція дисперсних систем 379

18.2 Види стійкості дисперсних систем 380

18.3 Процеси, обумовлені агрегативною нестійкістю 381

18.4 Фактори стійкості дисперсних систем 382

18.5 Коагуляція гідрофобних золів 383

18.5.1 Коагуляція під дією електролітів. Правило Шульце-Гарді 384

18.5.2 Гетерокоагуляція. Взаємна коагуляція золів 387

Контрольні питання 387

Рекомендовані для теоретичної підготовки студентів джерела 389

Перелік використаних джерел 390

ВСТУП

Без знання основ хімії неможливе успішне вивчення технічних і технологічних дисциплін.

Метою курсу є оволодіння студентами знань, необхідних їм для розуміння хімічних та технологічних явищ, які лежать в основі перетворень процесів зварювання.

В конспекті лекцій викладено найважливіші поняття, закони і теоретичні положення хімії як науки, пояснено будову атомів і утворення хімічних зв’язків, систематизовано відомості про властивості хімічних елементів та їх сполук. Так як в основу металургійних процесів покладено процеси відновлення металів, нами велику увагу приділено окисно-відновним реакціям, впливу різноманітних факторів на кінетику даних процесів, вивченню термодинамічних закономірностей їх перебігу.

ЛЕКЦІЯ 1
ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ТА ЗАКОНИ ХІМІЇ

Програмні питання:

1.1 Атомно-молекулярне вчення

1.2 Основні поняття хімії

1.3 Основні закони хімії

1.3.1 Закон збереження маси

1.3.2 Закон сталості складу

1.3.3 Закон кратних відношень

1.3.4 Закон еквівалентів

1.3.5 Закон об’єм відношень

1.3.6 Закон Авогадро

1.3.7 Закон Клапейрона-Менделєєва

Контрольні питання

1.1 Атомно-молекулярне вчення 

Наукову основу хімія отримала після утвердження атомно-молекулярного вчення. Згідно атомно-молекулярної теорії:

  1.  Речовини складаються з молекул або атомів, які рухаються хаотично.

Молекула – це найменша частинка речовини, яка має сталий склад і зберігає її хімічні властивості.

  1.  Молекули складаються з атомів, що характеризуються розмірами і масами.

Атом  це найменша хімічно неподільна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, які у вигляді електронної хмари „розмазані“ по всьому об’єму атома.

  1.  Склад молекул при фізичних явищах залишається незмінним, а при хімічних – зазнає якісних і кількісних змін.

1.2 Основні поняття хімії

Молекула здатна до самостійного існування і складається з однакових або різних атомів, сполучених між собою в одне ціле хімічним зв’язком.

Якщо речовина утворена однаковими атомами, то її називають простою речовиною, якщо ж різними – складною речовиною. Наприклад, H2, Cl2, N2, O2, O3, Fe, Au, Zn – прості речовини, H2O, CuO, NaOH, H2SO4, KCl – складні речовини.

Хімічний елемент – це сукупність атомів, що мають однакові хімічні властивості.

Маси атомів та молекул дуже малі, тому для порівняння їх мас зручно користуватися атомними і молекулярними масами, які виражаються в атомних одиницях маси (а.о.м.).

Атомна одиниця маси (а.о.м.) – це 1/12 частка від маси атома ізотопу Карбону 12С.

Маса атома, виражена в а.о.м., називається відносною атомною масою (Ar). Вона є безрозмірною величиною. Атомні маси хімічних елементів зазначені в періодичній системі елементів.

Молекулярна маса (Mr) – маса молекули, виражена в атомних одиницях маси. Вона також є безрозмірною величиною. Молекулярні маси сполук дорівнюють сумі мас атомів, що утворюють молекулу.

Наприклад, атомна маса Гідрогену Аr(H) = 1,  Аr(Be) = 9,  Аr(O) = 16, Аr(Mg) = 24, відповідно, маса молекули водню, що складається з двох атомів Гідрогену Mr(H2) = 2·1  = 2, аналогічно Mr(N2) = 2·14 = 28, Mr(CO2) = 12 + 2·16 = 44, Mr(H2SO4) = 2·1 + 32 + 4·16 = 98.

Наприклад, якщо вказано, що Аr(Мg) = 24, то це слід розуміти таким чином: атом Магнію „важчий“ від атома Гідрогену в 24/1 = 24 рази, від молекули водню в 24/2 = 12 разів, від атома Карбону в 24/12 – вдвічі, від атома Оксигену в 24/16 = 1,5 рази, від атома Сульфуру в 24/32 = 0,75 разів, тобто „легший“ у 32/24 = 1,33 рази.

У хімії користуються фізичною величиною, яка називається кількістю речовини (ν). Кількість речовини виражається в молях.

Моль – кількість речовини, що містить 6,02·1023 (число Авогадро) структурних одиниць (атомів, молекул, йонів, електронів і т.д.)

Мольна (молярна) маса (M) – це маса 1 моля речовини, яка виражається в г/моль. Мольна маса речовини в г/моль чисельно дорівнює молекулярній масі.

Наприклад, мольна маса атомарного Гідрогену дорівнює 1 г/моль, а молекулярного водню 2 г/моль,  сульфатної кислоти 98 г/моль.

Розглянемо кілька прикладів на використання понять моль, мольна маса, число Авогадро (NA = 6,02·1023 моль–1). При розв’язку задач зручно користуватися наступними формулами:

де m – маса речовини, г;

M – мольна маса, г/моль;

де N – число структурних одиниць;

NA – стала Авогадро, NA = 6,02·1023 моль–1.

Приклад 1. Визначіть масу трьох молей магній гідроксиду.

Д а н о:

ν(Мg(OН)2) = 3 моль

Р о з в’ я з о к:

Використовуючи формулу для визначення кількості речовини

В и з н а ч и т и:

m(Мg(OН)2) – ?

визначаємо масу магній гідроксиду: m = ν·M 

m = 3 моль·58 г/моль = 174 г.

В і д п о в і д ь: m(Мg(OН)2) = 174 г.

Приклад 2. Скільки молей міститься в 14 кг КОН?

Д а н о:

m(КOН) = 14 кг

Р о з в’ я з о к:

Використовуючи формулу для визначення кількості речовини

В и з н а ч и т и:

ν(КOН) – ?

визначаємо кількість молей калій гідроксиду:

В і д п о в і д ь: ν(КOН)  = 250 моль.

Приклад 3. Розрахуйте масу одного атома магнію в грамах.

Д а н о:

N(Mg) = 1

Р о з в’ я з о к:

Молярна маса магнію:

М(Mg) = 24 г/моль.

Використовуючи формули

В и з н а ч и т и:

m0(Mg)  – ?

запишемо:

Оскільки N = 1, то маса 1 атома визначається за формулою

Звідси

В і д п о в і д ь: m0(Mg) ≈ 4·10–23 г.

Приклад 4. Визначіть масу 1,5·1020 молекул H2SO4.

Д а н о:

N(H2SO4) = 1,5·1020 

Р о з в’ я з о к:

Використовуючи формули

В и з н а ч и т и:

m(H2SO4)  – ?

запишемо:

Звідси

В і д п о в і д ь: m(H2SO4) = 2,44·10–2 г.

Приклад 5. Скільки молекул міститься в 2,9 г карбон (IV) оксиду.

Д а н о:

m(СО2) = 2,9 г

Р о з в’ я з о к:

Використовуючи формули

 

В и з н а ч и т и:

N(СО2) – ?

запишемо:

Звідси

В і д п о в і д ь: N(СО2) = 3,97·1022 молекул.

1.3 Основні закони хімії:

1.3.1 Закон збереження маси

У 1756 р. М. В. Ломоносов експериментально довів положення про збереження маси речовин, висловлене у вигляді філософської концепції у 1748 р., здійснюючи досліди з прожарювання 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. 

Сучасне формулювання закону збереження маси речовин:

Маса речовин, які вступають у хімічну взаємодію, дорівнює масі речовин, які утворюються в результаті 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, а, отже, їх сумарна маса не змінюється, то й маса реагентів повинна дорівнювати масі продуктів.

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

Так, як маса водню і кисню, які вступають у взаємодію, дорівнює масі води, яка утворилась внаслідок реакції.

36 г = 36 г

Відкриття закону збереження маси дало змогу закріпити кількісні методи досліджень, вивчити кількісний склад багатьох речовин.

1.3.2 Закон сталості складу

Наступним кроком у розвитку хімії було встановлення положення про сталість складу речовин, виведеного французьким ученим Ж. Прустом (1801 р.):

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

Наприклад, воду можна добути будь-яким з наведених способів:

а) спалюванням водню:

2 + О2 = 2Н2О

б) термічним розкладом деяких основ:

2Fе(ОН)3 = Fе2O3 + 3Н2О

в) за реакцією нейтралізації:

Н24 + 2NaОН = Na2SO4 + 2Н2O

г) термічним розкладом деяких кислот:

Н2SіО3 = SіО2 + Н2О

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 дорівнюють 11,12 і 88,88 %.

Отже, якщо речовина є індивідуальною хімічною сполукою (без домішок), то її склад сталий і не залежить від способу добування. Відхилення від зазначеного складу свідчить про наявність домішок.

Речовини із сталим складом називаються дальтонідами, із змінним – бертолідами.

Проте зворотне твердження – кожному певному складу відповідає тільки одна хімічна сполука – неправильне.

Наприклад, диметиловий етер СН3–О–СН3 і етанол С2Н5ОН мають однаковий хімічний склад С2Н6О, але є різними хімічними сполуками, що відрізняються одна від одної структурою молекул, тобто порядком сполучення в них атомів. Речовини  з  однаковим хімічним  складом  і різною будовою називаються ізомерами.

Склад речовини можна виразити хімічною формулою.

Хімічна формула – це умовний запис складу речовини за допомогою хімічних знаків і індексів.

Виходячи із формул речовин, можна дати їх кількісну характеристику, зокрема, визначити масову частку кожного хімічного елемента у сполуці.

Масова частка (ω) показує, яку частину становить маса даного елемента від всієї маси речовини:

n – кількість атомів елемента у сполуці;

Ar – атомна маса елемента;

Mr – молекулярна маса.

Приклад 6. Розрахувати масові частки кожного із елементів у натрій сульфаті.

Д а н о:

Na2SO4

Р о з в’ я з о к:

Масова частка елементів розраховується за формулою:

  

В и з н а ч и т и:

ω(Na) – ?

ω(S) – ?

ω(O) – ?

Молекулярна маса натрій сульфату становить:

 Мr(Na2SO4) = 142.

Тоді

В і д п о в і д ь: ω(Na) = 32,4%; ω(S) = 22,5%; ω(O) = 45,1%.

Приклад 7. Обчисліть масу хрому в 515 г суміші, яка містить 80% Сr(OН)3.

Д а н о:

mсуміші = 515 г

ω(Сr(OН)3) = 80%

Р о з в’ я з о к:

Масова частка речовини в суміші розраховується за формулою:

  

Обчислюємо масу Сr(OН)3 в 515 г суміші:

В и з н а ч и т и:

m(Cr) – ?

 m(Сr(OН)3)=  mсуміші·ω/100% = 515 г· 80%/100% = 412 г.    

Мольна маса хром (ІІІ) гідроксиду становить:

 М(Сr(OН)3) = 103 г/моль

Тоді

в 103 г Сr(OН)3 міститься 52 г хрому

в 412 г Сr(OН)3 міститься х г хрому

В і д п о в і д ь: маса хрому в даній суміші дорівнює 208 г.

1.3.3 Закон кратних відношень

Англійський хімік Дж. Дальтон, вивчаючи сполуки, утворені одними і тими ж елементами, сформулював у 1803 р. закон кратних відношень:

Якщо два елементи утворюють між собою декілька сполук, то маси одного з елементів у цих сполуках, що припадають на одну й ту ж саму масу іншого елемента, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Даний закон можна проілюструвати на прикладі  утворення оксидів Нітрогену:

Оксид Нітрогену

Склад, %

Склад, мас. г

Нітроген

Оксиген

Нітроген

Оксиген

N2O

NO

N2O3

NO2

N2O5

63,7

46,7

36,9

30,5

25,9

36,3

53,3

63,1

69,5

74,1

1

1

1

1

1

0,57

1,14

1,71

2,28

2,86

На одиницю маси Нітрогену припадають такі маси Оксигену, які співвідносяться між собою як 0,57:1,14:1,71:2,28:2,86 = 1:2:3:4:5, тобто як невеликі цілі числа.

1.3.4 Закон еквівалентів

Закон  сталості складу сприяв тому, що в хімію згодом були введені поняття еквівалент і молярна маса еквівалента. Згідно закону сталості складу елементи сполучаються один з одним у строго визначених вагових співвідношеннях. Найменші співвідношення називаються хімічними еквівалентами (сполучними масами), що означає – рівноцінна кількість.

Хімічний еквівалент – це така вагова кількість речовини, яка сполучається з молем атомів водню, або яка заміщує ту саму кількість будь-якої іншої речовини у хімічних реакціях

Масу одного еквівалента речовини називають еквівалентною масою (Е) і виражають в г/моль-екв.

Наприклад, в НВr з одним молем атомів Гідрогену сполучається 1 моль атомів Брому, тому еквівалент Брому в цій сполуці дорівнює одному молю атомів Брому, а його еквівалентна маса дорівнює 80 г/моль-екв.

У Н2О з одним молем атомів Гідрогену сполучається
1/2
 моля атомів Оксигену, тому еквівалент Оксигену у цій сполуці дорівнює 1/2 моля атомів Оксигену, а його еквівалентна маса дорівнює 16/2 = 8 г/моль-екв.

Отже, зрозуміло, що в хімічних реакціях різні індивідуальні речовини беруть участь у строго еквівалентних кількостях. Це твердження є основою закону еквівалентів:  

Хімічні елементи сполучаються один з одним, а  речовини взаємодіють між собою у вагових кількостях, що пропорційні їх еквівалентним масам

Приклад 8.  При спалюванні 1 г кальцію утворилося
1,4 г кальцій оксиду. Визначити еквівалентну масу кальцію.

Д а н о:

m(Са) = 1 г

m(СаО) = 1,4 г

Р о з в’ я з о к:

Згідно із законом еквівалентів:

Тоді

Маса Оксигену становить

В и з н а ч и т и:

Е(Са) – ?

m(O)= m(CaO) – m(Ca) = 1,4 г – 1 г = 0,4 г.

Звідси

 

В і д п о в і д ь: Е(Са) = 20 г/моль-екв.

Еквівалентні маси елементів визначають за формулою:

М – мольна маса елемента;

В – валентність елемента.

Наприклад, Е(Al) = 27/3 = 9 г/моль-екв.

Еквівалентні масі складних речовин визначаються за формулами:

Основність кислоти визначається кількістю катіонів водню в молекулі кислоти, здатних заміщатися на катіони металу.

Кислотність основи визначається кількістю гідроксильних груп в молекулі основи, що заміщуються на кислотні залишки.

де n – число атомів металу;

В – валентність металу.

Для визначення кількості еквівалентів (nекв) речовини, що має певну масу m, користуються формулою:

Приклад 9.  Для розчинення тривалентного металу використали 2,45 г сульфатної кислоти. Визначіть, який це метал.

Д а н о:

m(H2SO4) = 2,45 г В(Me) = 3

Р о з в’ я з о к:

Згідно із законом еквівалентів:

Еквівалентна маса сульфатної

В и з н а ч и т и:

Me – ?

кислоти становить

E(H2SO4)= 98 г/моль/2 = 49 г/моль-екв.

З попередньої формули:

Згідно з формулою

М = Е·В = 9·3 = 27 г/моль. За періодичною системою цей метал – Al.

В і д п о в і д ь: Al. 

Приклад 10. Визначіть молярні  маси еквівалентів сульфатної кислоти, алюміній гідроксиду  і алюміній сульфату.

Д а н о:

H2SO4

Al(OH)3

Al2(SO4)3 

Р о з в’ я з о к:

Використовуючи формулу

обчислюємо: М(H2SO4) = 98 г/моль.

Еквівалентна маса сульфатної кислоти становить

В и з н а ч и т и:

Е(H2SO4) – ?

Е(Al(OH)3) – ?

Е(Al2(SO4)3) – ?

E(H2SO4)= 98/2 = 49 г/моль-екв.

Використовуючи формулу

обчислюємо:

М(Al(OH)3)= 78 г/моль.

E(Al(OH)3)= 78/3 = 26 г/моль-екв.

Для обчислення еквівалентної маси алюміній сульфату використовуємо формулу

Обчислюємо:

М(Al2(SO4)3) = 342 г/моль.

Е(Al2(SO4)3) = 342/2·3 = 57 г/моль-екв.

В і д п о в і д ь:

E(H2SO4)= 49 г/моль-екв,

E(Al(OH)3) = 26 г/моль-екв,

Е(Al2(SO4)3) = 57 г/моль-екв.

Приклад 11. Визначіть масу 3,3 еквівалентів Н3РО4.

Д а н о:

nекв.3РО4) = 3,3

Р о з в’ я з о к:

За формулою визначаємо m:

m  = nекв·Е.

В и з н а ч и т и:

m3РО4) – ?

Еквівалентна маса ортофосфатної кислоти визначається за формулою:

E(H3РO4)=М/3= 98/3 = 32,7 г/моль-екв.

Тоді m  = 3,3·32,7 = 107,8 г. 

В і д п о в і д ь: m(H3РO4) = 107,8 г. 

1.3.5 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 газоподібних продуктів як невеликі цілі числа.

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

Н2(г) + Сl2(г) = 2НСl(г)

співвідношення об’ємів газів наступне:

V2) : V(Сl2) : V(НСl) = 1:1:2,

тобто 1 л водню сполучається з 1 л хлору, утворюючи
2 л хлороводню.

Наслідок. Стехіометричні коефіцієнти в  рівняннях хімічних реакцій для молекул газоподібних речовин показують, у яких об’ємних співвідношеннях реагують або утворюються газоподібні речовини.

1.3.6 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.

Заслуга Авогадро полягає в тому, що, поряд з поняттям „атом“ ним було відновлено поняття „молекула“. За Авогадро молекули більшості газів є двоатомними (Н2, N2, O2) але Ne, He – молекули благородних газів є одноатомними.

Із закону Авогадро випливають два важливі наслідки.

Перший наслідок: Один моль будь-якого газу за нормальних умов займає однаковий об’єм.

За нормальних умов (н.у.):

  1.  тиск 1 атм = 760 мм рт.ст. = 101325 Па,
  2.  температура 0°С = 273 К.

об’єм 1 моль будь–якого газу дорівнює 22,4 дм3.

Стала Vm = 22,4 дм3/моль називається молярним об’ємом газу за нормальних умов.

Мольний (молярний) об’єм (Vm) – це об’єм, який займає 1 моль будь-якого газу за нормальних умов і рівний 22,4 дм3.

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 за даних (будь-яких) умов, м3/моль (л/моль);

V – об’єм газу за даних (будь-яких) умов, м3 (л);

ν – 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:

де Vm – молярний об’єм газу, м3/моль (л/моль);

М – молярна маса газу, кг/моль (г/моль);

ρ – густина газу, кг/м3 (г/л).

Приклад 12. Скільки моль міститься в 0,56 м3 хлору за н.у.?

Д а н о:

V(Cl2) = 0,56 м3 

н.у.

Р о з в’ я з о к:

Кількість речовини визначаємо за формулою .

Так як мольний об’єм газу звичайно

В и з н а ч и т и:

ν(Cl2) – ?

виражають в дм3/моль, то об’єм переводять в дм3.

0,56 м3 = 560 дм3

Тоді .

В і д п о в і д ь: ν(Cl2) = 25 моль.

Приклад 13. Скільки молекул міститься в 56 м3 кисню за н.у.?

Д а н о:

V2) = 56 м3 

н.у.

Р о з в’ я з о к:

Для визначення кількості молекул скористаємося формулами:

; 

В и з н а ч и т и:

N2) – ?

Звідси:   

Так як мольний об’єм газу звичайно виражають в дм3/моль, то об’єм переводять в дм3.

56 м3 = 56 000 дм3

Тоді

В і д п о в і д ь: N2) = 1,5·1028 молекул.

Приклад 14. Який об’єм займають за н.у. 4,8·1026 молекул азоту?

Д а н о:

N(N2) =  4,8·1026 

н.у.

Р о з в’ я з о к:

Для визначення об’єму скористаємося формулами:

;

В и з н а ч и т и:

V(N2) – ?

Звідси

Тоді

В і д п о в і д ь: V(N2) = 17,92 м3.

Приклад 15. Який об’єм займає 7 г етену С2Н4 за н.у.?

Д а н о:

m2Н4) =  7 г

н.у.

Р о з в’ я з о к:

Для визначення об’єму скористаємося формулами:

;

В и з н а ч и т и:

V2Н4) – ?

Звідси

Тоді

В і д п о в і д ь: V2Н4) = 5,6 дм3.

Приклад 16. Визначити масу 280 мл азоту за н.у.

Д а н о:

V(N2) =  280 мл

н.у.

Р о з в’ я з о к:

Для визначення маси скористаємося формулами: ; 

Звідси

В и з н а ч и т и:

m(N2) – ?

Так як мольний об’єм газу звичайно виражають в дм3/моль, то об’єм переводять в дм3.

280 мл = 0,28 л = 0,28 дм3

Тоді

В і д п о в і д ь: m(N2) = 0,35 г.

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, відношення мас однакових об’ємів газів за однакових умов дорівнює відношенню їхніх молярних мас

де m1 – маса певного об’єму першого газу;

m2 – маса такого самого об’єму другого газу;

М1 і М2 – молярні маси відповідно першого і другого газів.

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.

Якщо об’єми газів, що порівнюють між собою, одинакові, то відносна густина визначається за формулою:

де m1 і m2маси однакових об’ємів газів 1 і 2 за однакових температури і тиску.

Відповідно можна записати, що:

де M1 і M2 – мольні маси газів 1 і 2.

де ρ1 і ρ2 – густини газу 1 та газу 2.

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

Приклад 17. 800 мл деякого газу мають масу 1200 г, а один літр повітря за таких умов має масу 1,36 г. Визначити мольну масу газу.

Д а н о:

V1 =  800 мл = 0,8 л

m1 = 1200 мг = 1,2 г

Vпов =  1 л

mпов = 1,36 г

Р о з в’ я з о к:

При розв’язуванні задачі скористаємося формулами:

 i            

де ρ2 = ρпов;      M2 = Мпов = 29 г/моль 

Отже, M1 = D1/2·Мпов

В и з н а ч и т и:

M1 – ?

;

i

Тоді ;     

В і д п о в і д ь: M1 = 39 г/моль.

Густини різних газів часто визначають відносно водню, як найлегшого з газів, за формулою:

Можна також обчислювати густину досліджуваного газу за киснем (Mr = 32) або за повітрям (середня молекулярна маса повітря дорівнює 29):

;

Приклад 18. Густина пари сірки за повітрям дорівнює 8,83. Із скількох атомів складається молекула сірки?

Д а н о:

Dпов =  8,83

Р о з в’ я з о к:

При розв’язуванні задачі скористаємося формулою:

    

В и з н а ч и т и:

Sх – ?

Тоді M(S) = Dпов·29 = 8,83·29 = 256 г/моль

Якщо молекула сірки має масу 256, а атом сірки – 32, то

Отже, молекула сірки складається з 8 атомів.

В і д п о в і д ь: S8.

1.3.7 Закон Клапейрона-Менделєєва

Якщо умови відмінні від нормальних, то для розрахунку параметрів газів використовують рівняння Клапейрона–Менделєєва:

де М – мольна маса газу, г/моль,

m  – маса газу, г,

Т – температура, К, Т = tо + 273,

V – об’єм газу, м3,

р – тиск газу, Па, (1 атм. = 101325 Па,

1 мм рт.ст. = 133,322 Па).

R = 8,31 Дж/К·моль – універсальна газова cтала.

Приклад 19. Визначіть молярну масу газу, якщо 0,2 кг його за температури 67 оС і тиску 4 атм. займають об’єм
30,32 л.

Д а н о:

V =  30,32 л = 30,32·10–3 м3

m = 0,2 кг = 0,2·103 г

Т = 67 оС + 273 = 340 К

р = 4 атм.·101325 = 405300 Па

Р о з в’ я з о к:

При розв’язуванні задачі скористаємося формулою:

 

Звідси

В и з н а ч и т и:

M – ?

Тоді

В і д п о в і д ь: M = 46 г/моль.

Контрольні питання

1 Які властивості речовини характеризує атом та молекула?

2 Сформулюйте закон збереження маси речовини. Поясніть його суть на прикладі реакції нейтралізації.

3 Що таке хімічний еквівалент? Як його визначають для елементів і сполук?

4 Сформулюйте закон об’ємних відношень. Поясніть його суть на прикладі синтезу аміаку.

5 Сформулюйте закон кратних відношень. Поясніть його суть на прикладі оксидів Карбону.

6 Сформулюйте закон сталості складу речовин. Поясніть його суть на прикладі SO2.

7 Що таке “дальтоніди” і ”бертоліди”?

8 Що таке відносна густина одного газу за іншим?

9 Сформулюйте закон Клапейрона-Мендєлєєва.

10 Як визначається масова частка елементів у сполуках? Поясніть на прикладі K2Cr2O7.

ЛЕКЦІЯ 2
ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ. БУДОВА АТОМА

Програмні питання:

2.1 Історія відкриття періодичного закону

2.2 Періодична система хімічних елементів

2.3 Сучасні уявлення про будову атомів хімічних елементів. Ізотопи, ізобари, ізотони

2.4 Стан електронів у атомах. Квантові числа

2.5 Будова атомів і періодична система елементів. Сучасне формулювання періодичного закону

2.6 Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

2.7 Енергія йонізації, енергія спорідненості до електрона. Електронегативність хімічних елементів

Контрольні питання

Відкриття періодичного закону відноситься до середини XIX ст. і сприяло подальшому успішному розвитку не тільки хімії, а й інших природничих наук. Наукове обгрунтування періодичного закону почалось в першій половині XX ст., з розвитком квантової теорії.

2.1 Історія відкриття періодичного закону

По мірі накопичення відомостей про властивості хімічних елементів виникла потреба в їх класифікації. На час відкриття Менделєєвим періодичного закону було відомо вже понад 60 елементів. Багато хіміків намагалися систематизувати елементи. Цим займалися Шанкуртуа у Франції, Мейер і Деберейнер у Німеччині, Ньюлендс в Англії й ін. Деберейнер склав тріади з подібних за хімічними властивостями елементів, вказуючи, що в тріадах атомна вага середнього елемента приблизно дорівнює середньому арифметичному атомних ваг двох крайніх елементів. Ньюлендс помітив, що при розміщенні елементів у порядку зростання їх атомних ваг хімічні властивості восьмого елемента подібні до властивостей першого. Цій закономірності він дав назву закон октав. Шанкуртуа розмістив елементи в порядку зростання атомних ваг по гвинтовій лінії, описаної навколо циліндра. Подібні елементи при цьому розташовувалися один під одним. Мейер, розмістивши елементи в порядку збільшення їхніх атомних ваг, одержав шість груп подібних елементів. Однак ніхто з названих дослідників не зумів за цими окремими аналогіями побачити один з основних законів хімії. Це завдання було блискуче вирішене в 1869 р. геніальним російським вченим Дмитром Івановичем Менделєєвим (1834-1907). Відкритий ним періодичний закон і створена на його основі періодична система елементів стали фундаментом сучасної хімії.

Вивчаючи властивості хімічних елементів, Д. І. Менделєєв, як Ньюлендс та Мейєр, в основу систематики елементів поклав атомну масу.

Менделєєв розмістив всі відомі в той час елементи в порядку зростання їхніх атомних мас і виявив, що в отриманому ряді спостерігається періодичність властивостей елементів. Наприклад, у ряді від Lі до F по мірі збільшення атомної маси спостерігалася закономірна зміна хімічних властивостей елементів і їхніх сполук. Літій є типовим металом, у наступного за ним елемента – берилію металічні властивості виражені вже значно слабкіше. За величиною атомної маси за берилієм наступним є бор – елемент із неметалічними властивостями. У ряді елементів від карбону до флуору відбувається посилення неметалічних властивостей, і флуор уже виступає як типовий неметал. Наступний за флуором елемент – натрій різко відрізняється за властивостями від флуору, але проявляє велику подібність із літієм. При переході від натрію до хлору знову спостерігається поступове ослаблення металічних і наростання неметалічних властивостей. Періодично повторюються не тільки хімічні властивості елементів, але й формули їх сполук. Наприклад, літій утворює із киснем сполуку Li2О, аналогічну формулу має сполука натрію з киснем Na2О. Д. І. Менделєєв сформулював відкритий ним закон так:

Властивості простих тіл, а також форми й властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини  атомних ваг елементів

Перший варіант періодичної системи елементів Д. І. Менделєєв опублікував в 1869 р. Всі елементи вчений розмістив у порядку збільшення їхніх атомних ваг, однак з таким розрахунком, щоб подібні за властивостях елементи розташовувалися один під одним.

Подібні елементи, що ввійшли в один вертикальний ряд, Менделєєв об’єднав у групи. Послідовність елементів, у межах якої закономірно змінюються властивості елементів від типового металу до типового неметалу, була названа періодом.

У наш час відомо багато варіантів періодичної системи елементів, однак найбільш зручною залишається таблиця, запропонована Менделєєвим.

При складанні періодичної системи Д. І. Менделєєв, беручи за основу атомні маси елементів, не залишав без уваги їхні хімічні властивості. Так, у деяких випадках у таблиці порушений принцип зростання атомних мас. Наприклад, телур, атомна маса якого більша атомної маси йоду, розташований перед йодом. У іншому випадку йод перебував би в одній групі із сіркою, а не із хлором, з яким він є більш подібним. Це ж стосується й пари елементів калій–аргон. Атомна маса калію менша атомної маси аргону, однак Менделєєв помістив калій після аргону, тому калій розташований в одній групі з іншими лужними металами.

При складанні періодичної системи Менделєєву довелося перебороти чимало труднощів, пов’язаних з тим, що одні елементи в той час ще не були відкриті, властивості інших були ще мало вивчені, атомні маси, яких були визначені неправильно.

Менделєєв глибоко вірив у правильність відкритого ним закону, він був твердо переконаний у тому, що періодичний закон відображає об’єктивну реальність. На підставі періодичної системи Менделєєв:

а) виправив атомні ваги ряду елементів;

б) передбачив існування в природі декількох ще не відкритих елементів;

в) описав властивості цих елементів і їх сполук.

Впродовж наступних п’ятнадцяти років один за одним були відкриті передбачені Менделєєвим елементи: в 1875 р. француз Лекок де Буабодран відкрив елемент номер 31, назвавши його галієм; в 1879 р. швед Нільсон відкрив елемент номер 21 і назвав його скандієм; в 1886 р. німець Вінклер відкрив елемент 32, що був названий германієм.

Менделєєв вивів фізичні й хімічні властивості цих трьох елементів на підставі властивостей оточуючих їх у таблиці елементів. Наприклад, атомну масу й густину елемента номер 21 він розрахував як середнє арифметичне атомних мас і густин бору, ітрію, кальцію й титану.

Відкриття передбачених Менделєєвим елементів і блискучий збіг передбачених ним властивостей із встановленими дослідним шляхом привело до загального визнання періодичного закону.

Слід зазначити, що Менделєєв сумнівався в можливості різкого переходу від таких активних неметалів, якими є галогени, до лужних металів. Він вважав, що цей перехід повинен бути більше плавним. Незабаром це наукове передбачення Менделєєва виправдалося: були відкриті благородні гази. Для них у періодичній системі не було вільних місць і вони були виділені в самостійну групу.

2.2 Періодична система хімічних елементів

Періодична система елементів є графічним відображенням періодичного закону.

У найбільш розповсюдженій – короткій формі таблиці Д.І.Мендєлєєва всі відомі на цей час елементи  підрозділяються на сім горизонтальних періодів і вісім вертикальних груп. Елементи великих періодів (починаючи з четвертого) поділяються, крім того, на два горизонтальних ряди. У кожній групі елементи великих періодів підрозділяються на дві підгрупи: головну (А) і побічну (В). До головних підгруп входять елементи малих (I–Ш) періодів (типові елементи) і подібні до них елементи великих (IV-VII) періодів. Побічні підгрупи складаються із елементів тільки великих періодів.

Сучасна періодична система елементів складається із семи періодів, з яких I, II і III містять по одному ряді елементів і називаються малими періодами, а IV, V, VI і VII називаються великими періодами, IV, V і VI періоди містять по два ряди елементів, VII період – незавершений. Всі періоди, за винятком першого, що містить лише два елементи, починаються лужним металом і закінчуються інертним газом.

У великих періодах перехід властивостей від активного металу до інертного газу відбувається більш плавно, ніж у малих періодах. Більші періоди складаються з парних і непарних рядів. У цих періодах спостерігається подвійна періодичність: крім характерної для всіх періодів зміни властивостей від лужного металу до інертного газу спостерігається також зміна властивостей у межах парного ряду й окремо – у межах непарного ряду. Наприклад, у парному ряді IV періоду валентність змінюється від одиниці в калію до семи в мангану; після тріади ферум-кобальт-нікол відбувається така ж зміна валентності в непарному ряді: від одиниці у купруму до семи в брому. Подібна подвійна періодичність спостерігається й в інших великих періодах.

В елементів парних рядів переважають металічні властивості, і їх ослаблення є плавним. У непарних рядах відбувається помітне ослаблення металічних властивостей і посилення неметалічних.

На початку ХХ століття накопичилися нові факти, які дозволили усунути неточності, допущені Менделєєвим при формуванні періодичної системи:

а) відкриття електрона;

б) явище радіоактивності;

в) планетарна модель будови атома за Резерфордом;

г) розвиток квантової фізики і хімії;

д) умови стійкості молекули водню.

2.3 Сучасні уявлення про будову атомів хімічних елементів

Відомо, що атом складається з ядра та електронів. Співвідношення між розмірами ядра і атома наступні: якщо уявити атом як кульку, то діаметр його dатома ≈ 10–9 м, діаметр ядра dядра  ≈ 10–13 м, то dатома/dядра = 104. Нехай уявно ядро має діаметр 1 мм (величина макового зернятка), тоді діаметр атома становитиме 104 мм = 10 м (величина великої зали).

В складі ядра є так звані нуклони (від лат. nucleous – ядро) – це протони та нейтрони, маса яких відповідно дорівнює 1,007 а.о.м. та 1,009 а.о.м.; з точністю до сотих маси їх однакові і дорівнюють 1 а.о.м. Нейтрон заряду немає – частинка електронейтральна, а протон має позитивний заряд, який дорівнює +1 (найменша умовна одиниця заряду, відповідно дорівнює 1,602·10–19 Кл). Між нуклонами діють внутріядерні сили взаємодії, які детально вивчаються в фізиці). Вся маса атома зосереджена в ядрі, так як маса електрону в 1836 разів менша, ніж маса протона чи нейтрона і складає 0,00055 а.о.м.

Число нуклонів, тобто сума протонів і нейтронів називається масовим числом і позначається буквою А; кількість протонів та нейтронів відповідно позначаються через Z і N, тоді масове число визначають як суму:

А = Z + N

Електрон (ē) володіє корпускулярно-хвильовими властивостями,  тобто властивостями як частинки, так і хвилі. Електрон має заряд –1, тобто відповідає заряду протона, але з протилежним знаком.

Атом є електронейтральною частинкою, і тому число електронів в ньому дорівнює числу протонів в ядрі.

Маса атома дорівнює масовому числу А, тобто є цілим числом, але, як правило, атомні маси хімічних елементів не є цілими числами. Це пояснюється тим, що в природі існують атоми з однаковим зарядом ядра та однаковою кількістю електронів, але з різними масами – ізотопи. Вони відрізняються між собою кількістю нейтронів у ядрі.

Наприклад, хлор, який існує в природі, на 75% складається з атомів з масовим числом А = 35 і на 25% з масовим числом А = 37. Обидва види атомів хлору мають однаковий заряд ядра і однакову кількість електронів, але різну кількість нейтронів.

0,75·35 + 0,25·37 = 35,5 а.о.м.

Отже, хімічний елемент – це вид атомів, який характеризується певним зарядом ядер і певною кількістю електронів, вони можуть відрізнятись між собою лише кількістю нейтронів у ядрі, тому хімічний елемент – це певний вид ізотопів. На сьогодні відомо 112 хімічних елементів: 89 з них знайдені в природі (на Землі), інші отримані штучним шляхом. Атоми існують як у вільному стані так, у сполуках з атомами того ж або інших елементів, утворюючи молекули. Здатність атомів вступати у взаємодію з іншими атомами й утворювати хімічні сполуки визначається його будовою.

Крім ізотопів, існують атоми, що мають однакове масове число А, але різну кількість протонів. Вони називаються ізобарами. Наприклад, атоми 10Ве, 10В, 10С.

Атоми з однаковим числом нейтронів у ядрі називаються ізотонами. Наприклад, атоми 2Н, 3Не.

2.4 Стан електронів в атомі. Квантові числа

Підтверджена експериментально в 1927 р. дуалістична природа електрона, що володіє властивостями не лише частинки, а й хвилі спонукала вчених до створення нової теорії будови атома, що враховує ці властивості. Дуалістичність властивостей електрона проявляється в тому, що він, з одного боку, володіє властивостями частинки (має певну масу спокою), а з іншого – його рух нагадує хвилю і може бути описаний певною амплітудою, довжиною хвилі, частотою коливань. Тому не можна говорити про певну траєкторію руху електрона, можна судити лише про ступінь імовірності знаходження електрона в даній точці простору – його електронну орбіталь.

Отже, електронна орбіталь – це деяка частина простору навколо ядра, в межах якого імовірність перебування електрона максимальна. В зв’язку з цим електрон зображають не у вигляді матеріальної точки, а ніби „розмазаним“ по всьому об’єму атома у вигляді так званої „електронної хмари“, що має області згущення і розрідження електричного заряду.

Для атома Гідрогену, який складається з одного протона і одного електрона на рис 2.1 схематично зображено його „електронну хмару“.

Рисунок 2.1  Електронна хмара електрона атома Гідрогену

Згідно сучасних уявлень стан будь-якого електрона в атомі описується чотирма квантовими числами.

Головне квантове число n – характеризує величину енергії електрона і приймає лише позитивні цілочисельні значення 1, 2, 3, ... ∞. Із збільшенням n енергія електрона зростає.

Побічне (орбітальне) квантове число l – описує форму електронної хмари. При певному головному квантовому числі n орбітальне квантове число l  може приймати будь-які цілочисельні значення від 0 до n – 1. Відповідні орбіталі позначаються буквами латинського алфавіту s (l = 0), p (l = 1), d (l  = 2), f (l  = 3). Орбітальне квантове число відображає енергію електрона на підрівні. Число можливих підрівнів кожного енергетичного рівня співпадає з порядковим номером рівня. Так, першому енергетичному рівню відповідає s-підрівень, другому – два підрівня: s- і p-, третьому – три підрівні:  s-,  p- і d-, четвертому – чотири: s-,  p-,  d- і f-орбіталі.

Магнітне квантове число m визначає просторову орієнтацію атомних орбіталей. При даному орбітальному квантовому числі l магнітне квантове число m може приймати будь-які цілочисельні значення від  –l... 0...+l. Воно визначає число орбіталей одного енергетичного рівня: існує одна s-орбіталь (m = 0), три p-орбіталі (m = –1(рх); 0(рy); +1(pz), п’ять d-орбіталей (m = –2(); –1(); 0(); +1(); +2()  (рис. 2.2), сім  f-орбіталей (m = –3; –2; –1; 0; +1; +2; +3).

s

z

y

x

+

x

px

z

y

+

x

pz

z

y

+

py

z

y

x

+

z

y

x

+

+

z

y

x

+

+

z

y

x

+

+

z

y

x

+

+

z

y

x

+

+

Рисунок 2.2 – Форми граничних поверхонь s-, p- i 
d-орбіталей

Спінове квантове число ms визначає власний магнітний момент електрона. Приймає значення –1/2 або +1/2.

Таким чином, кожен електрон в атомі характеризується чотирма квантовими числами. Три з них n, l, m – характеризують орбіталь, на якій перебуває електрон, четверте ms орієнтацію вектора спіна. Швейцарський учений В. Паулі (1900-1958 рр.) сформулював важливий принцип, який ще називають „забороною“ Паулі:

  1. атом не може мати двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел;
  2. на кожній орбіталі можливе перебування лише двох електронів, спіни яких протилежно напрямлені.

Використовуючи принцип Паулі, можна розрахувати максимальне число електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Таким чином на s-орбіталі максимальна кількість електронів – два (s2), на p-орбіталі – шість (p6), на d-орбіталі – десять (d10), на  f-орбіталі – чотирнадцять електронів (f14).

Заповнення електронами підрівнів залежить від їх енергії. Згідно з принципом мінімуму енергії найстійкішому стану ē в атомі відповідає мінімальна енергія, тобто електрон займає атомну орбіталь (АО) з найнижчою енергією (енергія залежить від значень двох квантових чисел n і l ). Послідовність заповнення підрівнів електронами визначається правилом Клечковського:

  1. енергетичні підрівні заповнюються за зростанням суми n+l;
  2. якщо для двох підрівнів ця сума є однаковою, то нижчу енергію має підрівень з меншим значенням  n.

В багатоелектронних атомах  заповнення електронами всіх енергетичних рівнів і підрівнів залежно від їхньої енергії відбувається у такій послідовності:

n

1

2

3

4

5

6

7

АО

1s

2s2p

3s3p

4s3d4p

5s4d5p

6s4f5d6p

7s5f6d7p

де   n – енергетичний рівень; АО – атомна орбіталь.

Електрони, розміщені на одному підрівні, мають однакові значення п і l, і тому (якщо немає зовнішніх полів) однакову енергію, незалежно від того, на якій орбіталі вони розташовані. Тому можна припустити кілька варіантів розміщення електронів в межах одного неповністю заповненого підрівня. Наприклад, якщо на p-підрівні перебувають два електрони, можна припустити існування таких станів:

а) ;   б) ;  в) .

За правилом, сформульованим німецьким вченим Гундом: електрони на орбіталях одного підрівня розподіляються так, щоб їх сумарне спінове число тs було максимальним.

Для стану а тs = +1/2 + 1/2 = 1; для станів б ів  тs = +1/2 + (1/2) = 0. Таким чином, відповідно до правила Гунда, найстійкішим буде стан а, коли електрони в межах підрівня розміщуються на різних орбіталях і мають однаковий спін.

Оскільки електрони це негативно заряджені частинки, вони відштовхуються один від одного і тому займають різні орбіталі. Такий стан найбільш енергетично вигідний. Коли ж вільних комірок на підрівні не залишається, електрони спаровуються. Саме в цьому полягає фізичний зміст правила Гунда.

2.5 Будова атомів і періодична система елементів

Електронна формула будь-якого елемента показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями, що, в свою чергу, характеризує хімічні властивості даного елемента. Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номера елемента в періодичній системі, кількість енергетичних рівнів визначається номером періоду, в якому знаходиться хімічний елемент.

Прослідкуємо послідовність заповнення електронних рівнів атомів залежно від положення елементів в періодичній системі.

Заповнення електронних рівнів елементів першого періоду:

 1Н 1s1

2Не 1s2

Гелієм завершується перший період і побудова першого енергетичного рівня.

Заповнення електронних рівнів елементів другого періоду:

3Li 1s22s1

4Be 1s22s2

5B 1s22s22p1

6C 1s22s22p2

7N 1s22s22p3

8O 1s22s22p4

9F 1s22s22p5

10Ne 1s22s22p6

Неоном закінчується другий період і закінчується заповнення другого енергетичного рівня, який має два підрівні (s та  р) з максимального кількістю електронів, що рівна восьми. У літію і берилію заповнюється зовнішній s-підрівень, тому їх відносять до s-елементів. Від берилію до неону заповнюється зовнішній р-підрівень, тому їх відносять до р-елементів.

Натрієм починається третій період та заповнення третього енергетичного рівня, тобто:

11Na 1s22s22p63s1

12Mg 1s22s22p63s2

13Al 1s22s22p63s23p1

14Si 1s22s22p63s23p2

15P 1s22s22p63s23p3

16S 1s22s22p63s23p4

17Cl 1s22s22p63s23p5

18Ar 1s22s22p63s23p6

В атомі Аргону, в якого повністю заповнені 3s-, 3р-підрівні, залишаються незайнятими d-орбіталі третього підрівня. Однак, в наступних за аргоном елементах –  калію (Z = 19) і кальцію (Z = 19) – d-підрівень не заповнюється, і розпочинає формуватися s-підрівень четвертого рівня. Підрівень 4s характеризується більш низькою енергією, ніж підрівень 3d, і тому розміщення електронів на 4s підрівні відповідає найбільш стійкому стану атома.

19K 1s22s22p63s23p63d04s1

У атомів Літію, Натрію, Калію на зовнішньому енергетичному рівні розміщений один електрон. Всі вони – найактивніші метали (лужні). Загальна електронна формула зовнішнього енергетичного рівня для цих елементів описується формулою ns1, де n – номер періоду.

 

20Ca 1s22s22p63s23p63d04s2

У атомів Берилію, Магнію, Кальцію на зовнішньому енергетичному рівні розміщено два електрони. Всі вони – активні метали (лужноземельні). Загальна електронна формула зовнішнього енергетичного рівня для цих елементів описується формулою ns2, де n – номер періоду.

Починаючи зі скандію, відбувається заповнення
d-підрівня передостаннього енергетичного рівня:

21Sc 1s22s22p63s23p64s23d1

22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2

23V 1s22s22p63s23p64s23d3

Для близьких за енергією підрівнів (4s3d, 5s4d, 6s4f5d, 5f6d) можуть спостерігатися відхилення від наведеної послідовності. При цьому один (іноді два) електрони займають підрівень, розміщений праворуч у наведеному ряді. Це явище дістало назву „провалу“ електрона.  Провал електрона для атома Хрому пояснюється тим, що наполовину заповнений  3d-підрівень енергетично більш стійкий, тобто: 4s23d4 → 4s13d5

24Cr 1s22s22p63s23p64s13d5

25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2

26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2

27Co 1s22s22p63s23p63d74s2

28Ni 1s22s22p63s23p63d84s2

У атома Купруму внаслідок провалу електрона виникає електронна конфігурація:

29Сu 1s22s22p63s23p63d104s1

Тут провал електрона пояснюється тим, що повністю заповнений 3d-підрівень має підвищену стійкість.

Електронна формула атома Цинку:

30 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2

 

тобто закінчується заповнення 3d-підрівня. Ці елементи називаються d-елементами. Загальна формула для d-елементів – ns2(n-1)d1-10, де n – номер періоду.

Важливо відмітити, що властивості елементів, насамперед, визначаються структурою зовнішнього електронного шару їх атомів, тому хімічні властивості
d-елементів зі збільшенням атомного номера змінюються не так різко як властивості s і p елементів. Всі d-елементи – метали, так як у них на зовнішньому  енергетичному рівні міститься 0, 1 чи 2 електрони. Заповнення зовнішнього енергетичного рівня приводить до переходу від металу до типового неметалу, і врешті – до інертного газу.

У наступних за Цинком хімічних елементах починається заповнення 4р-підрівня.

31 Ga 1s22s22p63s23p64s23d104р1

32 Ge 1s22s22p63s23p64s23d104р2

33 As 1s22s22p63s23p64s23d104р3

34 Se 1s22s22p63s23p64s23d104р4

35 Br 1s22s22p63s23p64s23d104р5

36 Kr 1s22s22p63s23p64s23d104р6

Аналогічно відбувається заповнення електронами енергетичних рівнів п’ятого періоду.

Із збільшенням кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні посилюються неметалічні властивості елементів. Так, у флуору, брому, йоду на зовнішньому рівні міститься по сім електронів. Це найактивніші неметали (галогени). Загальна формула їх ns2nр5, де n – номер періоду.

Особливе місце в періодичні системі належить f-елементам, в яких заповнюється  f-підрівень. Вони розташовані в шостому (4f-елементи) і сьомому (5f-елементи) періодах. Коли заповнюється 4f-підрівень, добудовується електронами четвертий енергетичний рівень, який зовні є третім. Зовнішній рівень, на якому міститься два 6s електрони, і передостанній, що має вісім (5s25p65d0) електронів, залишаються незмінними. Внаслідок цього хімічні властивості 4f-елементів дуже близькі між собою. У елементів La, Gd, Lu на 5d-підрівні є один електрон, і на передостанньому енергетичному рівні знаходиться дев’ять електронів (5s25p65d1), але за хімічними властивостями вони мало чим відрізняються від інших 4f-елементів. Тому всі ці елементи об’єднуються у сімейство лантаноїдів та є металами.

5f-Елементи об’єднані в сімейство актиноїдів і займають одне місце з актинієм: період VII, група ІІІ, підгрупа побічна.

Загальна формула лантаноїдів та актиноїдів

ns2(n-1)d 0-1(n-2)f 1-14,

де n – номер періоду.

Отже, розгляд електронної будови атомів хімічних елементів дає можливість дати сучасне формулювання періодичного закону:

Періодичний закон формулюється як періодична зміна властивостей хімічних елементів по мірі зростання заряду ядра атома. Зрозуміло, що заряд ядра безпосередньо не впливає на хімічні властивості, але воно створює електромагнітне поле, в якому рухається електрон, в той же час кількість електронів і їх розподіл в атомі на енергетичних рівнях та підрівнях залежить від заряду ядра атома. По мірі зростання заряду ядра атома та періодичного повторення побудови зовнішнього електронного рівня періодично повторюються фізичні і хімічні  властивості елементів.

2.6 Залежність властивостей елементів від будови їх атома

Розмір атомів елементів залежить від електронного розподілу і значно впливає на хімічні властивості: чим більший розмір атома, тим легше він втрачає електрони і в більшій мірі проявляє металічні властивості. Вважаючи атоми кульками, будемо оперувати поняттям – радіус атома. Прослідкуємо за закономірністю зміни розміру атомів за періодичною системою.

В головних підгрупах розмір атомів збільшується, тому що збільшується кількість енергетичних рівнів, але тут же виникає питання, пов’язане із збільшенням заряду ядра відповідних атомів, що повинно приводити до зменшення їх розмірів. Наприклад, заряд ядра францію майже в 30 разів більший заряду ядра літію. Відповідь на це питання можна дати, розглянувши так званий „ефект екранування“ внаслідок екранування ядра електронами попередніх енергетичних рівнів. Із збільшенням кількості енергетичних рівнів сильнішим є „ефект екранування“ ядра, тобто взаємного відштовхування електронами сусідніх рівнів, ніж збільшення сили притягання зовнішніх (валентних) електронів з ядром.

У періодах розміри атомів зменшуються, тому що зростає заряд ядра, кількість енергетичних рівнів залишається сталою, збільшується притягання між ядром і електронами і атом ніби „стискається“. Зменшення розмірів атомів в другому та третьому періодах відбувається у восьми хімічних елементів, в четвертому і п’ятому у 18 елементів, а в шостому періоді у  32 елементів. Зменшення розмірів атомів у елементів-лантаноїдів має назву лантаноїдного стиснення, а, враховуючи такий же процес зменшення радіусів атомів і у сімействі елементів-актиноїдів, в цілому називається
f-стисненням.

Лантаноїдне стиснення приводить до різкого зменшення розміру атома Гафнію та наступних елементів цього
d-сімейства. Це приводить до того, що, починаючи з елементів четвертої побічної підгрупи, розмір атомів збільшується тільки при переході від Ti  до Zr, розмір же атома Hf такий же, як і у Zr. Така закономірність спостерігається і для всіх наступних d-елементів. Так, розмір атома Аргентуму більший, ніж Купруму і рівний розміру атома Ауруму. Таким чином, для елементів побічних підгруп (крім ІІІ В) п’ятого та шостого періодів розміри атомів по підгрупах не змінюються. Тому активність 5d-металів значно менша, ніж 4d-металів, до
5
d-металів належать найбільш пасивні благородні метали – платина та золото.

2.7 Енергія йонізації, енергія спорідненості до електрона. Електронегативність хімічних елементів

Найбільш характерною ознакою металів є здатність їх атомів легко віддавати зовнішні електрони і перетворюватися в позитивно заряджені йони.

Ме0 – ē → Ме+

Неметали, навпаки, характеризуються здатністю приєднувати електрони з утворенням негативних йонів.

El0 + ē → El

Для відриву електрона від атома необхідно затратити так звану енергію йонізації.

Енергія йонізації (I) – енергія необхідна для повного видалення моля електронів з 1 моля атомів (Дж/моль).

Величина потенціалу йонізації характеризує „металічність“ елемента: чим менший потенціал йонізації, тим легше відірвати електрон від атома, тим більш виражені металічні властивості елемента. Найменша енергія йонізації характерна для Францію – найактивнішого металу. У групах І зменшується, у періодах – зростає.

Для визначення кількості енергії, що виділяється при приєднанні електрона до нейтрального атома, вводять поняття – спорідненість до електрону.

Енергія спорідненості до електрону (Eсп.) – енергія, що виділяється при приєднанні 1 моля електронів до 1 моля атомів (Дж/моль). Найбільша енергія виділяється при приєднанні 1 моля електронів до найактивнішого неметалу –  Флуору. У групах Eсп. зменшується, у періодах – зростає.

Електронегативність (χ) – здатність атома зміщувати електронну густину при утворенні хімічного зв'язку.

Електронегативність – сума абсолютних величин (без врахування знаку) енергії йонізації та спорідненості до електрона

χ = Eсп. + I.

Умовно χ(Li) приймають за одиницю, χ(F) = 4 (за Полінгом).

Величина електронегативності активних металів близька до одиниці. В головних підгрупах внаслідок збільшення розмірів атомів електронегативність зменшується, в періодах – збільшується. Найменший розмір атома має флуор і, відповідно, найбільше значення електронегативності; найбільший радіус в атома францію, який має найменше значення електронегативності. Електронегативність Гідрогену, що за своїми властивостями нагадує елементи першої і, відповідно, сьомої групи, становить 2,1.

Контрольні питання

1 Дайте визначення періодичного закону за Менделєєвим і сучасне формулювання.

2 Структура періодичної системи.

3 Значення періодичного закону.

4 Характеристика квантових чисел.

5 В чому суть правила Гунда?

6 Як формулюються правила Клечковського?

7 Написати загальну формулу для елементів ІІА, ІІВ, ІА, VА, VВ-підгруп, актиноїдів.

8 Навести приклади ізотопів, ізобарів, ізотонів.

9 Як змінюються хімічні властивості елементів в межах періоду і чому?

10 Як змінюються хімічні властивості елементів в межах групи і чому?

11 Що таке „лантаноїдне стиснення“, як воно впливає на властивості 6d-елементів?

12 Не використовуючи табличні дані, обгрунтувати, який хімічний елемент має максимальне значення χ, а який – мінімальне?

ЛЕКЦІЯ 3
ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК. ОКСИДИ. ГІДРАТИ ОКСИДІВ
 

Програмні питання:

3.1 Основні класи неорганічних сполук

3.2 Ступінь окиснення елементів

3.3 Оксиди

3.3.1 Структурні формули оксидів

3.3.2 Класифікація оксидів

3.3.3 Основні оксиди

3.3.4 Кислотні оксиди

3.3.5 Амфотерні оксиди

3.3.6 Номенклатура оксидів

3.3.7 Хімічні властивості оксидів

3.3.8 Одержання оксидів

3.4 Основи

3.4.1 Структурні формули основ

3.4.2 Номенклатура основ

3.4.3 Властивості основ

3.4.4 Одержання основ

3.5 Кислоти

3.5.1 Безкисневі кислоти

3.5.2 Кисневмісні кислоти

3.5.3 Структурні формули кислот

3.5.4 Основність кислот

3.5.5 Назви кисневмісних кислот

3.5.6 Мета- та ортокислоти

3.5.7 Властивості кислот

3.5.8 Одержання кислот

3.6 Амфотерні гідроксиди

3.6.1 Одержання, хімічні формули та номенклатура амфотерних гідроксидів

3.6.2 Властивості амфотерних гідроксидів

Контрольні питання

3.1 Основні класи неорганічних сполук

Неорганічні сполуки за кислотно-основною класифікацією поділяють на чотири основні класи :

КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

ОКСИДИ

ОСНОВИ

КИСЛОТИ

СОЛІ

3.2 Ступінь окиснення елементів

Ступінь окиснення – фундаментальне поняття неорганічної хімії.

Ступінь окиснення – умовний заряд атома у хімічних сполуках.

При утворенні хімічних зв’язків спільні електронні пари зміщуються до того з атомів, який має більше значення електронегативності χ. Атом при цьому набуває негативного заряду, а той атом, від якого відтягнута електронна пара – позитивного.

Наприклад:

Умовність ступеня окиснення полягає в тому, що ми повністю переводимо електрони від одного атома до іншого, тобто

Знак ступеня окиснення визначають таким чином: елементу, що має більше значення χ, приписують негативний ступінь окиснення, другий елемент у цій сполуці матиме позитивний ступінь окиснення. Наприклад, у сполуці СО2 ступінь окиснення Карбону +4, а Оксигену –2 (беручи до уваги, що Оксиген більш активний неметал, ніж Карбон, тобто, атоми Оксигену енергійніше притягують електрони).

Для обчислення ступеня окиснення елементів у сполуках слід пам’ятати, що ступінь окиснення Оксигену в більшості сполук (за винятком сполуки з флуором як більш активним неметалом, та в так званих пероксосполуках) рівний –2, а ступінь окиснення Гідрогену у більшості сполук рівний +1 (за винятком гідридів – сполук Гідрогену з активними металами).

Для визначення ступеней окиснення елементів у складних сполуках необхідно пам’ятати, що, в більшості випадків, один атом має негативний ступінь окиснення, інші – позитивні.

Наприклад, для визначення ступеня окиснення Сульфуру в H2SO4 необхідно додати ступені окиснення Гідрогену та Оксигену з врахуванням числа їх атомів

2·(+ 1) – 4·(–2) = –6

та одержане число взяти з оберненим знаком, виходячи з того, що всі хімічні сполуки електронейтральні. Тоді ступінь окиснення Сульфуру в H2SO4 дорівнює +6. Можна це саме записати ще так: ступінь окиснення Сульфуру позначаємо через х та складаємо рівняння

х + 2·(+ 1) – 4·(–2) = 0;  х = +6

3.3 Оксиди

Оксиди – бінарні сполуки, які складаються з двох елементів, один з яких обов’язково є Оксиген зі ступенем окиснення –2 (О–2), причому ні атоми Оксигену, ні (в переважній більшості випадків) атоми елемента, який утворює оксид, безпосередньо між собою не зв’язані.

Враховуючи, що ступені окиснення хімічних елементів в оксидах можуть змінюватись в межах від +1 до +8, загальні формули оксидів можна записати так (Е – елемент):

E2O, ЕО, E2O3, ЕО2, Е2О5, EO3, E2O7, EО4.

3.3.1 Структурні формули оксидів

Для кращого розуміння будови та властивостей хімічних сполук важливо вміти писати їх структурні формули, тобто формули будови, які показують порядок сполучення атомів у молекулах. У структурних формулах кожна риска вказує на валентний зв’язок між атомами (дві риски – подвійний зв’язок, три риски – потрійний).

Для написання структурної формули оксиду необхідно спочатку визначити ступінь окиснення елемента в оксиді. Після цього, якщо ступінь окиснення елемента парний (+2, +4, +6 або +8), записують символ елемента і сполучають його з відповідною кількістю символів атомів Оксигену подвійними зв’язками.

Наприклад, в SO2 ступінь окиснення Сульфуру дорівнює +4;

=S=;   O=S=O

Якщо ступінь окиснення елемента в оксиді непарний (+1, +3, +5 або +7), то записаний двічі символ елемента сполучають одинарними зв’язками з одним атомом Оксигену, а решта атомів Оксигену (при ступенях окиснення +3, +5 та +7) дописують через подвійні зв’язки.

Наприклад: Al2O3, ступінь окиснення алюмінію дорівнює + 3:

;

При написанні структурних формул оксидів слід пам’ятати, що в молекулі оксиду атоми Оксигену між собою безпосередньо не зв’язані, і атоми елемента, який утворює оксид, в більшості випадків також між собою безпосередньо не зв’язані.

Приклади структурних формул оксидів:

а) оксиди елементів з парним ступенем окиснення:

 

   

б) оксиди елементів э непарним ступенем окиснення:

 

3.3.2 Класифікація оксидів

ОКСИДИ

солеутворюючі

основні

кислотні

NO, N2O, SiO, CO

несолеутворюючі

амфотерні

Несолеутворюючі оксиди – такі, які не здатні сполучатись з іншими оксидами, кислотами або основами з утворенням солей. Несолеутворюючі оксиди називають індиферентними, що в перекладі з латинської мови означає байдужі.

Солеутворюючі оксиди – здатні при взаємодії з деякими іншими оксидами, кислотами або основами утворювати солі. Таких оксидів переважна більшість.

3.3.3 Основні оксиди

Основними називаються оксиди, гідрати яких є основами

Основні оксиди можна визначити як оксиди, не здатні взаємодіяти між собою та з основами і можуть реагувати з речовинами кислотного характеру (кислотними оксидами та кислотами) та амфотерного характеру (останні поводять себе в даному випадку як кислотні) з утворенням солей. Таке визначення є найбільш загальним. До основних оксидів відносять:

1. Оксиди елементів головних підгруп першої та другої груп за винятком ВеO, Tl2O3.

2. Переважна більшість оксидів елементів побічних підгруп, в яких елементи проявляють нижчі ступені окиснення (більшість елементів побічних підгруп здатна проявляти різні ступені окиснення). Наприклад: ТіО, МnО, Мn2О3, FeO, СоО, Сu2О, Ag2О, CdO, Hg2O, HgO.

3. Більшість оксидів лантаноїдів загальної формули Е2О3 (для церію СеО2) і більшість oксидів актиноїдів.

Зі сказаного можна зробити висновок, що всі без винятку основні оксиди – оксиди металів (тобто неметали не утворюють основних оксидів), але не всі оксиди металів –основні; серед них є також амфотерні і кислотні.

В основних оксидах метали проявляють звичайно ступінь окиснення +1, +2 або +3, рідше +4 (ТhО2).

Всі основні оксиди за звичайних умов – тверді речовини. З водою добре взаємодіють оксиди лужних металів та лужноземельних металів (лужноземельними називають метали Ca, Sr, Ba та Ra) з утворенням розчинних основ – лугів:

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Не всі оксиди сполучаються з водою, є чимало оксидів, гідрати яких одержують посереднім шляхом, наприклад, взаємодією їх водорозчинних солей з лугами.

3.3.4 Кислотні оксиди

Кислотними називаються оксиди, гідрати яких є кислотами

 Кислотні оксиди можна визначити як оксиди, не здатні реагувати між собою та з кислотами, можуть взаємодіяти з речовинами основної природи (основними оксидами та основами) та амфотерної природи (останні поводять себе в даному випадку як основні) з утворенням солей. Таке визначення більш загальне.

До кислотних оксидів належать:

1. Переважна більшість оксидів неметалів (за винятком несолеутворюючих). Наприклад: В2O3, СО2, SiO2, N2O5, P2О3, P2О5, As2O5, SО2, SО3, SeO2, SeO3, TeО2, TeO3, Cl2О, Cl2О7.

2. Оксиди металів побічних підгруп, в яких метали проявляють вищі ступені окиснення (+5, +6, або +7). Наприклад: V2O5, СrО3, Mn2O7.

Більшість кислотних оксидів за звичайних умов – тверді речовини: В2O3, SiO2, N2O5, P2О5, P2O3, SeO2, TeO2, CrO3, V2O5, деякі – рідини: N2O3, SO3 , С2О7, Mn2O7, деякі – гази: CO2, SO2, Cl2O. Більшість кислотних оксидів добре розчиняється у воді з утворенням відповідних оксигеновмісних кислот.

SO2 + H2O = H2SO3

N2O5 + H2O = 2HNO3

Деякі кислотні оксиди у воді нерозчинні: SiO2, V2O5 і відповідні кислоти можна одержати непрямим шляхом, наприклад, взаємодія їх водорозчинних солей з кислотами.

3.3.5 Амфотерні оксиди

Амфотерними називаються оксиди, гідрати яких здатні проявляти як основні, так і кислотні властивості

Саме амфотерні оксиди, залежно від того, з якими речовинами вони взаємодіють, також здатні проявляти властивості як основних, так і кислотних оксидів.

До амфотерних оксидів відносять:

1. Оксиди деяких елементів головних підгруп: BeO, Al2O3, Ga2O3, In2O3, GeO, GeO2, SnO, SnO2, PbO, PbO2, As2O3, Sb2O3 та деякі інші.

2. Оксиди металів побічних підгруп, частіше такі, в яких метали проявляють проміжні ступені окиснення, наприклад: Cr2O3, MnO2, Fe2O3, CuO, ZnO.

У переважній більшості амфотерних оксидів елементи проявляють ступені окиснення +2, +3, рідше вищий.

3.3.6 Номенклатура оксидів

Назви оксидів елементів утворюються переважно таким чином:

Назва елемента в називному відмінку + (ступінь окиснення) + оксид

Наприклад: Sb2O3 – стибій(III) оксид, чи стибій(+3) оксид, N2O5нітроген(V) оксид, чи нітроген(+5) оксид. Кислотні оксиди називають ще ангідридами відповідних кислот. Наприклад: CO2 – карбонатний ангідрид, SO3 сульфатний ангідрид. Як синоніми для деяких оксидів ще зберігаються давно поширені назви: CO2 – вуглекислий газ, SO2 – сірчистий газ.

3.3.7 Хімічні властивості оксидів

Оксиди здатні взаємодіяти як між собою, так і з основами, амфотерними гідроксидами та кислотами за такими загальними правилами. Позначимо:

Основний оксид, основа – [о],

Кислотний оксид, кислота – [к],

Амфотерний оксид, амфотерний гідрат оксиду – [а],

несолетвірний оксид – [нсо].

За кислотно-основною взаємодією реакція відбувається з утворенням солі та води (вода утворюється  при використанні основи чи кислоти):

[о] + [к] → сіль + (Н2О)

[о] + [а] → сіль + (Н2О)

[а] + [к] → сіль + (Н2О)

[а] + [а] → сіль + (Н2О)

Реакція не відбувається, якщо:

[к, о, а] + [нсо] ≠

[к] + [к] ≠

[о] + [о] ≠

Наприклад:

СаО + SO2 = CaSO3

[о]        [к]

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O

[о]            [к]

K2O + ZnO = K2ZnO2 

[о]        [а]

Na2O + Be(OH)2 = Na2BeO2 + H2O

[о]             [а]

СО2 + K2O = К2СO3 

[к]        [о]

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

[к]         [о]

P2O5 + Al2O3 = 2AlPO4 

[к]         [а]

SiO2 + Zn(OH)2 = ZnSiO3 + H2O

[к]           [а]

Амфотерні оксиди взаємодіють як з речовинами основного характeру (основними оксидами, основами), проявляючи при цьому властивості кислотних оксидів, так і з речовинами кислотного характеру (кислотними оксидами, кислотами), проявляючи при цьому властивості основних оксидів. В результаті таких реакцій також утворюються солі. Амфотерні оксиди здатні взаємодіяти також між собою та з амфотерними гідроксидами, при цьому одна з речовин проявляє основні (нижчий ступінь окиснення), а друга – кислотні властивості. Наприклад:

BeO + CaO = CaBeO2

[а]            [о]

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

[а]            [о]

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3

[к]            [а]

Cr2O3 + 6HNO3 = 2Cr(NO3)3 +  3H2O

[а]            [к]

ZnO + As2O3 = Zn(AsO2)2

[а]            [а]

CuO + 2Al(OH)3 = Cu(AlO2)2 +  3H2O

[а]            [а]

3.3.8 Одержання оксидів

Найпоширенішими методами одержання оксидів є:

1 Взаємодія простих речовин з киснем

2Ca + О2 = 2СаО

S + О2 = SO2

2Zn + O2 = 2ZnO

Безпосередньо здатні окиснюватись більшість простих речовин, за винятком благородних газів, галогенів та деяких металів (Au, Ag та ін.). Цим способом на практиці одержують ряд оксидів, наприклад: CuO, РbО, SnO2, P2O5, SO2, тощо.

2 Окиснення складних речовин

4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O

2ZnS + 3O2 = 2ZnО + 2SO2

Часто таким чином одержуюсь оксиди з вищим ступенем окиснення елемента з оксидів з нижчим ступенем окиснення:

2NO + O2 = 2NO2

2SO2 + O2 =  2SO3

3 Термічний розклад (тобто розклад при нагріванні) деяких основ, кислот, солей

Cu(OH)2  CuO + H2O

2H3BO3  B2O3 + 3H2O

CaCO3  CaO + CO2

4 Витіснення одного оксиду іншим, менш летким, при нагріванні.

K2CO3 + SiO2   K2SiО3 + СО2

Са3(РО4)2 + 3SiO2  3CaSiO3 + P2O5

3.4 Основи

Основи – це речовини, до складу яких входять позитивно заряджені йони металу або деякі складні катіони (наприклад, амоній-йон NH4+) та негативно заряджені гідроксид-йони OН і жодних інших аніонів.

Згідно з теорією електролітичної дисоціації основи – це електроліти, здатні дисоціювати на позитивно заряджені йони металу (або деякі складні катіони) та негативно заряджені йони ОН (і жодні інші аніони).

У загальному вигляді формулу основ можна записати так:

Меn+(OН)n,

де Меn+ – катіон металу зі ступенем окиснення +n.

Число n може приймати значення 1, 2, 3, рідше 4. Число гідроксид-йонів ОН визначає кислотність основи. За кислотністю основи поділяються на:

  1.  однокислотні (наприклад, КОН, TlОН);
  2.  двокислотні (наприклад, Мg(ОН)2, Ca(ОH)2, Fe(OH)2);
  3.  трикислотні (наприклад, Al(ОН)3,  Со(ОН)3);
  4.  чотирикислотні (наприклад, Th(OH)4).

3.4.1 Структурні формули основ

Для написання структурної формули основи необхідно до символу атому металу приписати через риски таке число груп –OН, яке дорівнює ступеню окиснення металу. Наприклад:

3.4.2 Номенклатура  основ

Назви основ утворюються наступним чином:

Назва елемента в називному відмінку + (ступінь окиснення) + гідроксид

NaOH –  натрій гідроксид

Са(OH)2 – кальцій гідроксид

Mn(ОН)2 – манган (II) гідроксид

Mn(ОН)3 – манган (III) гідроксид

Як виняток, розчин аміаку в воді не є гідроксидом, так як він практично не дисоціює за схемою:

NH3·H2O = NH4+ + OH

Тому в цьому випадку більш доцільно давати назву сполуці NH3·H2O – аміак гідрат.

3.4.3 Властивості основ

Основи за звичайних умов – тверді речовини (за винятком амоній гідроксиду, який існує тільки у водному розчині). У воді добре розчинні основи лужних металів (Rb, Cs, Fr), лужноземельних металів (Са, Sr, Ba, Ra) а також талій (І) гідроксид TlОН. Розчини цих основ у воді (а інколи самі основи) називають лугами. Розчинні у воді основи практично повністю дисоціюють на йони, тобто є сильними електролітами.

Надлишок гідроксид-йонів ОН, який утворюється при розчиненні у воді основ, зумовлює лужне середовище і викликає зміну забарвлення деяких речовин – індикаторів.

Так, наприклад, лакмус у лужному середовищі забарвлюється в синій колір, фенолфталеїн – малиновий.

Для деяких основних оксидів відповідні основи не існують. Так, наприклад, невідомі: AgOH, AuOH, HgOH, Hg(OH)2.

Основна загальна хімічна особливість усіх основ поляє в їх здатності реагувати з речовинами кислотної природи (кислотними оксидами, кислотами) та з речовинами амфотерної природи (останні поводять себе в даному випадку як кислотні) з утворенням солей. Наприклад:

2LiOH + SO2 = Li2SO3 + H2О

Ca(OH)2 + 2HNO3 = Ca(NO3)2+ 2H2О

2NaOH + ZnO  = Na2ZnO2+ H2О

Cd(OH)2 + Be(OH)2   = CdBeO2+ 2H2О

Основи не здатні вступати в реакції солеутворення з речовинами основного характеру (основами та основними оксидами).

3.4.4 Одержання основ

1 Деякі основи можна одержати при взаємодії основних оксидів з водою. Наприклад:

Cs2O + H2O  = 2CsOH

BaO + H2O  = Ba(OH)2 

Eu2O3 + 3H2O  = 2Eu(OH)3 

Так можна одержати луги та нерозчинні у воді гідроксиди лантану та лантаноїдів.

2 Найбільш загальний метод одержання нерозчинних у воді основ полягає у взаємодії розчинної солі металу, основу якого необхідно одержати, з розчином лугу. Наприклад:

NiSO4 + 2NaOH   = Ni(OH)2↓+ Na2SO4

BiCl3 + 3KOH   = Bi(OH)3↓+ 3KCl

Th(NO3)4 + 4KOH   = Th(OH)4 + 4KNO3

3 Основи утворюються при взаємодії деяких металів з водою.

2Na + 2H2O  = 2NaOH + H2

При кімнатній температурі з водою взаємодіють тільки найбільш активні метали (лужні та лужноземельні), при температурі кипіння води взаємодіють магній, лантан та лантаноїди. Деякі менш активні метали здатні взаємодіяти при високих температурах з водяною парою.

4 Серед інших методів одержання основ слід назвати електроліз водних розчинів деяких солей.

3.5 Кислоти

Кислотами називаються гідрати кислотних оксидів. Деякі кислоти можна одержати при безпосередній взаємодії відповідного оксиду з водою.

Наприклад:

SO2 + H2O = H2SO3

CrO3 + H2O = H2CrO4

Але не всі кислотні оксиди взаємодіють з водою (наприклад, нерозчинний і не взаємодіє з водою SiO2), а також не всяку кислоту можна розглядати як гідрат кислотного оксиду (наприклад, не є гідратами кислотних оксидів хлоридна HСl та сульфідна H2S кислоти).

Кислотице речовини, які мають у своєму складі Гідроген, який може заміщуватись на катіони металу з утворенням солей, і не містять ніяких інших катіонів.

Згідно з теорією електролітичної дисоціації кислоти – це електроліти, здатні при дисоціації давати позитивно заряджені йони одного різновиду – гідроген-йони.

Усі кислоти поділяються на два типи: безкисневі та кисневмісні.

3.5.1 Безкисневі кислоти

Безкисневі кислоти утворюються при взаємодії гідридних сполук неметалів з водою. Гідридні сполуки неметалів за звичайних умов є газами. Їх водні розчини проявляють кислотні властивості. Назви складаються з назви аніону з додавонням суфікса –ідн, –идн та слова кислота: Н2Se – селенідна кислота, H2Sсульфідна кислота, H2F2флуоридна кислота. До безкисневих кислот належать також ціанідна HСN, роданідна HNCS та деякі інші.

3.5.2 Кисневмісні кислоти

Як уже відмічалось, кисневмісні кислоти можна розглядати як продукт взаємодії кислотного оксиду з водою. При цьому слід пам’ятати, що деякі кислотні оксиди нерозчинні у воді, а для деяких кислот відповідного оксиду не одержано (див. табл. 3.1).

Таблиця 3.1 – Кисневмісні кислоти

Елемент

Ангідрид

Кислоти

Назви кислот

B

B2O3

HBO2

H2B4O7

H3BO3

метаборатна

тетраборатна

ортоборатна

C

CO2

H2CO3

карбонатна

Si

SiO2

H2SiO3

H4SiO4

метасилікатна ортосилікатна

N

N2O3 

N2O5

HNO2

HNO3

нітритна

нітратна

P

P2O3

P2O5

HPO2

H3PO3

HPO3

H4P2O7

H3PO4

метафосфітна

ортофосфітна метафосфатна дифосфатна ортофосфатна

S

SO2

SO3

H2SO3

H2SO4

сульфітна сульфатна

Se

SeO2

SeO3

H2SeO3

H2SeO4

селенітна

селенатна

Te

TeO2

TeO3

H2TeO3

H6TeO6

телуритна ортотелуратна

Cl

Cl2O7

HClO

HClO2

HClO3

HClO4

гіпохлоритна

хлоритна

хлоратна

перхлоратна

Cr

CrO3

H2CrO4

H2Cr2O7

хроматна дихроматна

Mn

Mn2O7

H2MnO4

HMnO4

манганатна

перманганатна

Fe

H2FeO4

фератна

Загальна формула кисневмісних кислот:

m ExOy∙nH2O

де ExOy – кислотний оксид.

Для більшості кислот т = 1 і п = 1, рідше 2 або 3. При цьому, якщо кислотоутворюючий елемент має парний ступінь окиснення, в результаті реакції оксиду з водою утворюється одна молекула кислоти, а якщо непарний – дві. Наприклад:

CO2 + H2O = H2CO3

SO3 + H2O = H2SO4

B2O3 + H2O = 2HBO2

N2O5 + H2O = 2HNO3

Cl2O7 + H2O = 2HClO4

Одному і тому ж кислотному оксидові часто відповідає не одна, а більше кислот. Наприклад:

P2O5 + H2O = 2HPO3

P2O5 + 2H2O = H4P2O7

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

3.5.3 Структурні формули кислот

Для написання структурних формул більшості безкисневих кислот потрібно сполучити рисками відповідну кількість символів атому Гідрогену з символом атому кислоутворюючого елемента.

Наприклад:  HCl  Н–Cl

H2Se  H–Se–H

У кисневмісних кислотах Гідроген-катіони, здатні заміщуватись на катіони металу, зв’язані з кислотоутворюючим елементом не безпосередньо, а через атоми Оксигену. Це необхідно враховувати при написанні їх структурних формул. Для написання структурної формули кисневмісної кислоти необхідно визначити ступінь окиснення кислотоутворюючого елемента, приєднати до нього всі атоми Гідрогену через атоми Оксигену, а решта атомів Оксигену приписати через подвійні зв’язки. Наприклад:

H2S+6O4     H3P+5O4

  

Якщо до складу кислоти входить два атома кислотоутворюючого елемента (а в деяких кислотах і більша їх кількість), то їх необхідно сполучити через атом Оксигену, далі до кожного з них приєднати атоми Гідрогену через атоми Оксигену і приписати решта атомів Оксигену через подвійні зв’язки. Наприклад:

H4P+52O7   

3.5.4 Основність кислот

За кількістю атомів Гідрогену, що здатні заміщуватись на катіони металу, кислоти (як кисневмісні, так і безкисневі) поділяються на:

  1.  одноосновні (наприклад, HNО3, НСl),
  2.  двоосновні (наприклад, H2SO4, H2S),
  3.  триосновні (наприклад, H3PO4),

та в рідкісних випадках більш багатоосновні.

У деяких кислотах не всі атоми Гідрогену здатні заміщуватись на катіони металу. Це стосується всіх органічних кислот. Наприклад, оцтова кислота СН3СООН є одноосновною:

В органічних кислотах основність визначається не загальною кількістю атомів Гідрогену (в оцтовій кислоті їх чотири), а числом кислотних функціональних груп – карбоксильних груп (в оцтовій кислоті – одна).

У переважній більшості неорганічних кислот усі катіони Гідрогену здатні замішуватись на катіони металу. Як приклад неорганічної кислоти, для якої основність не збігається з загальним числом атомів Гідрогену в молекулі, можна привести одноосновну гіпофосфітну кислоту H3PO2:

Лише атом Гідрогену, зв’язаний з атомом Оксигену, здатний замішуватися на катіон металу.

3.5.5 Назви кисневмісних кислот

1 Якщо кислотоутворюючий елемент проявляє в кислотах тільки один ступінь окиснення, то у назвах кисневмісних кислот до кореня латинської назви відповідного елемента додають суфікс „ат“.

Наприклад: C+4, H2СO3 – карбонатна кислота.

2 Якщо елемент здатний прявляти два ступені окиснення, то у вищому ступені окиснення в назві кислоти застосовується суфікс „ат“, а у нижчому – „ит“ або „іт“.

Наприклад:  N+3, HNO2 – нітритна кислота,

N+5, HNO3 – нітратна кислота,

S+4, H2SO3 – сульфітна кислота,

 S+6, H2SO4 – сульфатна кислота;

3 Якщо елемент здатний проявляти більшу кількість ступенів окиснення, то до кореня латинської назви елемента додають:

  1.  при найнижчому ступені окиснення – префікс „гіпо“ та суфікс „ит“ або „іт“,
  2.  при дещо вищому ступені окиснення – суфікс „ит“ або „іт“,
  3.  при ще вищому ступені окиснення – суфікс „ат,
  4.  при найвищому ступені окиснення – префікс „пер“ та суфікс „ат“.

Наприклад: Cl+1, HClO – гіпохлоритна кислота,

Cl+3, HClO2 – хлоритна кислота,

Cl+5, HClO3 – хлоратна кислота,

Cl+7, HClO4 – перхлоратна кислота.

4 Якщо до складу кислоти входять два або більше атомів кислотоутворюючого елемента, то для позначення їх кількості в назві кислоти застосовують префікс – відповідний грецький числівник.

Наприклад: H2Cr2O7 – дихроматна кислота,

H4P2O7 – дифосфатна кислота,

H2B4O7 – тетраборатна кислота.

Загальна назва таких кислот – ізополікислоти (від грецьких слів „ізос“ – однаковий та „полі“ – багато, тобто в кислоті є багато атомів кислотоутворюючого елемента).

Для H2SO4, HNO3, НСl та деяких інших кислот поширені також давні назви – сірчана, азотна, соляна кислоти.

Назви кислотних оксидів часто утворюють від назв відповідних кислот і складають із двох слів: перше слово – назва аніону кислоти з суфіксом „н“, друге слово – ангідрид. Наприклад :

SO3 – сульфатний ангідрид,

P2O5 – фосфатний ангідрид,

Cl2O – гіпохлоритний ангідрид.

Слово „ангідрид“ походить від грецького „ангідріс“, що означає безводний: утворення кислотного оксиду можна уявити як процес відбирання води від відповідної кислоти.

Наприклад:

SO3 = H2SO4 – H2O

P2O5 = 2H3PO4 – 3H2O

Cl2O = 2HClO – H2O

3.5.6 Мета- та ортокислоти

Для двох кислот того ж ангідриду, які відрізняються вмістом води, назви утворюють так: до назви аніону кислоти з меншим вмістом води додається префікс „мета“, з більшим вмістом води – префікс „орто“.

Наприклад:

HPO3 – метафосфатна кислота,

H3PO4 –  ортофосфатна кислота,

HBO2 – метаборатна кислота,

H3BO3 – ортоборатна кислота.

Cтупінь окиснення кислотоутворюючого елемента в мета- та ортокислотах однаковий (вони походять від одного ангідриду).

Для того, щоб вивести формулу метакислоти з формули ортокслоти в більшості випадків потрібно від останньої відняти молекулу води

H3PO4 – H2O = HPO3

І, навпаки, щоб вивести формулу ортокиcлоти з формули метакислоти до останньої необхідно додати молекулу води

HBO2 + H2O = H3BO3

Метакислота завжди одноосновна для елементів у непарному ступені окиснення (наприклад, , ) та двоосновна для елементів у парному ступені окиснення (наприклад, , ). Основність ортокислоти звичайно більша за основність метакислоти на дві одиниці, наприклад:

HBO2  H3BO3

HPO3  H3PO4

H2SiO3  H4SiO4

3.5.7 Властивості кислот

Деякі кислоти за звичайних умов є рідинами (наприклад, H2SO4, HNO3), інші – твердими речовинами (наприклад, H3BO3, H2SiO3, H3PO4). Багато кислот, наприклад, Н23, H23, НМnО4 існують тільки у водних розчинах і у вільному стані їх одержати не вдається.

Водні розчини кислот кислі на смак, змінюють колір деяких індикаторів (наприклад, лакмус у кислому розчині приймає червоне забарвлення, метилоранж – червоне).

За ступенем дисоціації кислоти можна умовно поділити на сильні (наприклад, HClO4, HCl, HNO3, H2SO4, H2SeO4), середньої сили (наприклад, H3PO4, HF) та слабкі (наприклад, H2CO3, HClO, H2S). Кислоти дисоціюють на Гідроген-йони та кислотний залишок, наприклад:

HCl → H+ + Cl

HNO3 → H+ + NO3

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчато, наприклад:

H2SO4 ↔ H+ + HSO4

HSO4  ↔ H+ + SO4 2–

Дисоціація легше відбувається за першим ступенем.

Найбільш загальною хімічною властивістю кислот є їх здатність взаємодіяти з речовинами основного характеру (основними оксидами, основами) та амфотерного характеру,  з утворенням солей.

Наприклад:

H2SO4 + FeO = FeSO4 + H2O

H2SO3 + 2KOH = K2SO3 + 2H2O

2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O

3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O

Кислоти не здатні вступати в реакції солеутворення з речовинами кислотної природи (кислотами і кислотними оксидами).

3.5.8 Одержання кислот

Найбільш загальними методами одержання кислот є:

1 Безпосередня взаємодія ангідриду з водою:

SO3 + H2O = H2SO4

N2O5 + H2O = 2HNO3

2 Витіснення більш леткої кислоти з солі менш леткою:

2NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3

3 Витіснення більш слабшої кислоти сильнішою кислотою з розчину її солі:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4

4 Реакції подвійного обміну в розчині солі з кислотою, якщо один з продуктів реакції (кислота або сіль) випадає в осад:

AgNO3 + HCl = AgCl ↓+ HNO3

K2SiO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2SiO3

5 Окиснення деяких неметалів кислотами – сильними окисниками:

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

6 Перетворення однієї кислоти в іншу (звичайно при нагріванні):

H3BO3  HBO2 + H2O

2H3PO4  H4P2O7 + H2O

3.6 Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксидице гідроксиди, утворені амфотерними оксидами, наприклад, Zп(ОН)2, Рb(ОН)2, Al(ОН)3, Сr(ОН)3

Як і амфотерні оксиди, амфотерні гідроксиди мають двоїсту природу, тобто здатні в хімічних реакціях виступати як основи (з речовинами кислотного характеру), або як кислоти (з речовинами основного характеру).

З порівняння структурних формул основ, кислот та амфотерних гідроксидів видно, що в молекулах усіх цих речовин є групи –ОН. Наприклад:

Різниця у властивостях обумовлена різною міцністю зв’язку між атомами Гідрогену та Оксигену в rpyпі –ОН та атомом Оксигену цієї групи з атомами елементу, який утворив гідрат оксиду. В основах більш міцний зв’язок між Гідрогеном і Оксигеном і тому при їх дисоціації, а також в реакціях солеутворення, відщеплюється гідроксил-йон ОН. Наприклад:

NаOH → Nа+ + OН

В кислотах міцніший зв’язок між атомом Оксигену та атомом кислотоутворюючого елемента і тому при їх дисоціації, а також в реакціях солеутворення, відщеплюється гідроген – йон Н+. Наприклад:

HNO3 → H+ + NO3

В молекулах амфотерних гідроксидів міцність цих зв’язків приблизно однакова, тому вони здатні дисоціювати як за основним, так і за кислотним типом, залежно від природи речовини, з якою вони взаємодіють. Наприклад:

Zn(OH)2 ↔ Zn2+ + 2OH

H2ZnO2 ↔ 2H+ + ZnO2 2–

Дисоціація амфотерних гідроксидів у водних розчинах практично не відбувається, тому що вони нерозчинні у воді. Такий розрив зв’язків має місце в реакціях солеутворення.

3.6.1 Одержання, хімічні формули та номенклатура амфотерних гідроксидів

Амфотерні гідроксиди можна одержувати дією лугів на розчини солей відповідних елементів. Наприклад:

Pb(NO3)2 + 2NaOH = Pb(OH)2↓ + 2NaNO3

AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KCl

Так як амфотерні гідроксиди здатні взаємодіяти з лугами, при їх одержанні не слід застосовувати надлишок лугу.

Хімічні формули амфотерних гідроксидів та їх структурні формули записують так, як і формули основ, і відповідно утворюють назви. Наприклад: 

Якщо кислотна функція амфотерного гідроксиду набагато сильніше виражена за основну, то хімічну формулу його звичайно записують так, як це прийнято для кислот і відповідно утворюють назву. Наприклад:

H3AsО3 – ортоарсенітна кислота.

3.6.2 Властивості амфотерних гідроксидів

Амфотерні гідроксиди проявляють кислотну функцію при взаємодії з речовинами основної природи (основами та основними оксидами).

При нагріванні амфотерних гідроксидів з кристалічними основами або основними оксидами утворюються солі відповідних кислот.

Наприклад:

Zn(OH)2 + CaO = CaZnO2 + H2O

Zn(OH)2 + 2KOH = K2ZnO2 + 2H2O

2Al(OH)3 + MgO = Mg(AlO2)2 + 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Для того, щоб навчитись писати рівняння реакцій амфотерних гідроксидів з речовинами основного характеру, слід записувати хімічні формули амфотерних гідроксидів так, як це прийнято для кислот. Наприклад:

Zn(OH)2 = H2ZnO2 – цинкатна кислота,

Al(OH)3 = H3AlO3 – ортоалюмінатна кислота,

H3AlO3 – H2O = HAlO2 – метаалюмінатна кислота.

При взаємодії амфотерного гідроксиду елемента зі ступенем окиснення +2 з речовинами основного характеру утворюється сіль відповідної кислоти. Наприклад:

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O;

Pb(OH)2 + CaO = CaPbO2 + H2O;

Sn(OH)2 + MgО = MgSnO2 + H2O;

Cu(OH)2 + K2O = K2CuO2 + H2O;

Ge(OH)2 + Ba(OH)2 = BaGeO2 + 2H2O

При взаємодії амфотерного гідроксиду елемента зі ступенем окиснення +3 або +4 з речовинами основної природи звичайно утворюються солі відповідних метакислот.

Наприклад:

Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O,

2Sb(OH)3 + CaO = Ca(SbO2)2 + 3H2O

2Fe(OH)3 + Na2O = 2NaFeO2 + 3H2O,

Sn(OH)4 + 2NaOH = Na2SnO3 +3H2O

При нагріванні амфотерного гідроксиду або оксиду елемента зі ступенем окиснення +3 з надлишком основи або основного оксиду, можуть утворюватись солі відповідних ортокислот.

Наприклад:

3MgO + Al2O3 = Mg3(AlO3)2

При взаємодії амфотерних гідроксидів та оксидів з речовинами кислотної природи (кислотами та кислотними оксидами) утворюються солі, при цьому амфотерні сполуки проявляють основні властивості. Наприклад:

Zn(OH)2 + Н2СО3 = ZnCО3 + 2Н2О,

2Al(OH)3 + 3SO3 = Al2(SО3)3 + 3Н2О,

Cr2O3 + 6НСl = 2CrCl3 + 3Н2О,

BeO + N2O5 = Be(NO3)2

При нагріванні двох амфотерних сполук (оксидів або гідроксидів) вони також взаємодіють з утворенням солі тієї кислоти, яка відповідає амфотерній сполуці з більш яскраво вираженою кислотною функцією.

Наприклад:

ZnO + 2Al(OH)3 = Zn(AlO2)2 + 3H2O

Контрольні питання

1 Визначте ступінь окиснення елементів у сполуках: K2Cr2O7, H2B4O7, Fe2(SO4)3, HNO3, Mg(HS)2, [Cr(OH)2]2SO4.

2 За періодичною системою вкажіть, оксиди яких елементів є кислотними, яких – основними, яких – амфотерними.

3 Назвіть несолетворні оксиди.

4 Вкажіть, за яких умов проходять реакції кислотно-основної взаємодії?

5 Закінчіть рівняння реакцій, які відбуваються. Назвіть одержані сполуки.

KOH + Cr2O3 →   N2O + CoO 

Na2O + H2SO4 →   Fe(OH)3 + CaO 

6 Дайте визначення „кислоти“. Способи їх одержання.

7 Дайте визначення „основи“. Їх хімічні властивості.

8 Як взаємодіють амфотерні гідроксиди з речовинами кислотного та основного характеру. Навести приклади.

9 Назвіть кислоти: H2Se, HBr, H2CO3,  H2B4O7, H2SO3, H2SO4, HClO, HClO2, HClO3, HClO4, HMnO4.

10 Назвіть солі: K2Cr2O7, K2MnO4, [Al(OH)2]2SO4, (AlOH)SO4, (CoOH)Cl, Fe(HSO4)2, Fe(HSO4)3.

ЛЕКЦІЯ 4
ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК.
СОЛІ. КИСЛОТНО-ОСНОВНІ ВЗАЄМОДІЇ

Програмні питання:

4.1 Солі

4.1.1 Середні солі

4.1.2 Структурні формули середніх солей

4.1.3 Номенклатура середніх солей

4.1.4 Властивості середніх солей

4.1.5 Одержання середніх солей

4.1.6 Кислі солі

4.1.7 Структурні формули кислих солей

4.1.8 Номенклатура кислих солей

4.1.9 Властивості кислих солей

4.1.10 Одержання кислих солей

4.1.11 Основні солі

4.1.12 Структурні формули основних солей

4.1.13 Номенклатура основних солей

4.1.14 Властивості основних солей

4.1.15 Одержання основних солей

4.2 Кислотно-основні взаємодії

Контрольні питання

4.1 Солі

Солями називаються речовини, до складу яких входять катіони металу або деякі складні катіони (наприклад, NH4+) та аніони кислот. До складу солей, крім катіонів металу, можуть входити ще Гідроген-йони, або, крім аніонів кислоти,  – гідроксид-йони. Згідно з цим усі солі можна розділити на такі три групи: середні, кислі та основні.

4.1.1 Середні солі

Середні солі можна розглядати як продукти повного заміщення Гідроген-катіонів в кислоті на катіони металу або як продукти повного заміщення гідроксид-йонів в основі на кислотні залишки.

Наприклад, сіль Сu4 можна розглядати як продукт заміщення двох Гідроген-йонів у сульфатній кислоті H24 на один Сu2+, або як продукт заміщення двох гідроксид-йонів ОН в купрум (ІІ) гідроксиді Сu(ОН)2 на один сульфат-йон SO42–.

Для написання хімічних формул середніх солей потрібно катіони та аніони сполучати в молекулу згідно з їх валентностями, врахувавши, що молекули солей, як і інших сполук, електронейтральні. На першому місці в формулі молекули солі записують катіон, на другому – аніон.

Наприклад:

катіон

аніон

сіль

Na+

NO3

NaNO3

Ca2+

NO3

Ca(NO3)2

Fe3+

NO3

Fe(NO3)3

Na+

SO42–

Na2SO4

Ca2+

SO42–

CaSO4

Fe3+

SO42–

Fe2(SO4)3

Na+

PO43–

Na3PO4

Ca2+

PO43–

Ca3(PO4)2

Fe3+

PO43–

FePO4

4.1.2 Структурні формули середніх солей

При написанні структурних формул середніх солей слід враховувати, що катіон металу заміщує Гідроген-йон в кислоті. Зручно користуватись такою послідовністю: структурна формула кислоти → структурна формула кислотного залишку (його слід записати стільки разів, скільки він входить до складу молекули солі) → структурна формула солі. Наприклад:

Na2CO3  Ca3(PO4)2 Al2(SO4)3

    

4.1.3 Номенклатура середніх солей

Назви середніх солей утворюють із двох слів в називному відмінку, з яких перше – назва катіону, а друге – назва аніону.

Наприклад:

Na2S – натрій сульфід,

Na2SO3 – натрій сульфіт,

Na2SO4 – натрій сульфат,

Al(NO3)3 – алюміній нітрат,

Ca3(РО4)2 – кальцій ортофосфат,

Са(РО3)2 – кальцій метафосфат,

KCl – калій хлорид,

KClO3 – калій хлорат,

KClO4 – калій перхлорат,

FeSO4 – ферум(ІІ) сульфат,

Fe2(SO4)3 – ферум(III) сульфат.

Для деяких солей вживають ще іноді тривіальні назви, наприклад: КСlO3 – бертолетова сіль, NaNO3 – натрієва селітра тощо.

4.1.4 Властивості середніх солей

Солі за звичайних умов – це тверді речовини, для яких характерна йонна кристалічна гратка. Розчинність солей у воді різноманітна: від дуже добре розчинних (КNO3, Na2CO3) до практично нерозчинних (AgCl, BaSO4). Багато cолей здатні кристалізуватись з певною кількістю молекул води, утворюючи кристалогідрати. Наприклад:

Сu4∙5Н2O – купрум (ІІ) сульфат пентагідрат,

Na2SO4∙10H2O – натрій сульфат декагідрат.

В назвах кристалогідратів після назви солі, в якій обидва слова ставляться в називному відмінку, записують третє слово, складене з грецького числівника, який вказує кількість молекул води, та слова „гідрат“.

Деякі солі здатні сумісно кристалізуватись з водних розчинів, утворюючи подвійні солі, наприклад:

KCl∙MgCl2∙6H2O – калій-магній хлорид гексагідрат.

Для деяких кристалогідратів вживають іноді тривіальні назви. Так, наприклад, кристалогідрати загальної формули Ме2+SO4·7H2O, де Ме2+ = Zn2+, Fe2+, Ni2+ та інші називають купоросами (виняток: мідний купорос – Сu4∙5Н2O). Кристалогідрати загальної формули

Ме+Ме3+(SO4)2·12H2O (або  Ме2+SO4·Ме23+(SO4)3·24H2O)  

де Ме+ = К+, Na+, NН4+ та Ме3+ = Fe3+, Al3+, Cr3+ та інші називають галунами.

Наприклад:

KCr(SO4)2∙12H2O – калій-хром (ІІІ) сульфат додекагідрат або калій-хромовий галун.

Переважна більшість солей є сильними електролітами, тобто практично повністю дисоціюють на йони у водному розчині. Наприклад:

K2SO4 → 2K+ + SO42–,

Na2S → 2Na+ + S2–

4.1.5 Одержання середніх солей

Найбільш загальними методами одержання середніх солей є:

1) Взаємодія речовин основного характеру (основні оксиди, основи, амфотерні оксиди, амфотерні гідроксиди) з речовинами кислотного характеру (кислотні оксиди, кислоти, амфотерні оксиди, амфотерні гідроксиди). Наприклад:

3MgO + P2O5 = Mg3(PO4)2

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

CaO + ZnO = CaZnO2

Na2O + 2Al(OH)3 = 2NaAlO2 + 3H2O

Sr(OH)2 + SO3 = SrSO4 + H2O

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

Ba(OH)2 + PbO = BaPbO2 + H2O

KOH + Al(OH)3 = K[Al(OH)4]

Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3

BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 +H2O

PbO + As2O3 = Pb(AsO2)2

ZnO + 2Fe(OH)3 = Zn(FeO2)2 + 3H2O

Be(OH)2 + CO2 = BeCO3 + H2O

Pb(OH)2 + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O

Cu(OH)2 + Sn(OH)2 = CuSnO2 + 2H2O

2) Взаємодія солей з кислотами та лугами

Na2SiO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

NiSO4 + 2KOH = K2SO4 + Ni(OH)2

3) Реакції обміну в розчині між солями

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl

Pb(NO3)2 + K2CrO4 = PbCrO4↓ + 2KNO3

При одержанні солей цим та попереднім методами один з продуктів реакції повинен бути нерозчинним або газоподібним.

4) Взаємодія солей з кислотними оксидами

Mg3(PO4)2 + 3B2O3 = 3Mg(BO2)2 + P2O5

K2CO3 + SiO2 = K2SiO3 + CO2

Реакція відбувається звичайно при нагріванні кристалічних речовин при високій температурі. Той ангідрид, який витісняється, повинен бути більш летким.

5) Взаємодія металів з кислотами

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

6) Взаємодія деяких простих речовин (частіше металів, які в своїх сполуках проявляють амфотерні властивості) з лугами:

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

7) Взаємодія розчину солі з металом, більш активним за метал, що входить до складу солі (для визначення активності металів необхідно користуватись електрохімічним рядом металів):

2AgNO3 + Zn = Zn(NO3)2 + 2Ag

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

8) Взаємодія деяких активних неметалів з лугами

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

9) Взаємодія металів з неметалами (при цьому утворюються солі безкисневих кислот):

Sr + Cl2 = SrCl2

4.1.6 Кислі солі

Кислі солі можна розглядати як продукти неповного заміщення Гідроген-катіонів в багатоосновній кислоті на катіони металу.

Іншими словами, кислі солі – це речовини, до складу молекул яких входять аніони кислоти та два різновиди позитивних йонів – катіони металу та Гідроген-катіон.

Наприклад:

кислота  середня сіль   кисла сіль

H2SO4  Na2SO4  NaHSO4

H2CO3  CaCO3   Ca(HCO3)2

В молекулах одноосновних кислот (HCl, HNO3 та ін.) є тільки один атом Гідрогену здатний заміщатися на катіон металу і тому одноосновні кислоти кислих солей не утворюють.

Для полегшення написання хімічних формул кислих солей необхідно пам’ятати, що в складі кислої солі Гідроген- катіони та аніони кислоти складають єдине ціле – аніон кислої солі. Валентність аніону кислої солі визначають як алгебраїчну суму валентностей аніону кислоти та Гідроген-катіонів.

Наприклад:

H2SO4  HSO4  –2 + 1 = –1

H2CO3  HCO3 –2 + 1 = –1

H3PO4  H2PO4 –3 + 2 = –1

  HPO42– –3 + 1 = –2

Знаючи валентність аніону кислої солі та катіону металу, легко написати хімічну формулу кислої солі. Наприклад:

катіон

аніон кислої солі

кисла сіль

Ca2+

Ca2+

Fe3+

Fe3+

Fe3+

H2PO4

HPO42–

HSO4

H2PO4

HPO42–

Ca(H2PO4)2

CaHPO4

Fe(HSO4)3

Fe(H2PO4)3

Fe2(HPO4)3

4.1.7 Структурні формули кислих солей

Структурні формули кислих солей складаються таким же чином, як і структурні формули середніх солей, тобто можна скористатись такою послідовністю: структурна формула кислоти → структурна формула кислотного залишку кислої солі → структурна формула кислої солі.

Наприклад: KHSO4

Ca(H2PO4)2

Fe2(HPO4)3

Тобто слід записати структурну формулу кислотного залишку стільки разів, скільки він міститься в формулі кислої солі, і сполучити атоми металу з атомами Оксигену відповідним числом зв’язків у вигляді рисочок.

4.1.8 Номенклатура кислих солей

Назви кислих солей утворюються таким чином: назва металу + гідроген (дигідроген) (від гідрогеніум), якщо в аніоні кислої солі міститься один атом Гідрогену, та дигідро, якщо їх є два

КНСO3 – калій гідрогенкарбонат;

2НРО4 – натрій гідрогенртофосфат,

NаН2РО4 – натрій дигідрогенортофосфат;

СаНРО4 – кальцій гідрогенртофосфат,

Са(Н2РО4)2 – кальцій дигідрогенортофосфат

Fe(HSO4)3 – ферум (III) гідрогенсульфат;

Mg(HS)2 – магній гідрогенсульфід.

4.1.9 Властивості кислих солей

Кислі солі, завдяки наявності в їх молекулах Гідроген-йонів, проявляють деякі властивості кислот – здатні взаємодіяти з речовинами основного характеру з утворенням середніх солей, взаємодіяти з металами та ін. Наприклад:

Ca(HCO3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСO3 + 2H2О,

2KHSO4 + 2NaOH = K2SO4 + Na2SO4 + 2H2О

2NaHSO4 + Zn = ZnSO4 + Na2SO4 + H2

У воді кислі солі практично повністю дисоціюють на катіони металу та аніони кислотного залишку.

Na2HРО4 → 2Na+ + НРО42–

Аніони кислотного залишку певною мірою здатні дисоціювати на Гідроген-катіон та аніони кислоти:

НРО42– ↔ H+ + PO43–

4.1.10 Одержання кислих солей

Кислі солі можна одержати:

1) При дії кислоти на середню сіль:

Са3(РO4)2 + 4H3РО4 = ЗСа(Н2PO4)2

2) При неповній нейтралізації кислоти основою:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

4.1.11 Основні солі

Основні солі можна розглядати як продукти неповного заміщення гідроксид-йонів багaтокислотної основи або амфотерного гідроксиду на кислотні залишки

Іншими словами, основні солі – це речовини, до складу яких входять катіони металу та два різновиди аніонів – аніони кислотного залишку та гідроксид-йони.

Наприклад:

основа  середня сіль   основна сіль

Mg(OH)2 MgCl2   MgOHCl

Cu(OH)2  CuSO4   (CuOH)2SO4

В молекулах однокислотних основ (NaOH, TlOH та ін.) є тільки один гідроксид-йон і тому однокислотні основи основних солей не утворюють.

Для полегшення написання хімічних формул основних солей необхідно пам’ятати, що в складі основної солі гідроксид-йони та катіони металу складають єдине ціле – катіон основної солі, валентність якого визначають як алгебраїчну суму валентностей катіону металу та гідроксид-йонів.

Наприклад:

Mg(OH)2 MgOH+  +2 – 1 = +1

Cu(OH)2  CuOH+  +2 – 1 = +1

Fe(OH)3  Fe(OH)2+  +3 – 2 = +1

  FeOH2+  +3 – 1 = +2

Знаючи валентність катіону основної солі та кислотного залишку, легко написати хімічну формулу основнoї солі.

Наприклад:

катіон основної солі

кислотний залишок

основна сіль

MgOH+

Fe(OH)2+

FeOH2+

MgOH+

Fe(OH)2+

FeOH2+

Cl

Cl

Cl

SO42–

SO42–

SO42–

(MgOH)Cl

[Fe(OH)2]Cl

(FeOH)Cl2

(MgOH)2SO4

[Fe(OH)2]2SO4

(FeOH)SO4

4.1.12 Структурні формули основних солей

Структурні формули основних солей складають виходячи з структурних формул відповідних основ та кислот: зв’язують рисками залишок основи (після відщеплення відповідної кількості груп –ОН) та аніон кислоти. Наприклад:

(MgOH)NO3

 

[Fe(OH)2]2SO4

    

4.1.13 Номенклатура основних солей

Назви основних солей утворюють, до назви катіону металу дописуючи слово гідроксо (від „гідрогеніум“ – водень, та „оксигеніум“ – кисень), якщо до складу основної солі входить одна група –ОН, та дигідроксо, якщо їх є дві

(MgOH)Cl – магнійгідроксо хлорид,

AlOH(NO3)2  – алюмінійгідроксо нітрат,

Al(OH)2NO3 – алюмінійдигідроксо нітрат;

(FeOH)SО4 – ферум(ІІІ)гідроксо сульфат,

[Fe(OH)2]2SO4 – ферум(ІІІ)дигідроксо сульфат.

Основні солі називають ще гідроксосолями.

4.1.14 Властивості основних солей

Основні солі, завдяки наявності в їх молекулах гідроксид-йонів, проявляють деякі властивості основ. Наприклад, вони взаємодіють з речовинами кислотного характеру з утворенням середніх солей

(FeOH)Cl2 + HCl = FeCl3 + H2O

2(MgOH)Cl + H2SO4 = MgCl2 + MgSO4 + 2H2O

Якщо гідроксид амфотерний, то і основна сіль, яка походить від нього, проявляє амфотерні властивості

[Al(ОН)2]Сl + 2NaOH = NaAlO2 + NaCl + 2H2O

Переважна більшість основних солей, як і основи, від яких вони походять, нерозчинна у воді. Розчинена у воді частина солі дисоціює на катіон основної солі та кислотний залишок.

Наприклад:

[Al(ОН)2]Cl → [Al(ОН)2]+ + Сl

Дальша дисоціація катіону основної солі практично не відбувається.

4.1.15 Одержання основних солей

Основні солі можна одержати:

1) При дії основи на середню сіль цієї ж основи

MgCl2 + Mg(OH)2 = 2MgOHCl

2) При неповній нейтралізації основи або амфотерного гідроксиду кислотою:

Fe(OH)3 + HCl = Fe(OH)2Cl + H2O

4.2 Кислотно-основні взаємодії

У попередніх розділах при огляді властивостей оксидів, основ, кислот і амфотерних гідроксидів, ми вже розглядали рівняння реакцій взаємодії речовин основної природи з речовинами кислотної природи, тобто кислотно–основної взаємодії. Зупинимось ще раз детальніше на складанні рівнянь таких реакцій.

Нагадаємо, що речовини основного характеру (основні оксиди, основи) не здатні взаємодіяти між собою; речовини кислотного характеру (кислотні оксиди, кислоти) також між собою не взаємодіють. Речовини основної природи здатні взаємодіяти з речовинами кислотної природи і продуктом такої взаємодії завжди є солі.

Розглянемо, наприклад, взаємодію сульфатної кислоти Н24 з натрій гідроксидом NaOH:

Н24  + 2NaOH = Na24 + 2Н2О

Продуктом реакції є сіль – натрій сульфат і вода.

Аналогічно відбуваються реакції між кислотами та амфотерними гідроксидами, які у цьому випадку поводять себе як основи.

Для написання формули солі від речовини основного характеру на першому місці записуємо катіон металу, а від речовини кислотного характеру – аніон кислотного залишку і розставляємо індекси у сполуці згідно властивостей металу і кислотного залишку.

Подібно до кислот, взаємодіють з речовинами основного та амфотерного характеру кислотні оксиди.

Наприклад:

SO2 + Ga2O3

Для правильного написання формули продукту реакції слід визначити, сіль якої кислоти утворюється. Якщо вам важко відразу написати формулу солі, виведіть під формулою кислотного оксиду формулу відповідної йому кислоти. Для цього слід записати рівняння реакції взаємодії кислотного оксиду з водою

SO2 + Ga2O3

(SO2 + H2O = H2SO3)

Отже, утворюється сіль сульфатної кислоти

SO2 + Ga2O3 = Ga2(SO3)3

Розставляємо коефіцієнти в рівнянні реакції:

3SO2 + Ga2O3 = Ga2(SO3)3

При взаємодії з речовинами основного характеру амфотерні сполуки, як відомо, виявляють свою кислотну функцію – поводять себе як кислотні оксиди чи кислоти. При цьому здебільшого утворюються солі метакислот, і тільки при великому надлишкові основи – солі ортокислот.

Пригадаємо спочатку рівняння реакцій для елементів, які виявляють у амфотерних гідроксидах ступінь окиснення +2. Наприклад:

Be(OH)2 + KOH →

У цьому випадку амфотерний гідроксид Be(OH)2, взаємодіючи з основою, поводить себе як кислота. Тому запишемо його формулу у вигляді кислоти:

Be(OH)2 + KOH →

(Be(OH)2 = H2BeO2)

Далі, як звичайно, записуємо формули продуктів реакції – калій берилату та води  і підбираємо коефіцієнти:

Be(OH)2 + 2KOH ↔ K2BeO2 + 2H2O

Аналогічно при написанні рівнянь реакцій з основами амфотерних гідроксидів, в яких елементи виявляють ступінь окиснення +3, слід спочатку формулу гідроксиду записати у формі кислоти. Наприклад:

Сr(ОН)3 + KOH →

(Сr(ОН)3 = H3CrO3)

враховуючи, що звичайно утворюються солі метакислоти, слід записати її формулу

(H3CrO3 – H2O = HCrO2)

Далі, як звичайно, записуємо формули продуктів реакції – калій метахроміту та води і підбираємо коефіцієнти:

Cr(OH)3 + KOH ↔ KCrO2 + H2O

Подібно записуємо рівняння реакцій амфотерних оксидів з основами чи основними оксидами. Спочатку виводимо формулу кислоти, яка відповідає амфотерному оксидові, а потім записуємо формули продуктів реакції й підбираємо коефіцієнти.

Наприклад:

а) Al2O3 + 2KOH ↔ 2KAlO2 + Н2О,

(Al2O3 + H2O = 2HAlO2)

б) 3ZnO + Mn2O3 = Mn2(ZnO2)3

(ZnO + H2O = H2ZnO2)

Контрольні питання

  1.  Що таке мета- та ортокислоти? Наведіть приклади.
  2.  Класифікація солей. Способи їх одержання.
  3.  Закінчіть рівняння тих реакцій, які проходять:

Fe(OH)2+H2CrO4

NiO+HNO3

KOH+VO→

  1.  Випишіть формули кислих солей:

(CuOH)NO2, NaClO, BiAsO4, [Cr(OH)2]Cl, Ba(HCO3)2, KPO3, Na2HPO4, (NiOH)NO3, PbS.

  1.  Випишіть формули основних солей:

(CuOH)NO2, NaClO, BiAsO4, [Cr(OH)2]Cl, Ba(HCO3)2, KPO3, Na2HPO4, (NiOH)NO3, PbS.

  1.  Випишіть формули середніх солей:

(CuOH)NO2, NaClO, BiAsO4, [Cr(OH)2]Cl, Ba(HCO3)2, KPO3, Na2HPO4, (NiOH)NO3, PbS.

  1.  Напишіть хімічні формули солей:

амоній нітрит, берилійгідроксо хлорид, калій дигідрогенортоарсенат, ферум(ІІ) гідрогенсульфат, натрій хлорат, берилійгідроксо сульфат, натрій гідрогенортофосфат, кальцій гіпохлорит, хром(ІІІ)дигідроксо нітрат.

  1.  Чи можуть утворювати основні солі однокислотні основи? Чому?

ЛЕКЦІЯ 5
ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК.
БУДОВА МОЛЕКУЛ ТА КРИСТАЛІВ

Програмні питання:

5.1 Хімічний зв’язок за методом валентних зв’язків (МВЗ). σ- та π-зв’язки

5.2 Утворення хімічного зв’язку гібридними орбіталями

5.3 Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку

5.4 Поляризація хімічного зв’язку та молекул. Диполі

5.5 Йонний зв’язок

5.6 Водневий зв’язок

5.7 Міжмолекулярна взаємодія

5.8 Будова твердого тіла. Агрегатні стани речовини

5.9 Тверді речовини. Кристалічний та аморфний стани

5.10 Будова кристалів. Кристалічні гратки

5.1 Хімічний зв’язок за методом валентних зв’язків (МВЗ)

Проблема хімічного зв’язку є центральною в хімії, адже у природі та на практиці людина має справу не з окремими атомами, а з речовинами. Навіть зовсім прості речовини, як правило, складаються не менш як з двох атомів, хімічно зв’язаних між собою. Наприклад, прості речовини – газоподібні водень, кисень, азот та інші складаються із двоатомних молекул Н2, О2, N2. Якщо ж взяти просту тверду речовину, то вона складається з великої кількості атомів, хімічно зв’язаних між собою. Наприклад, залізо масою 56 г містить 6,02·1023 атомів, які утворюють кристалічну гратку.

Історія розвитку проблеми хімічного зв’язку фактично є історією розвитку теоретичної хімії. Існували різні методи пояснення утворення хімічного зв’язку – механічні, електростатичні, але наукова основа розвитку цієї проблеми починається з першої половини ХХ століття поряд з науковим обґрунтуванням періодичного закону.

Вперше квантово-хімічний розрахунок утворення хімічного зв’язку проведений в 1927 р. В. Гейтлером та Ф. Лондоном для молекули водню з метою дослідження її будови. На рис. 5.1 показана залежність енергії двоатомної системи (Н + Н) від відстані між ними.

В результаті наукових досліджень одержано рівняння, що дозволяє знайти залежність потенціальної енергії Е системи з двох атомів Гідрогену від віддалі r між ядрами цих атомів. При цьому виявилося, що результати розрахунку залежать від того, однакові чи протилежно направлені спіни взаємодіючих електронів. При однаково направлених спінах (рис. 5.1, крива а) зближення атомів приводить до зростання енергії системи. В цьому випадку для зближення атомів необхідна затрата енергії, так що цей процес є енергетично невигідним і хімічний зв’язок між атомами не утворюється. При протилежно направлених спінах (рис. 5.1, крива б) зближення атомів до деякої віддалі r0 супроводжується зменшенням енергії системи. При r = r0 система володіє найменшим запасом енергії, тобто знаходиться в найбільш стійкому стані; при подальшому зближенні атомів потенціальна енергія знову зростає. Це ж і означає, що у випадку протилежно направлених спінів електронів утворюється молекула Н2  стійка система з двох атомів водню, що знаходяться на певній віддалі один від одного.

r

r0

a

E

E0

б

0,074 нм

Рисунок 5.1 – Енергія системи, що складається з двох атомів Гідрогену:

а – при однаково направлених спінах електронів;

б – при протилежно направлених спінах;

Е0 – енергія системи з двох атомів, що не взаємодіють між собою;

r0 – між’ядерна віддаль в молекулі водню.

Мінімум енергії системи спостерігається на відстані 0,074 нм, тобто перекриття орбіталей відбувається на 0,016 нм, враховуючи, що радіус атома Гідрогену дорівнює 0,053 нм. Внаслідок такого взаємопроникнення густина негативного електричного заряду в між’ядерній віддалі збільшується. Позитивно заряджені ядра атомів притягуються до області перекривання електронних хмар, в результаті чого утворюється стійка молекула (рис. 5.2). Таким чином, хімічний зв’язок здійснюється шляхом утворення пари електронів з протилежно направленими спінами, які належать обом атомам в однаковій мірі. Такий тип зв’язку називається ковалентним неполярним і є σ-зв’язком.

0,074 нм

r = 0,053 нм

Рисунок 5.2 – Схема перекривання атомних орбіталей в молекулі водню

З позицій МВЗ розглянемо утворення молекули флуору F2. Умовно утворення хімічного зв’язку в молекулі флуору пояснюється зближенням двох атомів Флуору:

F +F → F2

Електронна формула зовнішнього енергетичного рівня атома Флуору записується таким чином:

9F ...2s22px12py22pz2

В молекулі F2 хімічний зв’язок утворюється за рахунок х-орбіталей, що перекриваються, і містять по одному неспареному електрону, причому спіни їх протилежно напрямлені (рис. 5.3).

pz

pz

px

py

py

σ

Рисунок 5.3 – Схема перекривання атомних орбіталей в молекулі флуору

Даний тип зв’язку, утворений при перекриванні орбіталей рхх, які в однаковій мірі належать обидвом атомам, також є ковалентним неполярним зв’язком і є σ-зв’язком. Енергія зв’язку становить 0,151 кДж/моль, між’ядерна  віддаль r рівна  0,142 нм.

Розглянемо схему утворення хімічних зв’язків у молекулі кисню O2.

Умовно утворення хімічного зв’язку в молекулі кисню пояснюється зближенням двох атомів Оксигену:

O + O → O2

Електронна будова атома Оксигену має вигляд

8O ...2s22px22py12pz1 

2s2

2pх22py12pz1

Виходячи із формули, при зближенні атомів Оксигену утворюється один σ-зв’язок внаслідок перекриття рххорбіталей.  Шляхом перекривання  рzz орбіталей, напрямлених перпендикулярно осі зв’язку, утворюються дві області перекривання, розташовані по обидві сторони від цього зв’язку (рис. 5.4).

pz

pz

px

py

py

Рисунок 5.4 – Схема утворення π-зв’язку

Такий ковалентний зв’язок, утворений в площині, перпендикулярній до площини зближення атомів і має дві області перекривання,  називається π-зв’язком. Схема утворення зв’язків в молекулі кисню представлена на рис. 5.5.

pz

pz

px

py

py

σ

π

π

Рисунок 5.5 – Схема перекривання атомних орбіталей в молекулі кисню

В молекулі кисню утворюються дві спільні електронні пари з протилежно напрямленими спінами, внаслідок цього вона не повинна бути магнітною. Експериментально ж доведено, що молекула кисню має парамагнітні властивості, які можна пояснити тільки згідно методу молекулярних орбіталей. Енергія зв’язку становить 494 кДж/моль, між’ядерна віддаль – r = 0,121 нм.

З позиції МВЗ розглянемо утворення молекули азоту N2:

N + N → N2.

Розподіл електронів  атома Нітрогену записується як:

7N ...2s22px12py12pz1

2s2

2pх12py12pz1

Ha кожній із р-oрбіталей знаходиться по одному електрону, тобто вони є валентними і при зближенні двох атомів Нітрогену утворюється один σ-зв’язок внаслідок перекривання атомних орбіталей рхх та два π-зв’язки внаслідок перекривання атомних орбіталей руу та рzz
(рис. 5.6.). Енергія зв’язку рівна 941 кДж/моль, віддаль між двома атомами азоту – 0,11 нм.

pz

pz

π

px

py

py

σ

π

π

π

Рисунок 5.6 – Схема утворення хімічних зв’язків в молекулі азоту (N2)

В методі валентних зв’язків одним із найголовніших питань є питання валентності. Остання, відповідно до цього методу, визначається кількістю атомних орбіталей, які приймають участь в утворенні хімічного зв’язку. В розглянутих нами випадках валентність флуору дорівнює одиниці, кисню – двом, азоту – трьом. Ступінь окиснення, тобто умовна величина, що характеризує здатність атомів відштовхувати чи притягувати електрони, для даних елементів рівна нулю:

З позиції МВЗ розглянемо утворення молекули флуороводню HF:

H +F → HF

Розподіл електронів  атомів Гідрогену і Флуору зазначено вище. В даному випадку хімічний зв’язок утворюється при перекриванні рх-орбіталі атома Флуору і
s-орбіталі атома Гідрогену.

pz

pz

px

py

py

σ

Рисунок 5.7 – Схема перекривання атомних орбіталей в молекулі HF

Він також є ковалентним зв’язком, але, внаслідок різного значення електронегативностей атомів, що утворюють молекулу, спільна електронна пара зміщена до атома Флуору як до атома з більшим значенням електронегативності: H→F.

Такий тип зв’язку є ковалентним полярним.

5.2 Утворення хімічного зв’язку гібридними орбіталями. Валентні електрони. Збудження атомів. Гібридизація орбіталей

Розглянемо валентність із позицій методу валентних зв’язків атомів елементів другого періоду.

Електронна формула літію – 3Li 1s22s1,

Схема будови атома:

1s2

2s1

Валентність літію – одиниця, на s-орбіталі знаходиться один неспарений електрон.

Електронна формула берилію – 4Be 1s22s2,

Схема будови атома:

1s2

2s2

2pх02py02pz0

В даному стані, який називається незбудженим, валентність берилію рівна нулю, тобто немає неспарених електронів, здатних утворювати хімічні зв’язки. У сполуках берилій двовалентний внаслідок можливості розпаровування s-електронів зовнішнього енергетичного рівня і розміщення їх на р-орбіталі.

1s2

2s1

2pх12py02pz0

Розпаровування відбувається за рахунок енергії, яка виділяється при хімічній взаємодії берилію, атом останнього переходить в так званий „збуджений стан“. Отже, збудження атомів – це розпаровування електронів в межах одного енергетичного рівня. Встановлено, що хімічні зв’язки, які утворюються за рахунок цих двох електронів на відповідних орбіталях – рівноцінні. Це означає, що відбувається вирівнювання хвильових функцій 2s- і -орбіталей. Замість індивідуальних s- та р-орбіталей виникають дві однакові орбіталі – гібридні орбіталі, які в просторі мають форму несиметричних вісімок і розташовуються під кутом 180°одна відносно одної.

Схематично процес sp-гібридизації показаний на рис. 5.8.

x

z

y

x

px-орбіталь

z

y

дві sp-гібридні орбіталі

x

180о

+

s-орбіталь

Рисунок 5.8 – sp-гібридизація валентних орбіталей

Цікаво, що гібридні орбіталі відрізняються від вихідних як за формою, так і за запасом енергії. Будова сполук берилію підтверджує таку модель. Наприклад, МВЗ із застосуванням гібридних орбіталей добре пояснює будову молекули BeCl2 (рис. 5.9), де хімічний зв’язок утворюється за рахунок двох
-гібридних орбіталей атома берилію та х-орбіталей атомів хлору.

Cl

Be

Cl

Рисунок 5.9 – Схема утворення зв’язків у молекулі BeCl2

Розглянемо утворення зв’язків у молекулі BCl3.

Електронна формула бору – 5B 1s22s22p1, схема будови атома:

1s2

2s2

2pх12py02pz0

Валентність атома Бору в незбудженому стані рівна одиниці (за кількістю неспарених електронів). Внаслідок розпаровування електронів схема будови атома Бору у збудженому стані записується так:

1s2

2s1

2pх12py12pz0

В результаті атом Бору стає тривалентним. Відомо, що валентні орбіталі є рівноцінними внаслідок процесу sp2-гібридизації, які умовно зображають у вигляді несиметричних вісімок, розміщених в просторі під кутом 120° (рис. 5.10).

z

y

x

z

y

x

+

z

y

x

+

120о

z

x

y

Рисунок 5.10 – sp2-гібридизація валентних орбіталей

На рисунку 5.11 показано схему утворення зв’язків у молекулі BСl3.

Рисунок 5.11 – Схема утворення зв’язків у молекулі BCl3

Хімічні зв’язки утворюються внаслідок перекривання sp2-гібридних орбіталей атома бору та 2px-орбіталей атомів хлору. Будова молекули підтверджена експериментально.

Розглянемо схему утворення зв’язків у молекулі метану CH4.

Скорочена електронна формула атома Карбону:

 6C ...2s22p2,  схема будови атому:

2s2

2pх12py12pz0

Валентність Карбону в такому стані рівна двом, але при збудженні атома відбувається розпаровування електронів згідно схеми:

2s1

2pх12py12pz1

і валентність його  рівна чотирьом. На практиці встановлено, що всі чотири орбіталі є рівноцінними внаслідок їх гібридизації і утворення чотирьох нових  sp3-гібридних орбіталей (рис. 5.12).

z

z

x

z

y

x

y

x

y

+

109о28'

z

y

x

+

+

Рисунок 5.12 – sp3-гібридизація валентних орбіталей

В просторі вони розташовані в тетраедричній координації.

109о28'

C

H

H

H

H

Рисунок 5.13 – Схема утворення зв’язків у молекулі CH4

Хімічні зв’язки в CH4 утворюються внаслідок перекривання sp3-гібридних орбіталей Карбону та s-орбіталей атомів Гідрогену (рис.5.13).

Розглянемо схему утворення зв’язків у молекулі амоніаку NH3.

Електронна формула атома Нітрогену 7N ...2s22p3,  схема будови атома:

2s2

2pх12py12pz1

При утворенні сполук у атомі Нітрогену також можлива гібридизація орбіталей, але в цьому випадку на чотирьох
3-гібридних орбіталях буде розташовано п’ять електронів, тобто на одній з орбіталей буде знаходитись два електрони, і вона не є валентною. Схема утворення зв’язків у молекулі NH3 показана на рис. 5.14.

H

N

H

H

Рисунок 5.14 – Схема утворення зв’язків у молекулі амоніаку NH3

Розглянемо схему утворення молекули води H2O .

Електронна формула Оксигену 8О ...2s22p4, схема будови атома:

2s2

2pх12py12pz2

В атомі Оксигену також відбувається sp3-гібридизація, і тоді на чотирьох sp3-гібридних орбіталях розташовуються шість електронів, тобто дві орбіталі будуть валентними, а дві – невалентними (незв’язуючими) (рис. 5.15).

О

H

H

Рисунок 5.15 – Схема утворення зв’язків у молекулі H2O

Розглянута будова молекул CH4, NH3, H2O також підтверджується експериментально. Для молекули CH4 кут 109°28' відповідає куту ідеального тетраедра. Але в молекулах амоніаку та води відбувається зменшення валентного кута відповідно до 107° та 105°. Це пояснюється тим, що молекула CH4 є симетричною, а в молекулі NH3 є одна незв’язуюча орбіталь, на якій міститься два електрони, в молекулі води таких орбіталей – дві. Наявність орбіталей , на яких містяться спарені електрони, що дещо відштовхуються,  призводить до зменшення валентного кута. 

5.3 Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку

Утворення хімічного зв’язку можливе також внаслідок перекривання орбіталі одного з атомів, що має пару електронів з вільною (вакантною) орбіталлю іншого атома. Такий механізм виникнення ковалентного зв’язку називається донорно-акцепторним. Атом з неподіленою електронною парою є донором, атом, який надає вільну орбіталь – акцептором. 

Класичним прикладом донорно-акцепторного механізму утворення ковалентного зв’язку є взаємодія амоніаку з протоном водню H+. Атом Нітрогену є донором електронів, оскільки в молекулі амоніаку він має невалентну орбіталь з двома електронами (рис.5.16). Протон водню H+, маючи вільну s-орбіталь, є акцептором.

Рисунок 5.16 – Схема утворення NH4+

В катіоні амонію NH4+ Нітроген чотиривалентний, ступінь окиснення Нітрогену рівний –3. Йон амонію – симетричний, один позитивний заряд рівномірно розподіляється на всі чотири атоми водню.

Утворення йону гідроксонію Н3О+ також здійснюється за донорно-акцепторним механізмом.

Рисунок 5.17 – Схема утворення Н3О+

Зв’язок, утворений за донорно-акцепторним механізмом, не відрізняється за властивостями від ковалентного зв’язку, що утворюється за рахунок утворення спільних електронних пар взаємодіючих атомів.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв’язку має особливо велике значення при утворенні так званих координаційних сполук, в яких акцепторами найчастіше є йони металів (Zn2+, Ag+, Au+, Cu2+, Hg2+, Co2+, Fe2+, Fe3+ тощо) з вільними (вакантними) орбіталями. Акцепторами можуть бути також неметали, наприклад, бор в сполуці H[BF4] або кремній у сполуці H2[SiF6]. Донорами електронів можуть бути нейтральні молекули (H2O, NH3) або негативно заряджені йони (F, Cl, Br, I, CN, CO32–, SO32–, тощо).

5.4 Поляризація хімічного зв’язку та молекул. Диполі

Розглядаючи хімічні зв’язки в молекулі метану
(рис. 5.13) між атомом Карбону і атомами Гідрогену, зрозуміло, що електронна густина по лінії хімічного зв’язку збільшується в напрямку атома з більшим значенням електронегативностi, тобто Карбону, так як χ(С) = 2,5; χ
 (H) = 2,1 (за Полінгом).

Внаслідок цього, атом Карбону буде мати надлишок негативної електрики, а атом Гідрогену матиме надлишок позитивної електрики. Таким чином, по лінії хімічного зв’язку утворюється два полюси (диполь), тобто хімічний зв’язок володіє певною полярністю. Незважаючи на те, що сумарний заряд диполя рівний нулю, в просторі, що його оточує, утворюється електричне поле, показане на рис. 5.18.

l

+

Рисунок 5.18 – Електричне поле диполя.

Якщо ж розглянути молекулу аміаку, то тут і окремі зв’язки, і молекула в цілому є полярною, бо вона є несиметричною.

Полярність молекули (або зв’язку) кількісно характеризується дипольним моментом μ, який у випадку двоатомної молекули дорівнює добутку довжини диполя l (відстань між зарядами) на величину заряду одного
полюса –
q:

μ = q·l

Порядок величини заряду такий, як і заряд електрона, тобто 10–19 Кл; довжина диполя має значення порядку діаметра атома, тобто 10–8 см (10–10 м). Тому дипольний момент виражається величиною порядку 10–29 Кл·м. Дипольний момент вимірюють у дебаях (D) на честь голандського фізика П. Дебая: 1 D = 3,33·10–30 Кл·м. Значення дипольних моментів ковалентних молекул міститься в межах 0–4 D, а йонних 4–11 D. Наприклад,  μ(HCl)=1,11 D; μ(NH3)=1,42 D; μ(Н2О)=1,84 D; μ(HF)=1,86 D. Найполярнішою серед вказаних є молекула HF.

При переході від неполярного хімічного зв’язку до максимальної поляризації фактично відбувається перехід від „чисто“ ковалентного зв’язку до йонного. Наприклад μ(Cl2)=0,0 D; μ(HCl)=1,11 D; μ(KCl)=10,27 D. Калій хлорид вважається йонною сполукою, хоча, треба мати на увазі, що „чисто“ йонних сполук не буває.

Полярність зв’язку в молекулі може змінюватись під впливом зовнішнього електричного поля і молекул, з якими вона взаємодіє. Внаслідок поляризації зв’язку може відбуватися його розрив з переходом зв’язуючої електронної пари до одного з атомів і з утворенням негативно та позитивно заряджених йонів.

5.5 Причини полярності молекул

  1.  Для двоатомних молекул їх дипольний момент, тобто полярність залежить від того, з однакових чи різних атомів складається молекула. У випадку:

а) однакових атомів (молекул типу А2) молекула є неполярною (μ = 0, ∆χ (Н2; N2; О2) = 0)

б) різних атомів (молекул типу АВ) полярність молекул залежить від різниці χ атомів (∆χ (CsF) = 3,3, а μ (CsF) = 10,2 D; ∆χ (HCl) = 1,4, а μ (HCl) = 1,11 D).

  1.  Для багатоатомних молекул полярність μ залежить від χ складових та просторової будови даної молекули (у випадку симетричності будови μ = 0).

Молекула  типу АВ2

а) лінійної будови

(СО2)        μCO = 2,7D

                 = 0

Молекула СО2 є неполярною, бо вона симетрична, хоча зв’язки С=О є полярними.

б) кутової будови

A

B

B

(H2O)

μOH = 1,57 D  = 1,85 D

Зв’язки ОН є полярними, молекула H2О також є полярною, бо вона є несиметрична.

Молекула  типу АВ3

B

Cl

Cl

Cl

(BCl3)

0 D

= 0 D

Молекула BCl3 є неполярною, бо вона симетрична, хоча зв’язки BCl є полярними.

Молекула NH3 (див. рис. 5.14) є полярною, бо вона несиметрична (= 1,5 D).

Молекула  типу АВ4

Молекула CH4 (див. рис. 5.13) є неполярною, бо вона є симетричною, хоча зв’язки С–Н є полярними  (= 0 D).

Молекула CH3Cl вже полярна, бо вона має атом Хлору, який порушує симетрію молекули ().

5.6 Йонний зв’язок

Зв’язок такого типу здійснюється між атомами з великою різницею в електронегативностях. Йонний зв’язок утворюється між активними металами та активними неметалами (наприклад катіони Na+, К+, аніони F, Cl), або складними частинками (наприклад, катіон NH4+, аніони OH, NO3,  SO42–). Йонний зв’язок треба розглядати як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку, коли пара електронів, яка утворює зв’язок, настільки зміщена до одного з атомів, що практично вона належить тільки цьому атому. Розглянемо утворення йонного зв’язку на прикладі NaCl. При утворенні даного виду зв’язку атоми переходять в йони зі стійкими електронними конфігураціями:

Na0(1s22s22p63s1) – 1ē → Na+(1s22s22p6)

Cl0(1s22s22p63s23p5) + 1ē → Cl(1s22s22p63s23p6)

 

За рахунок електростатичних сил притягання між протилежно зарядженими йонами утворюється зв’язок:

Na+ + Cl = NaCl.

Згідно цього можна розглянути утворення будь-якої йонної сполуки, наприклад Al2O3:

Al0(1s22s22p63s23p1) – 3ē → Al3+(1s22s22p6)

O0(1s22s22p4) + 2ē → O–2(1s22s22p6)

На два атоми алюмінію припадає три атоми кисню – Al2O3.

Характерною ознакою йонного зв’язку є його ненасиченість та ненапрямленість в просторі. Внаслідок цього енергетично найвигідніше, коли кожний йон оточений максимальним числом йонів протилежного знаку. При цьому утворюються не молекули, а великі агрегати – кристали.

Як вказувалось раніше, „чисто“ йонного зв’язку немає. Навіть в кристалі NaCl ні натрій, ні хлор не мають заряду плюс чи мінус один. Їх заряд дорівнює 0,94 заряду електрона.

5.7 Водневий зв’язок

Водневий зв’язок пояснюється здатністю атома Гідрогену, сполученого з атомом сильно електронегативного елемента (F, O, N, Cl, S, B  та ін.), утворювати ще один хімічний зв’язок з електронегативним елементом. Суть утворення зв’язку полягає в тому, що атом Гідрогену, маючи малий розмір,  здатний до сильної поляризованості, і його єдиний електрон зміщується до атома сильно електронегативного елемента. Перетворюючись в протон, ядро атома водню майже втрачає електронну хмару, атом же сильно електронегативного елемента набуває значного ефективного негативного заряду. Між протоном водню та негативно зарядженим атомом полярно-ковалентної молекули виникає електростатична взаємодія, яка призводить до утворення водневого зв’язку.

Виходячи з цього, молекули, наприклад, флуороводню подвоєні:

H–F….H–F→  H2F2→  H+ + HF2.

Молекули води утворюють полімери (H2O)n ажурної просторової структури, в якій кожний атом Оксигену розміщений у центрі тетраедра, у вершинах якого знаходяться атоми Гідрогену. Це призводить до аномально високих температур топлення льоду та кипіння води, великих значень теплоємності. Полярний зв’язок О–Н у молекулі води має енергію 457 кДж/моль, а водневий зв’язок між молекулами води дорівнює лише 42 кДж/моль. Величина n залежить від температури, тому водяна пара за звичайних температур має n>1 і молекулярна маса газуватої води становить 36,54 і т.д. В рідкому стані, а також в твердому п→∞, атом Оксигену кожної молекули бере участь в утворенні двох водневих зв’язків згідно схеми на рис.5.19.

Рисунок 5.19 – Просторова структура льоду

Умовно виходить, що водневий зв’язок приводить до того, що кожний атом Оксигену в молекулі води зв’язується з чотирма атомами Гідрогену. Утворюються два валентні та два водневих або протонних зв’язки.

Енергія водневого зв’язку становить 8–40 кДж/моль і значно менша за енергію звичайного ковалентного зв’язку  150–400 кДж/моль. Наявність водневого зв’язку, який має значний вплив при асоціації молекул, кристалізації, розчиненні, електролітичній дисоціації, в хімії органічних сполук, полімерів, білків, часто визначає фізико-хімічні властивості речовин.

5.8 Міжмолекулярна взаємодія

Між молекулами може відбуватися як електростатична, так і донорно-акцепторна взаємодія. Сили електростатичної міжмолекулярної взаємодії, виникнення яких не супроводиться передачею атомами електронів, називаються ван-дер-ваальсовими силами. Коли речовина перебуває в газуватому стані, то молекули, що її утворюють, хаотично рухаються і переважну частину часу перебувають на великих відстанях одна від одної порівняно з власними розмірами. Внаслідок цього сили взаємодії між ними надзвичайно малі. Якщо речовина перебуває в конденсованому стані – рідкому чи твердому, то відстані між частинками речовини малі і сили взаємодії між ними великі, які і утримують частинки рідини або твердого тіла одну біля одної і мають електричну природу. Сили міжмолекулярної взаємодії слабші від ковалентних, але проявляються на більших відстанях. Електростатичну взаємодію між молекулами поділяють на орієнтаційну, індукційну та дисперсійну.

Орієнтаційна диполь-дипольна взаємодія виявляється між полярними молекулами. Якщо речовина складається з полярних молекул, наприклад  H2O, НСl, то в конденсованому стані молекули орієнтуються одна відносно одної своїми різнойменно зарядженими кінцями диполів і притягуються до стану зрівноваження сил притягання і сил відштовхування. Чим полярніші молекули, тим сильніше вони притягуються і тим сильніша орієнтаційна взаємодія (рис. 5.20, а).

+

+

+

+

+

+

+

+

 

a

б

+

+

+

+

в

Рисунок 5.20 – Взаємодія молекул:

а – орієнтаційна; б – індукційна; в – дисперсійна.

Індукційна взаємодія молекул зумовлена дією їх індукованих диполів. У речовин з неполярними молекулами (наприклад СО2) може виникати диполь під дією полярних молекул, наприклад, Н2О, тобто полярні молекули спричинюють поляризацію неполярних – індукцію диполів. Виникає індукційна взаємодія між постійним диполем полярної молекули та індукованим диполем неполярної молекули (рис. 5.20, б). Деформація неполярної молекули залежить від дипольного моменту полярної молекули, поляризованості неполярної молекули і не залежить від температури.

Дисперсійна взаємодія характерна для двох неполярних молекул і виявляється на рахунок їх миттєвих мікродиполів (рис. 5.20, в). Рух електронів в атомах та молекулах, коливання ядер спричинює появу миттєвих диполів, які виникають та зникають. Синхронна поява та зникнення мікродиполів різних молекул супроводжується їх притяганням. Сили міжмолекулярної взаємодії слабкі, і тому вже при низьких температурах такі речовини переходять в газуватий стан. Слід зазначити, що при взаємодії молекул певною мірою виявляються всі три види взаємодії і загальна енергія притягання між молекулами є сумою орієнтаційної, індукційної та дисперсійної взаємодії.

5.9 Будова твердого тіла. Агрегатні стани речовини

Речовини, залежно від зовнішніх умов, можуть перебувати в одному з чотирьох агрегатних станів: плазми, газуватому, рідкому або твердому. Стани відрізняються між собою характером взаємодії частинок і ступенем їх впорядкованості в системі.

Плазма утворюється при надвисоких температурах
10
5–107 °С, коли речовина за рахунок значної енергії зіткнення атомів та молекул перетворюється на суміш позитивних йонів, електронів та інших елементарних частинок. Характерною ознакою плазми є її електронейтральність в цілому, хоча можуть утворюватися зони зарядженості. Плазма є джерелом електромагнітного випромінювання; речовина у вигляді плазми існує на Сонці, зірках, її можна одержати в лабораторії.

Газуватий стан речовини характеризується наявністю молекул, що хаотично рухаються. Взаємодія між молекулами практично відсутня, тобто газ не має форми, як і плазма, і займає весь об’єм замкнутої системи. У газуватому стані знаходяться прості речовини, молекули яких складаються з одного (He, Ar, Ne) або двох атомів (H2, N2, O2, F2). При зниженні температури кінетична енергія молекул зменшується, виникають сили міжмолекулярної взаємодії, і речовина переходить в рідкий і, в подальшому, в твердий стан. Рідкий та твердий стани об’єднують єдиним поняттям – конденсований стан, що характеризується значними силами взаємодії між частинками. При охолодженні рідина може переходити в твердий стан з упорядкуванням – кристалічний стан, або без упорядкування внутрішньої структури – аморфний стан.

5.10 Тверді речовини. Кристалічний та аморфний стани

З відомих на сьогодні 6 мільйонів хімічних сполук 95% – тверді речовини. Останні є основою не лише конструкційних, але й функціональних матеріалів.

Конструкційні матеріали – це тверді речовини або їх композиції – сталь, алюміній, полімери, кераміка, бетон тощо, які використовуються для виготовлення знарядь праці.

Функціональні матеріали – тверді речовини, використання яких зумовлено наявністю корисних фізичних або хімічних властивостей. Наприклад, напівпровідники – речовини, електропровідність яких займає проміжне положення між металами та ізоляторами.

Твердий стан речовини – стан, в якому відстані між частинками найменші, енергії взаємодії великі, і ці сили не дозволяють частинкам вільно рухатись. Частинки можуть коливатись біля рівноважних положень – вузлів кристалічної гратки. Тому тверді частинки мають власну форму та об’єм. Здатність до стиснення незначна, густина їх висока, мало змінюється з температурою. Хімічні процеси відбуваються повільно.

Аморфний та кристалічний стан розрізняють  залежно від характеру розміщення частинок у просторі. Кристалічна речовина має впорядковану періодичну структуру. Впорядкованість структури полягає в тому, що частинки речовини – атоми, молекули, йони  закономірно розміщуються у просторах на певних відстанях і напрямках одна від одної. Ця впорядкованість зберігається у всьому об’ємі твердої речовини. В кристалічних речовинах атоми, йони або молекули знаходяться у вузлах кристалічної гратки. Аморфна речовина не має періодичної структури. Впорядкованість структури аморфних речовин виявляється в закономірному розміщенні навколо кожної частинки її ближніх сусідів, тобто нагадують цим рідини, точніше, переохолоджені рідини з дуже високою в’язкістю.

Характерною відмінністю кристалічних речовин від аморфних є анізотропія (неоднаковість у різних напрямках) їх властивостей. Зокрема, більшість фізичних властивостей кристалів, таких як електро- та теплопровідність, міцність, оптичні властивості, у різних напрямках неоднакові. Анізотропія зумовлена внутрішньою будовою кристалів. У різних напрямках відстань між частинками в кристалі різна, тому величина властивостей для цих напрямків різна. Аморфні тіла ізотропні, тобто їх властивості в будь-якому напрямку однакові. Перехід кристалічної речовини з твердого стану в рідкий супроводжується стрибкоподібною зміною її властивостей, в той час як аморфна речовина змінює свої властивості при нагріванні плавно. Аморфний стан речовин менш стабільний, ніж кристалічний. В аморфному стані існують такі речовини, як скло силікатне, боратне, смоли синтетичні та природні, воски, більшість гідроксидів перехідних металів.

Переважна більшість твердих речовин за звичайних умов існує в кристалічному стані.

5.11 Будова кристалів. Кристалічні гратки

Кристалічні речовини можуть існувати у вигляді моно- або полікристалів. Монокристали характеризуються регулярністю розміщення атомів, йонів, молекул у всьому об’ємі зразка. В полікристалах регулярні ділянки структури існують у певних межах, після яких орієнтація регулярності змінюється. Поодинокі кристали правильної форми – монокристали, іноді трапляються у природі: алмаз, кварц, пірит; полікристали – агрегати значної кількості дрібних, по- різному орієнтованих кристалів неправильної форми. Певна зовнішня форма кристалів є наслідком їх внутрішньої періодичної структури. Для опису внутрішньої структури кристалів використовують поняття „кристалічна гратка“.

Кристалічна гратка – це просторова сітка вузлів, що регулярно повторюється та паралельно розміщується в просторі, і в яких можуть розмішуватися атоми, йони або молекули речовин. Основою кристалічної гратки є елементарна комірка, яка є паралелепіпедом з характерним для даного типу гратки розташуванням атомів. Грані цього паралелепіпеда а, b, c та кути між ними α, β, γ співпадають з кристалографічними осями даного типу кристалів.

β

α

γ

а

c

b

Залежно від геометричної форми кристалів або форми елементарної комірки, кутів між її гранями та співвідношення довжин ребер розрізняють сім систем сингоній кристалів: кубічну, тетрагональну, ромбічну, моноклінну, триклінну, гексагональну, ромбоедричну. Для кристалів кубічної системи існують три гратки: проста, об’ємно-центрована та гранецентрована. В кубічній системі кристалізується значна кількість металів (Li, Fe, Cu), деякі неметали – алмаз, кремній, та багато неорганічних сполук (NaCl, KCl, ZnS). В тетрагональній системі кристалізуються Sn, SnO2; в гексагональній – Zn, Hg, HgS, SiO2, NaNO3 тощо.

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

±

+

+

+

+

+

+

+

+

йонна

атомна

молекулярна

неполярні молекули

 

+

+

+

+

+

+

+

+

металічна

молекулярна

полярні молекули

+  +

+      +

+      +

+      +

+      +

+      +

+      +

+      +

+      +

Рисунок 5.21Типи кристалічних граток

Залежно від природи частинок, що містяться у вузлах кристалічної гратки, а також від характеру сил між ними, розрізняють такі основні типи кристалічних граток: йонні, атомні, молекулярні та металічні (рис. 5.21).

У вузлах йонних граток розміщені йони протилежного знаку, пов’язані силами електростатичного притягання. В йонних сполуках завжди є також ковалентний зв’язок, а частка йонного зв’язку не перевищує 90%, наприклад в кристалі NaCl частка йонного зв’язку – 82%, в CsF – 93%. До сполук з йонними гратками належить більшість солей та невелика кількість оксидів. Йонні гратки міцніші за молекулярні, проте слабші за атомні. Йонні сполуки характеризуються досить високими температурами топлення та кипіння; розчини та розплави їх електропровідні.

У вузлах атомних граток містяться атоми, пов’язані між собою ковалентним зв’язком (рис. 5.21). До речовин з атомними гратками належить алмаз, кремній, бор та деякі неорганічні сполуки. Будова ковалентних кристалів визначається типом гібридизації орбіталей атомів, які входять до їх складу.

Речовини з атомними гратками характеризуються високими температурами топлення, великою твердістю, вони є практично нерозчинними у розчинниках.

У вузлах молекулярних граток розміщені молекули, пов’язані між собою міжмолекулярними силами (рис. 5.21). До речовин з молекулярними гратками належать неметали (крім вуглецю та кремнію), всі органічні сполуки з нейонним зв’язком і багато неорганічних сполук. Сполуки з молекулярними гратками мають невелику твердість, легкоплавкі та леткі.

У вузлах металічних граток містяться атоми металів, між якими вільно рухаються електрони (рис. 5.21).

Є речовини, в кристалах яких значну роль відіграють два види взаємодії між складовими частинами. Tак, у графіті атоми Карбону зв’язані між собою в одних напрямках ковалентним зв’язком, а в інших – металічним.  У деяких неорганічних сполуках (BeO, ZnS, CuCl) зв’язок між частинками, що містяться у вузлах гратки, частково йонний, а частково – ковалентний. Тому такі гратки можна розглядати як проміжні між йонними та атомними.

Контрольні питання

  1.  Як утворюються σ- та π-зв’язки за методом ВЗ?
  2.  Що таке гібридизація орбіталей? Типи гібридизації.
  3.  Скільки валентних електронів у атомів Be, Al, Cl, P, N у основному та збудженому станах?
  4.  Як утворюються молекули  N2 і CH4 за МВЗ?
  5.  Як утворюються молекули  NH3 і HCl за МВЗ?
  6.  Причини полярності молекул. Які з вказаних молекул є полярними, які – ні? Чому?

N2, CH4, NH3, HCl, CO2, F2, O2.

  1.  Що таке дипольний момент молекули?
  2.  Як утворюється йонний зв’язок?
  3.  Що таке водневий зв’язок? До яких фізичних змін він призводить?
  4.  Типи кристалічних ґраток.
  5.  Види міжмолекулярної взаємодії.

ЛЕКЦІЯ 6
КОМПЛЕКСНІ (КООРДИНАЦІЙНІ) СПОЛУКИ

Програмні питання:

6.1 Будова комплексних сполук

6.2 Номенклатура комплексних сполук

6.3 Електролітична дисоціація та стійкість комплексних сполук

6.4 Нaпиcання хімічних реакцій з участю комплексних сполук

6.5 Хімічний зв’язок в комплексних сполуках

Контрольні питання

При вивченні основних класів неорганічних сполук (оксидів, кислот, основ та солей), розглядалися і кислотно–основні взаємодії. Нагадаємо, що з точки зору кислотно-основної взаємодії речовини кислотного характеру не взаємодіють між собою, речовини основного характеру не реагують між собою, але відомі випадки, коли, наприклад,  реагує основа з основою, тобто є реакції, які не повинні б перебігати відповідно до кислотно-основних взаємодій. Наприклад, нікол(ІІ) гідроксид Ni(ОН)2 – основа, добре реагує з амоній гідратом NH3 · H2O або NН4ОН:

Ni(ОН)2↓ + 6NH4ОН = [Ni(NH3)6](OH)2 + 6H2O 

Дана реакція відбувається за рахунок утворення більш складної (комплексної) сполуки. Відомо, що аргентум(І) хлорид є малорозчинною речовиною і випадає в осад при взаємодії розчинних солей арґентуму і хлоридів:

AgNО3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3

Але, якщо взяти надлишок NaCl, то осад розчиняється:

АgCl+ NaCl = Na[AgCl2]

Розглянуті реакції не є реакціями кислотно–основних взаємодій, їх відносять до реакцій комплексоутворення, закономірності перебігу яких є іншими.

6.1 Будова комплексних сполук

 

Розглянемо комплексні сполуки: Na[AgCl2], [Cu(NH3)4](OH)2, K3[Fe(CN)6].

Вони у своєму складі містять частину, яка у формулі зазначена у квадратних дужках: [АgСl2], [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]3–, а поза квадратними дужками містяться Na+, OH, К+, які визначають заряд йона в квадратних дужках. Таким чином, комплексні сполуки складаються з двох частин, які називають координаційними сферами.

Все те, що міститься у квадратних дужках, відноситься до внутрішньої координаційної сфери:

[АgСl2], [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]3–.

Все те, що знаходиться поза квадратними дужками відноситься до зовнішньої координаційної сфери: Nа+, 2OН, 3К+, яка повністю визначає заряд комплексного йона.

Головною частиною комплексної сполуки є внутрішня координаційна сфера. В сполуках, які розглядаються, внутрішня координаційна сфера починається з металу: Ag+, Cu2+, Fe3+, який називають центральним атомом або йоном-комплексоутворювачем.

Біля центрального йону розташовуються (координуються, об’єднуються) частинки, які називаються адендами (tо add – додавати) або лігандами (ліга – об’єднання).

Лігандами можуть бути йони, а також нейтральні молекули. Наприклад: F, Cl, Br, I, ОН, CN, S2O32– , NO2, SO32–, H2O0 , NH30.

Якщо ліганд заряджений негативно то його називають, добавляючи до кореня латинської назви елемента чи до назви складного аніону сполучну голосну „о”: Cl– хлоро-, Br– бромо-, CN – ціано-, OH– гідроксо-, NO3 – нітрато-, NO2 – нітрито-, S2O32– – тіосульфато-, S2– – тіо-, NH2 – амідо-, H – гідридо-, SCN – тіоціанато-, NCS – ізотіоціанато-, C2O42– – оксалато-.

Для молекулярних лігандів прийнята назва: NH3 – амін, Н2О – аква.

Для внутрішніх сфер: [АgСl2], [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]3– лігандами відповідно є йони Сl, молекули амоніаку NH3 та йони CN.

Число, яке показує скільки лігандів знаходиться біля йону комплексоутворювача, називається координаційним числом даного центрального йону

В наведених прикладах координаційні числа Ag+, Cu2+, Fe3+ відповідно дорівнюють 2, 4, 6.

Заряд комплексного йону дорівнює сумі зарядів комплексоутворювача і лігандів; з іншого боку, він дорівнює сумарному заряду зовнішньої сфери з протилежним знаком.

Наприклад:

K3[Fe(CN)6]: Заряд комплексоутворювача (Fe) рівний +3, лігандів (ціаногруп) –1, сума становить –3. Або заряд калію рівний +1, тоді заряд комплекного йону рівний 3–, тобто [Fe(CN)6]3–.

[Cu(NH3)4](OH)2: +2 + 4∙0 = +2; [Cu(NH3)4]2+

Приклади комплексних сполук демонструють, що йонами комплексоутворювачами найчастіше є метали побічних підгруп періодичної системи. Це зовсім не виключає можливість утворення комплексних сполук елементами головних підгруп. Розглянемо комплексоутворювачі – метали побічних підгруп, які найчастіше зустрічаються (табл. 5.1).

Таблиця 5.1 – Йони-комплексоутворювачі та їх координаційні числа

йон

Сu2+

Ag+

Аu+

Аu3+

Zn2+

Cd2+

Cr2+

Fe2+

Fe3+

Ni2+

Co3+

Pt4+

к.ч.

4

2

2

4

4

4

6

6

6

6

6

6

З таблиці випливає, що в найчастіше координаційне число вдвічі більше, ніж ступінь окиснення комплексоутворювача. Це свідчить про те, по заряд комплексоутворювача є першою причиною, яка визначає координаційне число. Чим більший позитивний заряд йона–комплесоутворювача, тим більше приєднується лігандів. Але це правило виконується не завжди: Аu3+ к.ч. = 4,
Fе2+ к.ч. = 6, Pt4+ к.ч. = 6.

На значення координаційного числа впливають інші фактори:

  1.  геометричне розташування лігандів навколо центрального йону;
  2.  природа хімічного зв’язку.

Рентгеноструктурними дослідженнями доведено, що координаційні числа 2, 4, 6 відповідають лінійному, тетраедричному та октаедричному розташуванню лігандів (див. рис. 6.1.)

Сl

Сl

Ag+

к.ч. = 2

а)

Рисунок 6.1Лінійне (а), тетраедричне (б) та октаедричне (в) розташування лігандів.

6.2 Номенклатура комплексних сполук

Комплексні сполуки можуть містити у своєму складі як комплексний аніон, так і комплексний катіон, і навіть бути в цілому комплексною незарядженою частинкою. Тому називають дані сполуки за відповідними правилами.

Назва комплексної сполуки, що містить комплексний аніон, складається із двох слів: перше – назва катіону в  називному відмінку; друге – назва комплексного аніону в називному відмінку, в якому перелічуються координаційні числа і назви лігандів, назва комплексоутворювача (корінь латинської назви елемента з закінченням „ат”, ступінь окиснення комплексоутворювача (римською цифрою в дужках).

Координаційні числа в назвах комплексних сполук вказують грецькими числівниками:

2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса, (координаційне число 1 в назві не зазначається).

Назви лігандів перелічуються в алфавітному порядку і вважають єдиним цілим.

Наприклад:

K3[(CN)6] калій гексаціаноферат (ІІІ)

↑    ↑      ↑ ↑

1    4      3 2

Na[(NH3)Br5] натрій пентабромоамінплатинат (ІV)

↑     ↑     ↑     ↑ ↑

1     5     4     3 2

де 1,2,...5 – порядок назв складових комплексної сполуки.

Назва комплексної сполуки, що містить комплексний катіон, також складається з двох слів: перше слово – назва комплексного катіону, в  якій перелічуються координаційні числа, назви лігандів та комплексоутворювача (українська назва елемента)

Наприклад:

[(NH3)4]SO4 тетраамінцинк сульфат

↑       ↑    ↑   ↑

3       2    1   4

(так як цинк в сполуках проявляє лише один ступінь окиснення +2, то її в назві можна не наводити).

[(H2O)6]Br3 гексааквакобальт (ІІІ) бромід

↑ ↑ ↑ ↑

3 2 1 4

де 1,2,...4 – порядок назв складових комплексної сполуки.

Назва сполуки, яка немає зовнішньої сфери (комплексні неелектроліти), складається з одного слова, в якому перелічені координаційні числа, назви лігандів і назва комплексоутворювача, ступінь окиснення комплексоутворювача не вказується, так як вона визначається сумою зарядів лігандів

Наприклад:

[(H2O)3F3] трифлуоротриаквахром (ІІІ)

↑         ↑  ↑↑↑

5         4    321

6.3  Електролітична дисоціація та стійкість комплексних сполук

 

Більшість комплексних сполук добре розчинні у воді і у розчині дисоціюють на йони. Частинки зовнішньої сфери, зв’язані з комплексними йонами електростатичними силами, легко відщеплюються в розчині. Така дисоціація називається первинною, під час якої відбувається повний розпад на йони внутрішньої і зовнішньої сфер.

Ліганди, які знаходяться у внутрішній сфері, пов’язані з комплексоутворювачем дуже міцно і відщеплюються лише незначно. Ця дисоціація називається вторинною. Процес вторинної дисоціації зворотній і його рівновага зміщена в сторону утворення комплексного йону.

Наприклад:   

K2[PtCl6] → 2K+ + [PtCl6]2–  первинна дисоціація

[PtCl6]2– ↔ Pt4+ + 6Cl–   вторинна дисоціація

[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl  первинна дисоціація

[Ag(NH3)2]+ ↔ Ag+ + 2NH3  вторинна дисоціація

Комплексні неелектроліти не зазнають первинної дисоціації. Вторинна дисоціація цих сполук відбувається дуже слабо.

Наприклад:

[Cr(H2O)3F3] ↔ Cr3+ + 3H2O +3F

 Константа рівноваги процесу дисоціації комплексних йонів називається константою нестійкості комплексної сполуки Кнест. Для йону [Zn(NH3)4]2+ сумарне рівняння дисоціації записується наступним чином:

[Zn(NH3)4]2+ ↔ Zn2+ + 4NH3

Вираз для константи нестійкості даного йону:

,

де [Zn2+], [(NH3)]4, [[Zn(NH3)4]2+] – молярні концентрації відповідних йонів і молекул.

Величина константи нестійкості комплексної сполуки залежить від її природи і температури. За сталої температури ця величина стала для даної сполуки і не залежить від її концентрації. Чим менше значення Кнест, тим стійкіший комплекс.

Дисоціація комплексних йонів відбувається постадійно:

[Zn(NH3)4]2+ ↔ [Zn(NH3)3]2+ + NH3

[Zn(NH3)3]2+ ↔ [Zn(NH3)2]2+ + NH3

[Zn(NH3)2]2+ ↔ [Zn(NH3)]2+ + NH3

[Zn(NH3)]2+ ↔ Zn2+ + NH3

Кожному з рівнянь відповідає певна константа нестійкості (постадійна константа нестійкості). Значення цих констант нестійкості наводяться в довідниках з хімії, за їх значеннями можна передбачити перебіг реакції.

6.4 Нaпиcання хімічних реакцій з участю комплексних сполук

 

Мідний купорос CuSО4·5H2O блакитного кольору при прожарюванні втрачає властивий для нього колір і перетворюється в білий порошок. Це пояснюється утворенням середньої солі CuSО4:

CuSО4·5H2O = CuSО4 + 5H2О

Якщо до безводного CuSО4 додати води, то сіль набуває блакитного забарвлення внаслідок реакції:

CuSО4 + 5H2О = [Cu(H2O)4]SO4·H2O

Мідний купорос є комплексною сполукою [Сu(Н2О)4]SО4·Н2О, де зовнішня координаційна сфера представлена йоном SО42– та молекулою води – Н2О.

Якщо до розчину купрум(ІІ) сульфату додати розчин натрій гідроксиду, то випадає осад:

CuSО4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na24

При додаванні до осаду концентрованого розчину амоніаку NH3 ·H2О осад розчиняється:

Сu(ОН)2 + 4NH3 ·H2О → [Cu(NН3)4](OН)2 + 4H2O

Утворюється комплексна сполука тетраамінкупрум(ІІ) гідроксид, яка руйнується під дією концентрованої нітратної кислоти:

[Cu(NН3)4](ОН)2 + 6HNO3 → Cu(NO3)2 + 4 NH4NO3 + 2H2O

Аналогічно відбуваються реакції з нікол(ІІ) сульфатом:

NiSО4 + 2NaOH → Ni(OН)2 + Na24

Ni(OH)2 + 6NH4OH = [Ni(NН3)6](ОН)2 + 6H2O

[Ni(NН3)6](ОН)2 +8HNO3 → Ni(NO3)2 + 6NH4NO3 + 2H2O

Комплексоутворення відбувається також і при додаванні до осаду AgCl натрій тіосульфату або надлишку концентрованого розчину NaCl. Надлишок NaCl зумовлює проходження процесу при нагріванні розчину.

AgCl + 2 Na2S2O3 → Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl

AgCl + NaCl → Na[AgCl2].

 

Жовта кров’яна сіль – K4[Fe(CN)6] та червона кров’яна сіль K3[Fe(CN)6] мають важливе значення в хімії комплексних сполук.

При взаємодії жовтої кров’яної солі K4[Fe(CN)6] з солями тривалентного феруму утворюється берлінська блакить – ферум (ІІІ) гексаціаноферат(ІІ).

4FеСl3 + 3К4[Fе(СN)6]  → Fe3+4[Fe(CN)6]4–3 + 12KCl

Ця реакція є якісною реакцією на йони Fe3+. Цікавим є те, що в даній солі ферум (+3) виступає в простій сполуці, а ферум (+2) в комплексній. Якщо до берлінської блакиті додати розведений розчин NaOH, то проходить реакція:

Fe4[Fe(CN)6]3 + 12NaOH  → 4Fe(ОH)3 + 3Na4[Fe(CN)6].

Сполуки феруму (+2) реагують з червоною кров’яною сіллю з утворенням турнбулевої сині:

3FeSО4 + 2К3[Fе(СN)6] → Fe2+3[Fe(СN)6]3–2 ↓ + 3K24 .

Ця реакція є якісною реакцією на йони Fe2+.

Необхідно підкреслити, що в більшості випадків (крім руйнування комплексних сполук) комплексні йони переходять повністю з лівої частини в праву, не руйнуючись.

Реакції за участі комплексних сполук мають велике наукове та практичне значення в хімії та металургії, особливо для одержання кольорових та благородних металів.

6.5 Хімічний зв’язок в комплексних сполуках

Утворення багатьох комплексних сполук можна в першому наближенні пояснити електростатичним притяганням між центральним катіоном металу та аніонами або полярними молекулами лігандів. Поряд з силами притягання діють і сили електростатичного відштовхування між однойменно зарядженими (або, у випадку полярних молекул NН3, H2O, однаково орієнтованими) лігандами. В результаті утворюється найбільш стійке угрупування лігандів, що має мінімальну енергію.

Кількісні розрахунки на основі електростатичної моделі задовільно передають залежність координаційного числа від заряду центрального йону. Недоліком цієї моделі є те, що вона, враховуючи величину зарядів, не бере до уваги природу центрального атома і лігандів, особливості будови їх електронних оболонок. Щоб врахувати ці фактори, електростатичну теорію доповнено поляризаційними уявленнями, згідно яких комплексоутворенню сприяє поляризуюча дія центральних йонів та здатність лігандів поляризуватися. У цьому випадку відбувається деформація електронних структур центрального атома і лігандів, що приводить до їх взаємопроникнення. Поляризаційні уявлення доповнили електростатичну теорію, але залишалося ще багато не зрозумілого, зокрема колір, магнітні властивості комплексних сполук. Більш точну і повну характеристику властивостей і будови комплексних сполук можна мати лише на основі квантово-хімічних уявлень. Тепер існує кілька підходів до квантово-хімічного опису будови комплексних сполук.

Теорія кристалічного поля (ТКП) враховує дію лігандів на орбіталі центрального йону. Найближче до лігандів підходять - та -орбіталі, і тому енергія цих орбіталей зростає. На орбіталі,, ліганди не мають такого впливу, тому їх енергія зменшується. Відбувається розщеплення d-підрівня центрального йона на два d підрівня (dj- та  dε-підрівні) (рис. 6.2).

dj

вільний йон

йон в гіпотетичному сферичному полі

dε

Δ

йон в октаедричному полі лігандів

Рисунок 6.2 – Схема енергетичних рівнів d-орбіталей центрального йону

Різниця в енергіях називається енергією розщеплення, яка позначається Δ, її можна експериментально визначити за спектрами поглинання комплексних сполук. Значення Δ залежить від природи центрального атома і лігандів: ліганди, що створюють так зване сильне поле, спричиняють більше розщеплення. За величиною енергії розщеплення ліганди можна розмістити в спектрохімічний ряд:

CN

NH3

H2O > OH > F, Cl, Br, І

сильне поле

середнє поле

слабке поле

Електрони центрального йона розподіляються на
d-орбіталях так, щоб утворилася система з мінімальною енергією. Цього можна досягти двома способами: розміщенням електронів на d-орбіталях, що відповідають нижчій енергії, або рівномірним розподілом їх по всіх
d-орбіталях згідно з правилом Гунда. Якщо загальне число електронів, розміщених на d-орбіталях центрального йона, не перевищує трьох, то вони розміщуються на dε-орбіталях за правилом Гунда. Так, в йона Сг3+ 3d3-електрони розмішуються по одному на dε-орбіталях.

У випадку слабкого поля (Δ – мале) вигіднішим є розміщення по одному електрону на всіх d-орбіталях (dj та  dε), що характеризує високоспіновий стан (загальна кількість неспарених електронів). У випадку ж сильного поля вигідним є розміщення електронів на dε-орбіталях; при цьому утворюється низькоспіновий стан. З цього погляду зрозуміло, чому, наприклад, комплекс [CoF6]3– – парамагнітний, а комплекс [Co(CN)6]3– – діамагнітний. Йони флуору F створюють слабке поле – високоспіновий стан, а ціанід-йони CN створюють сильне поле – низькоспіновий стан (див. нижчезазначену схему):

[CoF6]3–

Δ1

Δ2>> Δ1

[Co(CN)6]3–

Δ2

Co3+(3d6)

Co3+(3d6)

Досі ми розглядали застосування ТКП до комплексів з октаедричною координацією лігандів. З аналогічних позицій можна розглянути і властивості комплексів з іншою, наприклад, тетраедричною координацією.

На основі ТКП вдається пояснити не тільки магнітні властивості комплексних сполук (КС), а і їх специфічне забарвлення. Так, у комплексі [Ті(Н2О)6]3+ йон Ті3+ має один
d-електрон на dε-орбіталі, але при затраті деякої енергії (Δ = 238 кДж/моль) цей електрон може переходити на dj-орбіталь. При зворотньому переході енергія, яка виділяється у вигляді хвилі світла, відповідає довжині хвилі 500 нм, що і зумовлює фіолетове забарвлення комплексу [Ti(H2О)6]3+. При такому розгляді стає зрозумілим, чому комплекси, утворені йонами Cu+, Ag+, Zn2+ та Cd2+, як правило, безбарвні; ці йони мають електронну конфігурацію d10 і перехід з dε-  на dj-орбіталі неможливий.

Йон же Сu2+ утворює забарвлені комплекси, бо він має електронну конфігурацію 9, так що один з dε-електронів може при збудженні переходити на dj-орбіталь.

Хоч ТКП виявилася плідною в трактуванні магнітних, оптичних властивостей KС, вона не змогла пояснити положення лігандів у спектрохімічному ряду, а також факт утворення деяких комплексів. Справа в тому, цо ТКП враховує вплив лігандів на центральний йон, але не бере до уваги участі електронів лігандів в утворенні хімічних зв’язків з центральним йоном. Тому застосування ТКП обмежене, головним чином аналізують КС переважно з йонним характером зв’язку між центральним атомом та лігандами.

В цьому відношенні більш сприятливою є модель методу валентних зв’язків (МВЗ), коли хімічний зв’язок утворюється за донорно-акцепторним (координаційним) механізмом. Наприклад, комплекс [Zn(NH3)4]2+ утворюється за допомогою 4sp3-гібридних орбіталей йону Zn2+ та чотирьох молекул NH3, які є донорами (2·4 = 8) восьми електронів.

Аналогічно утворюється хімічний зв’язок в комплексі [Cd(NH3)4]2+ – за рахунок чотирьох 5sp3 вільних гібридних орбіталей кадмію та восьми електронів амоніаку. В комплексі [HgІ4]2– меркурій Hg2+ має чотири вільні, 6sр3-гібридні орбіталі, а 4І (донор) віддають вісім електронів.

Йони d-елементів з чотирма зайнятими d-орбіталями (Рt2+, Pd2+, Аu3+) з координаційним числом 4 надають для електронних пар лігандів одну (n – 1)d-, одну ns- i дві np-орбіталі.

Pt(5d86s2) – 2 ē →  Рt2+(5d86s0)

Тут відбувається 5d6sp2-гібридизація. Аналогічно для йона паладію Pd2+ 4d5sp2-гібридизація, для йона ауруму Au3+ 5d6sp2-гібридизaція.

Розглянуті приклади показують, що метод ВЗ успішно пояснює координаційні числа і геометричні форми розташування лігандів. Цим методом правильно описуються і відмінності в магнітних властивостях (діамагнітність або парамагнітність) КС. Але деякі їхні властивості (наприклад, спектри поглинання) методом ВЗ не можуть бути задовільно пояснені. Крім того, взаємодія між центральним атомом і лігандами в КС не зводиться лише до передачі електронів вiд ліганду.

Існують ліганди, здатні приймати електрони металу на вакантні орбіталі. Не можна пояснити методом ВЗ і будову деяких КС, особливо відкритих останнім часом. Вирішити ці проблеми в значній мірі можна за допомогою методу молекулярних орбіталей, застосування якого розглядається у спеціальних посібниках.

Контрольні питання

  1.  Визначте заряди комплексних йонів у сполуках:

а) K2[Co(NH3)(NO2)5];

б) [Pt(NH3)4Cl2]Cl2;

в) [Cr(H2O)3(NO2)3].

  1.  Визначте ступінь окиснення комплексоутворювачів у сполуках:

а) [Cr(H2O)3(NH3)3]Cl3;

б) K3[Co(NO2)6];

в) K3[Fe(CN)6].

  1.  Чому дорівнюють координаційні числа комплексо-утворювачів у сполуках:

а) [Cr(H2O)3(NH3)](NO3)3;

б) [Ni(H2O)6]Cl2;

в) K4[Fe(CN)4(NO2)2].

  1.  Запишіть рівняння реакцій комплексоутворення:

а) AgCN + KCN →

б) CuSO4 + NH3·H2O →

в) Fe(CN)2 + KCN →

  1.  Назвіть комплексні сполуки:

а) K2[Co(NH3)(NO2)5];

б) K3[Co(NO2)6];

в) K4[Fe(CN)4(NO2)2].

  1.  Запишіть вирази Кнест для йону [Fe(CN)6]3–.
  2.  Запишіть вирази Кнест для йону [Cu(NH3)4]2+.
  3.  Поясніть утворення хімічного зв’язку методом ТКП для [CoF6]3– та [Co(CN)6]3–.
  4.  Чим пояснити забарвлення комплексних сполук з йонами Cu2+, Nі2+?

ЛЕКЦІЯ 7
ОКИСНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Програмні питання:

7.1 Сучасна теорія окисно-відновних процесів

7.2 Відновники

7.3 Окисники

7.4 Класифікація окисно-відновних реакцій

7.5 Складання рівнянь окисно-відновних реакцій

7.6 Залежність окисно-відновних реакцій від характеру середовища

7.7 Складання рівнянь окисно-відновних реакцій у випадку одного відомого  продукту реакції

7.8 Деякі випадки окисно-відновних реакцій

Контрольні питання

Існують реакції, які перебігають без зміни ступеня окиснення елементів:

Є велика кількість реакцій, які проходять зі зміною ступеня окиснення елементів:

Такі реакції називаються окисно-відновними.

Окисно-відновні реакції належать до числа найбільш поширених хімічних процесів і мають важливе значення для теорії і практики хімічної науки. Спалювання палива, електролітичне осадження металів, процеси, що мають місце в гальванічних елементах та акумуляторах, одержання простих речовин (заліза, хрому, марганцю, нікелю, вольфраму, міді, сірки, хлору, йоду і т.д.), складних речовин – аміаку, лугів, сульфур (IV) оксиду, нітратної, сульфатної та інших кислот базуються на окисно-відновних процесах.

Окиснення-відновлення – один із найважливіших процесів природи. В основі таких процесів як дихання, засвоєння вуглекислого газу рослинами з виділенням кисню, обміну речовин і ряду інших біологічних процесів є окисно–відновні процеси.

При вивченні окисно-відновних процесів необхідно усвідомити, які з речовин можуть бути окисниками, які – відновниками, вияснити, як впливає ступінь окиснення атому елемента на його окисно-відновні  властивості, а також, від яких факторів залежить перебіг процесу, щоб розуміти, які продукти реакцій можуть утворюватися. Слід звернути увагу на зміну окисно-відновних властивостей елементів у періодах і групах періодичної системи елементів.

7.1 Сучасна теорія окисно-відновних процесів

Сучасна теорія окиснення-відновлення базується на наступних положеннях:

а) при окисно-відновних процесах відбувається перерозподіл електронної густини навколо ядер взаємодіючих атомів, в результаті чого утворюються сполуки з ковалентним полярним і лише в деяких випадках з йонним зв’язком;

б) процес окиснення полягає в зменшенні електронної густини в навколоядерному просторі атома-відновника, тобто речовина (атом, йон чи молекула) віддає електрони, що супроводжується збільшенням ступеня окиснення.

Наприклад:

Ca0 – 2 ē = Ca+2;     2Br–1– 2 ē = Br20; H20 – 2 ē = 2H+

в)  процес відновлення супроводжується збільшенням електронної густини в навколоядерному просторі атома-окисника, тобто речовина приймає електрони, що супроводжується зменшенням ступеня окиснення.

Наприклад:

S0  + 2 ē = S–2;      Cl20 + 2 ē = 2Сl;      Fe+3+ ē = Fe+2

Атоми, йони чи молекули, що віддають електрони, називаються відновниками. 

Відновники, віддаючи електрони, окиснюються, при цьому їх ступінь окиснення збільшується на число відданих електронів:  

Zn0 – 2 ē = Zn2+;       S–2  – 2 ē = S0

Атоми, йони чи молекули, що приймають електрони від відновника, називаються окисниками. Окисники, приймаючи електрони, відновлюються, при цьому їх ступінь окиснення зменшується на число прийнятих електронів:

S0  + 2 ē = S–2;     Hg+2 + 2 ē = Hg0

Розглянемо процес:

В даному випадку атом Карбону (відновник), віддаючи два електрони, окиснюється до ступеня окиснення +2, а атом Плюмбуму в ступені окиснення +2 (окисник), приймаючи два електрони, відновлюється до елементарного стану.

Процеси окиснення та відновлення можна виразити окремими електронними рівняннями:

С0 – 2 ē = С+2        процес окиснення;      С0 – відновник;

Pb+2+ 2 ē = Pb0     процес відновлення;   Pb+2 – окисник.

Кількість електронів, відданих відновником рівна числу електронів, прийнятих окисником.

Для складання рівнянь окисно-відновних реакцій необхідно знати, від яких атомів, молекул чи йонів і до яких атомів, молекул чи йонів переходять електрони і в якій кількості.

7.2 Відновники 

Відновниками можуть бути нейтральні атоми, негативно заряджені йони неметалів, позитивно заряджені йони металів в нижчому ступені окиснення; складні йони і молекули, що містять атоми в проміжному ступені окиснення, електричний струм на катоді.

а) нейтральні атоми

Із електронейтральних атомів типовими відновниками є метали. До металів відносяться всі s- (крім H і Не), d-,
f-елементи і десять р- елементів.

Відновні властивості проявляють і деякі неметали, зокрема, водень і вуглець (відповідно, s- і  р-елементи).

В хімічних реакціях метали віддають електрони згідно схеми:

0 – n ē → Men+

Відновні властивості металів, в основному, залежать від агрегатного стану, середовища, радіуса атома і кількості валентних електронів.

Найбільш сильними відновниками є атоми елементів головних підгруп двох перших груп періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва – лужні і лужно-земельні метали, а також лантаноїди та актиноїди. Такі метали, як  Au, Ag, Pt, Іr, Os, Pd, Ru, Rh – хімічно малоактивні, важко окиснюються і мають значні потенціали йонізації.

В головних підгрупах відновна здатність нейтральних атомів збільшується з збільшенням порядкового номеру.

б) негативно заряджені йони неметалів

Негативно заряджені йони (наприклад, Cl, I, S2–,
Se2–,  Te2–,  N–3,  Sb–3, As–3, P–3) є сильними відновниками, оскільки вони можуть віддавати надлишкові електрони, що слабо втримуються ядром. При цьому чим активніший неметал як окисник, тим слабша його відновна здатність в стані негативного йону. І навпаки, чим менш активний неметал як окисник, тим активніший він в стані негативного йону як відновник.

Відновна здатність негативно заряджених йонів при однаковому заряді зростає зі збільшенням радіусу атома. Наприклад, в групі галогенів  йон Brволодіє більшою відновною здатністю, ніж Cl-йони. Відновниками можуть бути йони S2–, Se2–, Te2–, I, Br тощо в сполуках, таких як H2S, H2Se, H2Te, HI, HBr (та в їх солях), а також
N
–3H3,  Sb–3H3, As–3H3, P–3H3, тощо.