Vene Föderatsiooni haridus- ja teadusministeerium

Riiklik erialane kõrgharidusasutus

"Ufa Riiklik Nafta Tehnikaülikool"

USPTU üliõpilasraamatukogu

Lühike loengukursus erialal "keemia"

mittekeemiaerialade üliõpilastele

Üldtoimetuse all

Professor S.S. Zlotsky ja professor A.K. Mazitova

Kinnitatud USPTU toimetuse ja kirjastusnõukogu poolt

õppevahendina

Autorid: O. F. Bulatova, S. B. Denisova, L. N. Zorina, O. I. Mihhailenko, M. A. Moljavko, M. N. Nazarov, L. Z. Rolnik, L. E. Salova, L. G. Sergejeva, O. B. Chalova, A. T. Chanysheva, F. B. Anaticalakovi osakond; Yu.N.Biglova, E.A.Builova, D.R.Galieva, N.M.Shaimardanov (rakenduskeemia ja -füüsika osakond)

Arvustajad:

Ufa Riikliku Lennundustehnilise Ülikooli keemiaosakonna juhataja, keemiateaduste doktor, professor V.A. Dokitšev

Ufa osariigi majandus- ja teenindusakadeemia üldkeemia osakonna juhataja, keemiateaduste kandidaat

Dotsent I.P. Žurkina

K78 Loengute lühikursus erialal “Keemia” / Yu.N. Biglova jt; all

kokku toim. S.S. Zlotsky ja A.K. Mazitova. – Ufa: USNTU, 2010. – 69 lk.

ISBN 978-5-7831-0955-3

Lühidalt peetakse loenguid erialal “Keemia”. Loengute sisu vastab riiklikele haridusstandarditele. Kajastatakse koolituse moodulpõhimõtet, antakse praktiliste ja laboratoorsete tundide sisu ning esitatakse materjali täiendavaks õppimiseks vajaliku aluskirjanduse loetelu. Mõeldud mittekeemiliste erialade üliõpilastele: AG, AT, AE, BAG, BAT, BAE, BMZ, BMP, BPG, BPS, BTE, VV, GF, DS, MZ, MP, MS, PG, PS, TE, EG , ES, ET, samuti AK, BOS, MH, OS, TS, TN täis- ja osakoormusega õppevormid.

ISBN 978-5-7831-0955-3 © Ufa State Oil Company

Tehnikaülikool, 2010

Eessõna

Tehnikaülikooli, eriti USPTU mittekeemiliste erialade üliõpilaste õppekava sisaldab distsipliini “Keemia”. Valdava enamuse erialade jaoks see teema Toimub 12-20 loengut (24-40 tundi), 3-5 praktilist tundi (6-10 tundi) ja 10-15 laboratoorset tundi (20-30 tundi).

Loengumaterjali sisu sisaldab kahte põhiosa: struktuur, ainete üldised (integraalsed) omadused ja omadused olulised elemendid. Praktiliste tundide käigus arutatakse interaktiivses režiimis üksikasjalikult läbi programmi võtme-, põhiküsimused ning keskendutakse kogu kursuse jaoks kõige olulisematele lõikudele. Laboratoorsed tööd on pühendatud mitmesuguste termodünaamika, kineetika, lahenduste, elektrokeemia ja kõige olulisemate mineraalide muundumiste probleemide uurimisele orgaanilised ühendid. Katsete käigus omandavad õpilased kemikaalide ja reaktiividega töötamiseks vajalikud oskused ja kogemused. Kokkuvõttes võimaldavad auditoorsed tunnid, konsultatsioonid, kodutööd ja iseseisev töö õpilastel programmimaterjali edukalt omandada ning seejärel omandatud teadmisi keemias kasutada erialade õppimisel.

Praegu on keemiakursusel suur hulk õpikuid, õppejuhte, töötubasid, ülesannete kogumikke jms nii trükisel kui ka elektroonilisel meedial. Aastatel 2005-2009 andsid üldkunstide ja keemiatehnika kateedri õppejõud välja mahuka õppekirjandust mittekeemiaerialade üliõpilastele (vt soovitatava kirjanduse loetelu).

Samas järeldub õpetamiskogemusest, et keemiakursuse üliõpilaste soorituste kasvu piirab juhendi puudumine, mis sisaldab põhiteavet distsipliini kohta lühidalt ja kättesaadaval kujul.

Sellega seoses koostasid USPTU OAH ja PCP osakondade õpetajate meeskonnad ühiselt käesoleva käsiraamatu*, mille eesmärk on süstematiseerida, lihtsustada ja hõlbustada mittekeemiaerialade esmakursuslaste õppimist ja tutvumist. distsipliini “Keemia” põhisisuga. Iga 23 loengu lühikokkuvõte sisaldab põhisätete, terminite, valemite ja määratluste kirjeldust. Antakse küsimused enesetesti ja kontrolli jaoks, samuti lingid 2-4 õpikule, kus see osa on üksikasjalikumalt ja üksikasjalikumalt välja toodud. Raamatu lõpus on laiendatud soovitatavate nimekiri õppekirjandus ning loetleb peamised testidele ja eksamitele esitatavad küsimused.

See käsiraamat ei asenda olemasolevaid õpikuid ja töötubasid, vaid, vastupidi, pakub üksikasjalikumat ja üksikasjalikumat tutvustust ja programmi peamiste õpikute osade uurimist. Samal ajal lihtsus ja juurdepääsetavus õppevahend, võimaldab meie hinnangul õpilastel eelnevalt tutvuda loengute teemade ja sisuga, paremini ette kujutada kursuse konspekti ning ühendada programmi üksikud osad omavahel.

Autorid, üldharidus- ja loodusteaduste ning filosoofia osakonna juhtivad õppejõud, võtsid kokku ja süstematiseerisid iga loengu põhiparameetrid, eesmärgid ja eesmärgid lühidalt, abstraktselt. See võimaldab õpilastel minimeerida raisatud aega ja keskenduda põhiküsimustele ja distsipliini sätetele.

Usume, et käsiraamat on eranditult kasulik ja huvitav kõigile üliõpilastele, kes õpivad erialal “Keemia” esimesel kursusel ning on nõutud ka noorte alustavate õpetajate ja teadlaste seas loenguteks, laboratoorseteks ja laboriteks valmistumiseks. praktilised tunnid. Soovitame seda juhendit õpetajatele, keskkoolide, tehnikumide, kõrgkoolide õpetajatele, aga ka keemia süvaõppest huvitatud gümnasistidele.

Avaldame sügavat tänu dotsent Builova E.A. ja dotsent O.B. Chalova käsikirja avaldamiseks ettevalmistamise eest.

professor Zlotsky S.S., üldhariduse osakonna juhataja;

Filoloogia ja filoloogia kateedri juhataja professor Mazitova A.K.

Loeng 1. Aatomi ehituse kvantmehaaniline mudel………………
Loeng 2. Aatomite elektroonilised konfiguratsioonid. Perioodiline seadus. Perioodiline süsteem D.I. Mendelejev …………………………………….
Loeng 3. Keemiliste sidemete põhitüübid. Kovalentne side ……………
Loeng 4. Molekulide hübridisatsiooni ja geomeetria teooria. Kovalentsete sidemete ja molekulide polaarsus ja polariseeritavus……………………………………
5. loeng. Molekulidevahelised interaktsioonid. Vesinikside …………….
Loeng 6. Keemiline termodünaamika……………………………………………………………
Loeng 7. Keemiline kineetika…………………………………………………………………..
Loeng 8. Keemiline tasakaal………………………………………………..
Loeng 9. Lahendused. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise meetodid. Lahenduse omadused………………………………………………………………
Loeng 10. Dispergeeritud süsteemid. Pinnanähtused…………………….
Loeng 11. Elektrolüütide lahused. Elektrolüütiline dissotsiatsioon………
Loeng 12. Vee dissotsiatsioon. Hapete ja aluste dissotsiatsioon. Vesinikuindeks…………………………………………………………
Loeng 13. Lahustuvuskorrutis. Ioonivahetusreaktsioonid……….
Loeng 14. Soolade hüdrolüüs. Puhverlahused …………………………………
Loeng 15. Redoksreaktsioonid………………………
Loeng 16. “Elektroodipotentsiaali” kontseptsioon. Elektrokeemilised protsessid…………………………………………………………………………
Loeng 17. Sulandite ja lahuste elektrolüüs…………………………………..
Loeng 18. Metallide üldomadused………………………………….………
Loeng 19. Metallide korrosioon. Korrosioonikaitse meetodid ………………………
Loeng 20. II rühma põhialarühma metallid. Vee karedus ...............
Loeng 21. Konstruktsioonimetallid. Alumiiniumist. Kroom. Raud…………
Loeng 22. Polümeerid……………………………………………………………………………
Loeng 23. Keemiline identifitseerimine, aine analüüs……………………
Kontrollküsimused

Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenuste agentuuri ministeerium Põllumajandus Vene Föderatsiooni föderaalne riigieelarveline kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool, mille nimi on N.I. Vavilov" ÜLDKEEMIA lühikursus loengud esmakursuslastele Koolituse suunda Riigieelarveline erialane kõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Tehnikaülikool" T.I. Gubina tehnikateaduste doktor, föderaalse riigieelarvelise kõrghariduse õppeasutuse "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool" biotehnoloogia ja keemia osakonna professor L.A. Fomenko R99 Üldine keemia: loengute lühikursus esmakursuslastele ettevalmistuse erialal 110400.62 “Agronoomia” / Koostanud: G.E. Rjazanova // Föderaalne riigieelarveline kõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool". – Saratov, 2011. – 97 lk. Distsipliini „Üldine keemia“ loengute lühikursus on koostatud vastavalt distsipliiniprogrammile ja on mõeldud õppesuuna 110400.62 „Agronoomia“ üliõpilastele. Lühike loengukursus sisaldab teoreetiline materjalüldkeemia põhiküsimustes. Eesmärk arendada õpilastes teadmisi keemiliste nähtuste põhiseaduste kohta, kasutada neid teadmisi looduses toimuvate protsesside mõistmiseks ja keskkonnaprobleemide lahendamiseks. Küsimustele orienteeritud materjal erialane pädevus tulevased põllumajandusspetsialistid. UDC 54 BBK 24 Ryazanova G.E., 2011 Föderaalne riigieelarveline kutsekõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool", 2011 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Sissejuhatus Keemia on üks loodusteaduste erialadest. Ta uurib ainete struktuuri, omadusi ja muundumisi keemiliste reaktsioonide tulemusena. Kaasaegne keemia koosneb paljudest osadest, mille vahelised piirid on suvalised. Üldise (teoreetilise) keemia aluseks on aatomi-molekulaarne teooria, aatomite ja molekulide ehituse teooria, perioodilisuse teooria, keemiliste sidemete teooria, lahuste teooria, redoksreaktsioonide teooria, kompleksühendid, keemiline kineetika ja keemiliste protsesside termodünaamika. Üldise keemia teadmised on elementaarsed nii teiste keemiadistsipliinide õppimiseks kui ka hilisemaks põllumajanduskeemia, mullateaduse, taimefüsioloogia ja keemilise taimekaitse õppimiseks. Keemia on teadus, mis on lahutamatult seotud inimeste tootmistegevusega. Üldkeemia teadmiste kvaliteet võimaldab teoreetiliselt mõista probleeme, mis on seotud põllumajanduse tõhusa kemiliseerimise korraldamisega. 3 Autoriõigus OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Loeng 1 KEEMIA PÕHIMÕISTED JA PÕHISEADUSED 1.1. Distsipliini õppimise eesmärgid Keemia on üks loodusteadusi ehk teadused loodusest, meid ümbritsevast maailmast. Keemia on üldharidus ja mitte eriline eriala, aga on suur tähtsus põllutööliste jaoks. See moodustab olulise osa iga põllumajandusspetsialisti ideoloogilisest ja professionaalsest pagasist. See määrab keemia õppimise eesmärgid: Omandada keemiaalaseid teadmisi, mis on universaalse teaduse ja kultuuri oluline osa; Omandage keemia õppimise meetodeid. Keemiliste nähtuste näitel arendada intellektuaalseid võimeid ja loogilise mõtlemise võimet; Mõista keemia tähtsust põllumajanduse ja ökoloogia jaoks ning saada professionaalset juhendamist. 1.2. Keemia tähtsus põllumajanduses Keemial on põllumajanduse jaoks suur tähtsus. Kõige olulisem tegur põllumajandusliku tootmise intensiivistamine on põllumajanduse kemiseerimine (selle termini võttis kasutusele D.N. Prjanišnikov 1924. aastal). Põllumajanduse keemiline kasutamine on kasutamine kemikaalid ja protsessid mullaviljakuse tõstmiseks, tootmise efektiivsuse ja tööviljakuse tõstmiseks põllumajanduses. See hõlmab: Taimset toitaineid sisaldavate mineraalväetiste kasutamist. Need on: – Olulisemad makroelemendid – lämmastik, fosfor, kaalium (NPK); – Mikroelemendid – magneesium, raud, vask, tsink, molübdeen, väävel, boor jne. Keemiline taaskasutamine, taimedele soodsa keskkonna loomine. Need on: – happeliste muldade lupjamine (CaCO3) jne; – leeliseliste soolaste muldade kipsimine (kips – CaSO4∙2H2O) jne. Keemilised taimekaitsevahendid. Need on: – pestitsiidid (kahjurite ja haiguste jaoks); – herbitsiidid (umbrohutõrjeks) jne. Taimekasvuregulaatorid. Biotehnoloogia tähendab: mikrobioloogilisi väetisi, ensüüme, vitamiine jne. Kemikaliseerimise efektiivsus põllumajanduses sõltub põllukultuurist. D.N. Prjanišnikov ütles: "Puudumine vajalikke teadmisi Seda ei saa asendada isegi liigse väetisega. Seega, kui väetiste doose ja ajastust eiratakse, tekivad keskkonnaprobleemid ja taimede ainevahetus on häiritud. Keemilise melioratsiooni ebaõige rakendamine halvendab mulla viljakust. 4 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book- Service Agency 1.3. Keemia õppeaine Keemia õppimine peaks algama arusaamisega, mis keemia on. Praegu on erinevate autorite poolt välja pakutud mitukümmend keemiaaine määratlust. Need erinevad üksteisest definitsiooni täpsuse ja probleemi käsitluse aspektide poolest. See küsimus muutub mõnikord isegi vastuoluliseks. Anname mõned määratlused. Keemia on teadus, mis uurib ainete muundumisprotsesse, millega kaasnevad muutused keemilises koostises ja struktuuris. Keemia on teadus aatomite keemilistest ühenditest ( keemilised ained ah ja nende teisendused. ... Keemilise sideme olemasolu aines on peamiseks kriteeriumiks, kas see on keemiline. (O.S. Sirotkin) Keemia on teadus, mis uurib ainelise ainevormi koostise ja struktuuri muutumise protsesse, mille materiaalseteks kandjateks on aatomid. (V.E. Komarov) Ülesanne eest iseseisev töö: tutvuge erinevate autorite (F. Engels, D. I. Mendelejev, N. L. Glinka, O. S. Zaitsev, N. N. Semenov, D. N. Knjazev jt) keemiaaine definitsiooniga ja valige oma arusaamale sellest küsimusest kõige sobivam. DI. Mendelejev uskus: "Aatomid on aine keemilised üksused, mis on keemiliste vahenditega lagunematud." Keemilise aine (selle väikseima osakese) materiaalne kandja on aatom. 1.4. Põhimõistete ja keemiaseaduste dialektika Keemia põhineb paljude põlvkondade teadlaste katseandmetel erinevad riigid. Üldise (teoreetilise) keemia aluseks on aatomi-molekulaarne teooria, perioodilisuse õpetus, aatomite ja molekulide ehituse teooria, keemiliste sidemete teooria, lahuste teooria, redoksreaktsioonide teooria, kompleksühendid, keemiline kineetika ja keemiliste protsesside termodünaamika. Aatomi-molekulaarne teooria, mis on ühine alus mitte ainult keemia, vaid ka kõik loodusteadused, on loodud alates 18. sajandist ja areneb edasi ka praegu. See põhineb keemia põhiseadustel, stöhhiomeetria seadustel (kreeka keelest stoicheion - element). Stöhhiomeetria on keemia haru, mis uurib seost reaktsioonis osalevate reagentide hulga ja reaktsiooni tulemusena tekkinud reagentide hulga vahel. Ainete valemite ees olevaid koefitsiente keemiliste reaktsioonide võrrandites nimetatakse stöhhiomeetrilisteks koefitsientideks. Inimeste teadmised pole midagi tardunud. Need vastavad teaduse seisule antud arenguetapis ja võivad muutuda, kuna teadus on avatud süsteem, mis püüab loodusnähtusi üha tõesemalt, sügavamalt ja täielikumalt peegeldada. Selle näiteks on arusaamade muutumine keemia põhiseaduste kohta teaduse arengu eri etappidel. Massi jäävuse seaduse avastas suur vene teadlane M.V. Lomonosov (1748-1756): 5 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Reaktsioonis osalenud ainete mass võrdub reaktsiooni tulemusena tekkinud ainete massiga. Sõltumata temast kinnitas selle seaduse 1789. aastal prantsuse keemik A.-L. Lavoisier. Massi jäävuse seadus võimaldab koostada reaktsioonivõrrandeid ning panna lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemite vahele võrdusmärgi. : 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Sellel on praktiliste küsimuste lahendamisel suur tähtsus, kuna see võimaldab arvutada vajaliku lähteainete koguse soovitud toodete saamiseks tööstuslikus mastaabis. Kahekümnendal sajandil seda seadust täpsustati. Üldine loodusseadus on energia jäävuse seadus: Energia ei teki millestki ega kao jäljetult, vaid läheb ainult ühest vormist teise rangelt määratletud kogustes. Relatiivsusteooria looja A. Einstein (1905) tõestas massi ja energia seost: E = mc2 Seega eksotermiliste reaktsioonide käigus soojuse vabanemisel või endotermiliste reaktsioonide käigus soojuse neeldumisel reaktsiooniproduktide mass väheneb. olema veidi väiksem või suurem lähteainete massist vastavalt võrrandile: ∆E = ∆mc2 Sellest lähtuvalt on täpsem järgmine massi jäävuse seaduse sõnastus: Eksotermiliste reaktsioonide korral sisenenud ainete mass. reaktsioonis on võrdne reaktsioonisaaduste massi ja vabanenud energia massiga. Endotermilise reaktsiooni korral on reaktsioonis osalevate ainete mass võrdne reaktsioonisaaduste massi ja neeldunud energia massi vahega. Kuna keemilistes reaktsioonides on soojuse eraldumisest või neeldumisest põhjustatud massimuutus väga väike, võib väita, et massi jäävuse seadus rahuldab suure täpsusega. Muutunud on ka koostise püsivuse seaduse sisu. Koostise püsivuse seadus (J. Proust (1801-1808), Prantsusmaa): igal keemilisel ühendil on konstantne koostis, sõltumata selle valmistamismeetodist. Prousti seadus on põhiline. Ta kinnitas molekulide olemasolu ja aatomite jagamatust. Prousti vastaseks sai Berthollet (Prantsusmaa). Berthollet väitis, et aine koostis sõltub selle valmistamismeetodist. Prousti toetas suur inglise keemik John Dalton ja Berthollet' idee lükati tagasi. Nüüdseks on kindlaks tehtud, et koostise püsivuse seadus kehtib ainult molekulaarstruktuuriga ainete puhul. 6 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Mittemolekulaarse struktuuriga ainete koostis oleneb nende valmistamismeetodist (oksiidid, siirdemetallide sulfiidid, päevakivi jne). Berthollet’ idee on praegu aluseks keemilisele materjaliteadusele, mis kasutab just materjali struktuuri ja omaduste koostise sõltuvust selle valmistamise meetodist. Nüüd nimetatakse konstantse koostisega aineid daltoniidideks ja muutuva koostisega aineid bertolliidideks nende teadlaste auks, kelle jaoks koostise püsivuse seaduse sõnastamine oli arutelu objektiks. 1811. aastal avastas Amadeo Avogadro (Itaalia) seaduse, mida tunnustati 50 aastat hiljem (1860). Avogadro seadus: Erinevate gaaside võrdne maht samadel tingimustel (p ja t) sisaldab sama arvu molekule. Avogadro seaduse esimene järeldus: üks mool mis tahes gaasi võtab tavatingimustes 22,4 liitrit. Avogadro seaduse teine ​​järeldus: gaasi molaarmass võrdub ühe gaasi suhtelise tiheduse (D) korrutisega teise gaasi molaarmassiga: Mgas = 2DN 2, Mgas = 29Dair Avogadro on kindlaks teinud: - gaasiliste lihtainete molekulid koosnevad kahest aatomist (H2, O2, N2, Cl2); – 1 mool mis tahes ainet sisaldab 6 023 1023 aatomit või molekuli (Avogadro arv). Ekvivalentseaduse sõnastasid W. Richter (1793) ja W. Wollaston (1807) üksteisest sõltumatult: Ained reageerivad üksteisega kogustes, mis on võrdelised nende ekvivalentidega. Ekvivalentide seadus põhineb mõistel "keemiline ekvivalent". Keemiline ekvivalent on aine tegelik või tingimuslik osake, mis on võrdne ühe vesiniku katiooniga antud happe-aluse reaktsioonis või ühe elektroniga antud redoksreaktsioonis. Ekvivalentsustegur f'eq arvutatakse konkreetse reaktsiooni stöhhiomeetriliste koefitsientide põhjal. Ekvivalentsustegur on arv, mis näitab, milline osa tegelikust osakesest on võrdne ühe vesiniku katiooniga antud happe-aluse reaktsioonis või ühe elektroniga antud redoksreaktsioonis. Ekvivalentsustegur on mõõtmeteta suurus. Ekvivalentsustegur võib olla võrdne ühega või väiksem kui üks. Näiteks: a) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O; feq(H2SO4) = b) H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O; feq(H 2 SO 4) = 1 1 2 Stöhhiomeetrilisi arvutusi kasutatakse laialdaselt keemilisi aineid sisaldavate protsesside läbiviimiseks. 7 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Aatom-molekulaarse õpetuse põhisätted: – ained koosnevad molekulidest; – molekulid koosnevad aatomitest; – molekulid ja aatomid on pidevas liikumises. Aatom on keemilise elemendi väikseim elektriliselt neutraalne osake. Molekul on keemilise aine väikseim elektriliselt neutraalne osake. Praegu on ainehulga mõõtühikuks MOL. Mool on aine kogus, mis sisaldab nii palju struktuuriüksusi, kui palju aatomeid on 0,012 kg süsinikus 12C. Mool on aine kogus, mis sisaldab 6,02 1023 (Avogadro arv) valemiühikut (molekule või aatomit). Arvutusteks kasutatakse järgmisi suhteid: m nM n m M M m, n kus m on aine mass, g; M – molaarmass, g/mol; n – aine kogus, mol. Tänapäeva vaatenurgast võib keemiliste ainete struktuur olla erinev: molekulaarne (metaan CH4, ammoniaak NH3), aatom (teemant), ioonne (soolad), radikaalne (Cl, H). Aine võib koosneda makromolekulidest või olla mitmesuguste osakeste kompleksne kombinatsioon. Kaasaegne keemia põhineb materiaalse maailma lõpmatu kvalitatiivse mitmekesisuse põhimõttel. Erineva struktuuriga ained alluvad erinevatele seadustele. 1.5. Keemia uurimise meetodid Keemiliste nähtuste sügav mõistmine on võimalik ainult filosoofia seisukohalt, selle teooriaid ja kategooriaid rakendades. Filosoofia on tarkusearmastus (philosophia – kreeka keeles). Filosoofia kõige olulisem teooria on dialektika. Dialektika – filosoofia kategooriad, aine kõige üldisemate seaduste õpetus, liikumine, vastuolu, loodus, ühiskond ja mõtlemine, kvantiteet ja kvaliteet, põhjus ja tagajärg Aine on filosoofiline kategooria objektiivse reaalsuse tähistamiseks. Aineliigid Aine on aineliik, mida iseloomustab puhkemass m ≠ 0; Keemiline aine on aineliik, mille materjali kandjaks on aatomid; Väli – aineliik, mille puhkemass on null (magnetiline, elektromagnetiline, gravitatsiooniväli) m = 0; Vaakum on aine eriline olek. Selles pole osakesi (tühjus), vaid “virtuaalsed osakesed” tekivad lühiajalistest energiakõikumistest. Tugevatel väljadel ilmuvad pärisosakesed. Plasma on aine eriline olek väga kõrged temperatuurid(>7000). Elementaarosakestest, tuumadest ja ioonidest moodustub teatud tüüpi gaas. 8 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency BEC (gaasiline Bose-Einsteini kondensaat) on aine uus olek ülimadalatel temperatuuridel. Eriomadused: valgus aeglustub kuni V = 17 m/s, nagu pöörleva musta augu läheduses. Joonis 1.1. Aine liikumise vormid (f.m.) Joonis 1.2. Liikumise liigid Joonistamine. 1.3. Anorgaanilise aine evolutsioon 9 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Põhjus-tagajärg seosed keemilistes nähtustes Determinismi põhimõte: reaalsed nähtused tekivad, arenevad ja hävivad loomulikult, teatud põhjuste toimel. . Joonis 1.4. Lihtne skeem põhjuslikkus Joonis 1.5. Põhjus-tagajärg seosed mõnede hüdroksiidide omadustes Keemiliste nähtuste uurimise meetodid Katse Vaatlus Keemiliste reaktsioonide modelleerimine Induktsioon on arutlusmeetod konkreetselt üldisele. Deduktsioon on arutlusmeetod üldisest konkreetseni. Üldreeglid tuleks rakendada konkreetsete probleemide lahendamisel. Analoogia on tunnetusmeetod, mille käigus keemiliste objektide tunnuse sarnasuse põhjal tehakse järeldus nende sarnasuse kohta teistes tunnustes. Niisiis, valemit teades fosforhappe, võite kirjutada ortoarseenhappe valemi. Analüüs on keemilise aine või keemilise nähtuse lahutamine selle komponentideks (omadused, omadused). 10 Autoriõigus OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Süntees on keemilise aine või keemilise nähtuse aspektide, omaduste, omaduste ühendamine üheks tervikuks. Mõiste on mõte objektist või selle omadustest Otsus on mõistete toimimine Järeldus on hinnangute toimimine Skeem 1.1. Loogilised mõtlemisvormid Proovime omandatud teadmisi rakendada erialase küsimuse lahendamisel. Selleks rakendame: – mõisteid keemiliste ainete omaduste kohta; – mahaarvamise meetod; – põhjuse-tagajärje kategooriad; – loogilised mõtlemisvormid: mõiste → otsustus → järeldamine. Probleem: kas CuSO4 mikroväetise kasutamine on efektiivne aluselised mullad? CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 lahustuv lahustumatu 1. Mõisted: CuSO4 on lahustuv sool. Cu(OH)2↓ on nõrk lahustumatu alus. 2. Otsus: taimed võivad imenduda ainult lahustuvad ained. Aluselisel pinnasel muutub lahustuv CuSO4 lahustumatuks Cu(OH)2↓ ja muutub taimedele kättesaamatuks. 3. Järeldus: CuSO4 kasutamine leeliselistel muldadel on sobimatu. Küsimused enesekontrolliks 1. Esitage keemia definitsioon, mis vastab teie arusaamale sellest probleemist. 2. Võrrelge arusaama massi jäävuse seadusest 18. ja 21. sajandil. 3. Määrake arengu tüüp (keemiliste reaktsioonide edenemine või taandareng): H2CO3 = CO2 + H2O CaO + CO2 = CaCO3 4. Kirjutage analoogiameetodi põhjal arseeni ja seleenhappe valemid. 5. Leeliselise pinnase FeSO4 mikroväetise ebaefektiivsuse selgitamiseks kasutage deduktsiooni. 6. Kuidas mõistate D.N. Pryanishnikova: "Vajalike teadmiste puudumist ei saa asendada isegi väetiste liigse kasutamisega"? 11 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency VIITED Peamine 1. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 2. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin. – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. Täiendav 1. Egorov, V.V. Keskkonnakeemia. /V.V. Egorov. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 192 lk. 2. Naydysh, V.M. Kaasaegse loodusteaduse kontseptsioonid. /V.M. Naydysh. – M.: AlfaM; INFRA-M, 2004, – 622 lk. 3. Sirotkin, O.S. Keemia on paigas. / O.S. Sirotkin // Keemia ja elu. – 2003. - nr 5. – Lk 26. 4. Mineev V.G., Nitraatide ja fosfaatide kaitseks. / V.G. Mineev // Keemia ja elu. – 2008. nr 5. – lk 20. 5. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 12 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteeninduse agentuur Loeng 2 MODERNNE ÕPETUS ATOMI STRUKTUUR 2.1. Aatomi struktuuri ideede dialektika Klassikalises keemias oli ideid kahte tüüpi mikroosakeste - aatomite ja molekulide - kohta. Kuni 19. sajandini oli teadusel idee, et aatom on jagamatu ega sisalda komponente. 19. sajandi lõpus avastasid füüsikud faktid, mis tõestavad aatomi ehituse keerukust (elektroni avastamine, katoodkiired, radioaktiivsuse nähtus). Aastal 1911, Nobeli preemia laureaat Ernest Rutherford, mis põhines katseseeriatel osakeste hajutamise kohta õhukese kaudu. metallplaadid pakkus välja aatomi struktuuri tuuma (planetaarse) mudeli. Rutherfordi aatomi planetaarmudel Aatom koosneb positiivselt laetud tuumast ja negatiivselt laetud elektronidest, mis tiirlevad ümber tuuma. Rutherfordi mudeli vastuolud 1. Miks on aatom stabiilne? Klassikalise füüsika seaduste järgi peab elektron tuuma ümber liikudes kiirgama energiat ja ammendama selle 10-8 sekundiga. ja kukuvad tuumale. 2. Kui elektron kiirgab energiat pidevas voos, peab sellele vastama pidev spekter. Spekter on aga joonitud. Miks? Nende probleemide lahendamiseks pakkus Niels Bohr 1913. aastal välja teooria, mis ühendas Rutherfordi aatomi tuumamudeli Plancki valguse kvantteooriaga. Bohri põhiidee (väga julge): Elektroni liikumine aatomis ei allu klassikalise füüsika seadustele. Makro- ja mikrokosmoses kehtivad erinevad seadused. Bohri postulaadid 1. Aatomis olev elektron liigub mitte mis tahes, vaid kindlal statsionaarsel orbiidil ega eralda energiat. 2. Energia emissioon portsjonitena (kvantidena) toimub ainult siis, kui elektron liigub ühelt orbiidilt teisele Bohri teooria ei suutnud seletada mõningaid aatomi olulisi omadusi, selles oli vastuolusid. 20. sajandi 20. aastatel loodi aatomi struktuuri kvantmehaaniline teooria. Teooria põhineb Louis de Broglie (1924) ideel: elektronil on kahekordsed osakeste-laine omadused, st. nii osakeste kui ka lainete omadused üheaegselt. 13 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Elektronil kui osakesel on mass ja see avaldub ühtse tervikuna. Elektroni lainelised omadused avalduvad tema liikumise iseärasustes, elektroni interferentsis ja difraktsioonis. De Broglie võrrand peegeldab seda dualismi: λ = h/m, kus h on Plancki konstant; m – osakeste mass; - osakeste kiirus. E. Schrödinger (Austria, 1926) sõnastas võrrandi, mille lahendus võimaldab leida kolmemõõtmelise laineprotsessi amplituudile vastava elektronlainefunktsiooni Ψ(x, y, z). Schrödingeri võrrand (Austria, 1926) ψ x2 2 ψ у2 ψ z2 2 2 8π 2 m (E V)ψ h2 0, kus on lainefunktsioon; x, y, z – kolmemõõtmelise ruumi koordinaadid. Väärtus 2 vastab tõenäosusele leida elektron ringtuumaruumi erinevates punktides. Schrödingeri võrrandi lahendamine võimaldab meil leida elektroni orbitaali. Van den Broek (Holland, 1912) soovitas: Mis tahes elemendi aatomi tuuma laeng on arvuliselt võrdne elemendi aatomnumbriga perioodilisustabelis. Seda hiilgavat intuitiivset oletust kinnitas 1913. aastal eksperimentaalselt Moseley (Inglismaa). 2.2. Aatomi ehituse kaasaegne kvantmehaaniline mudel Aatomil on keeruline struktuur. See koosneb positiivselt laetud tuumast, mis sisaldab prootoneid ja neutroneid, ning negatiivselt laetud elektronidest, mis liiguvad ümber tuuma. Aatomis olev elektron liigub tohutult muutuva kiirusega. Tema liikumise trajektoor pole teada. Elektron liigub kaootiliselt, juhuslikult, moodustades elektronpilve (elektronorbitaali). Elektroniorbitaal on aatomituuma ümbritsev ruumipiirkond, milles elektronide liikumine on kõige tõenäolisem. Elektroni käitumist aatomis iseloomustab Heisenbergi määramatuse printsiip: aatomi skaalal oleva mikroosakese jaoks on võimatu samaaegselt näidata koordinaate ja nurkmomenti võrdse täpsusega. Kvantarvud Elektroni oleku kirjeldus aatomis määratakse nelja kvantarvuga. Peamine kvantarv n iseloomustab elektroni energiavaru antud tasemel ja selle kaugust tuumast. Vastab elektroonilise taseme numbrile. Aktsepteerib täisarvude väärtusi: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... 14 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Sekundaarne (orbitaalne) kvantarv l iseloomustab orbitaalnurka impulsi elektron. Määrab elektronpilve (orbitaali) ruumilise kuju. Aktsepteerib täisarvväärtusi vahemikus 0 kuni n–1. Numbrilistel väärtustel (0, 1, 2, 3) on tähed (s, p, d, f). Tabel 2.1 – Orbitaalide kvantarvud ja orbitaalide kuju 0 1 2 3 Orbitaali kuju Sfääriline hantel Kaks ristatud hantlit Veelgi keerulisem kuju l (s) (p) (d) (f) Samasuguse elektronorbitaali kujuga elektronid moodustavad alamtasandid antud energiatase. Alamtasandite arv tasemel vastab taseme numbrile. Tabel 2.2 – Alamtasandite arvu sõltuvus tasandite arvust n (tase) 1 2 3 4 l (alamtasandid) S s, p s, p, d s, p, d, f Magnetkvantarv m Iseloomustab alamtasandite magnetilisi omadusi elektron, mis sõltuvad elektronipilvede suunast ruumis. Aktsepteerib täisarvväärtusi külgkvantarvu suurusjärgus, nii positiivseid kui ka negatiivseid, sealhulgas 0 (null). Tabel 2.3 - m Sekundaarsete ja magnetiliste kvantarvude väärtuste seos Väärtused m 0 (üks) 1, 0, –1 (kolm) 2, 1, 0, –1, –2 (viis) 3, 2 , 1, 0, –1 , –2, –3 (seitse) l 0 1 2 3 Magnetkvantarvu Nm väärtuste arvu saab arvutada valemiga: Nm = 2l +1, kus l on külgmise kvantarvu väärtus. Tabel 2. 4 – Orbitaalide arv alamtasanditel Alamtase s p D f Orbitaalide arv – (üks) – – – (kolm) – – – – – (viis) – – – – – – – (seitse) 15 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC "Agency Kniga-Service" Spinni kvantarv iseloomustab elektroni sisemist nurkimpulssi. Võtab väärtused h 1 1 + ja – (ühikutes). 2 2 2 Pauli põhimõte Aatomil ei saa olla kahte elektroni, mille kõigi nelja kvantarvu väärtused on samad. Järeldus: üks orbitaal võib sisaldada maksimaalselt kahte vastandliku spinniga elektroni. Tabel 2.5 – Maksimaalne elektronide arv tasemel n N 1 2 2 8 3 18 4 32 Nn = 2n2, kus n on tasemearv (peamine kvantarv). Tabel 2.6 – Maksimaalne elektronide arv alamtasemel l N1 0(s) 2, kus l on kõrvalkvantarv. 1(p) 6 2(d) 10 3(f) 14 N1 = 2(2l + 1), Minimaalse energia põhimõte Aatomis olev elektron asub tasemel ja alamtasandil minimaalse energiahulgaga asendis; see on selle jaoks energeetiliselt soodne ja stabiilne. 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p Рисунок 2.1. Схема расположения энергетических подуровней в многоэлектронном атоме 16 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило Хунда Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором величина суммарного спина электронов максимальна. Это условие выполняется, если электроны заполняют все свободные орбитали сначала по одному, а затем происходит пополнение каждой орбитали вторым электроном. Пример: Рисунок 2.2. Последовательность заполнения электронами р – подуровня Правила В.М. Клечковского 1. Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). 2. При одном и том же значении суммы (n+l) электроны заполняют орбитали с меньшим п, но с большим l. 2.3. Электронные формулы элементов На основе принципа Паули, принципа минимальной энергии, правила Хунда, представлений об энергетических уровнях и подуровнях составляются электронные формулы элементов. Электронные формулы показывают распределение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. При составлении электронной формулы сначала пишут цифру, соответствующую номеру энергетического уровня, на который поступает электрон. Затем пишут букву, соответствующую подуровню и справа наверху, в виде показателя, обозначают число электронов на данном подуровне. Примеры: I период (один энергетический уровень) Электронная формула: Н 1S1 Электронно-графическая формула: Водород Н №1 +1 (заряд ядра) 1ē 1-й S - элемент 1 S Степень окисления водорода: +1 (Н2О, NH3, HCl) Исключение: степень окисления водорода – 1 в соединениях с очень активными металлами (NaH, KH). 17 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Водород Водородное пламя создает t = 2800o Восстановитель Источник, переносчик и концентратор энергии Получение аммиака, жидкого топлива, твердых жиров Экологически чистое топливо будущего Схема 2.1. Значение и применение водорода Элементы, у которых электроны заполняют s - подуровень, называются s– элементами. Первые два элемента любого периода являются s–элементами. Не Гелий Не №2 +2 (заряд ядра) 1S2 1 S первый уровень завершен 2å 2-й S - элемент Гелий – инертный газ. Гелий Дирижабли с гелиевым наполнением Теплоноситель ядерных реакторов В медицине: гелиевый воздух лечит бронхиальную астму, применяется для водолазов В электронике: жидкий гелий – среда для сверхпроводников Схема 2.2. Значение и применение гелия (инертный, легкий) Литий Li №3 +3 (заряд ядра) 3ē 1-й S - элемент II период (два энергетических уровня) Li 1S2 2S1 (валентный уровень) Литий – активный щелочной металл. Степень окисления: +1. Формулы соединений: Li2O → LiOH. Литий В атомной технике: теплоноситель, растворитель соединений урана Для кондиционирования воздуха применяют соли лития В медицине: для лечения психических расстройств Схема 2.3. Значение и применение лития 18 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Be 1S2 2S2 Бериллий Ве №4 +4 (заряд ядра) 4ē 2-й S - элемент (валентный уровень) Бериллий – амфотерный металл. Соединения: ВеО → Ве(ОН)2 Н2ВеО2 Бериллий Материалы космической, ракетной и авиационной техники Бериллий токсичен ПДК в воздухе – 0,001 мг/м3 Для человека, животных вреден: рахит, ослабление костной ткани, отек легких Для растений безвреден Схема 2.4. Значение и применение бериллия При получении энергии извне (при нагревании) атомы переходят в возбужденное состояние. При этом электронная пара распаривается и электрон переходит в свободную орбиталь подуровня в пределах своего номера уровня. В 1S22S22р1 Электронно-графическая формула Бор (валентный уровень) №5 +5 (заряд ядра) 5ē 1-й р - элемент Бор Бороводородное топливо, военная техника, легирование стали Важнейший микроэлемент, влияет на белковый и углеводный обмен Схема 2.5. Значение и применение бора Бор – первый р – элемент второго периода. Элементы, у которых электроны заполняют р – подуровень, называются р – элементами. Последние 6 элементов любого периода (кроме первого и седьмого) являются р – элементами. 19 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства s – и р – элементов У s– и р– элементов электроны заполняют внешний уровень от 1 до 8. Химические свойства элементов меняются быстро, от металлических к неметаллическим и до инертного газа. Количество электронов на внешнем уровне у s– и р– элементов соответствует номеру группы, в которой находится элемент. У s– и р– элементов валентными являются электроны внешнего уровня. Главные подгруппы образуют s– и р– элементы. Правила нахождения степени окисления элемента 1. Отрицательная степень окисления элемента (неметалла) равна числу электронов, которое он принимает для завершения внешнего уровня до 8 электронов. 2. Положительные степени окисления элемента равны (обычно, есть исключения) числу неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состоянии атома, которые он отдает. Вопросы для самоконтроля 1. Определите понятие «атом». 2. Из чего состоит атом? 3. Какие частицы входят в ядро атома? 4. Что общего и что различного у электронов атома углерода? 5. Сформулируйте основную идею Нильса Бора, Луи де Бройля. 6. Что такое электронная орбиталь? 7. Сколько орбиталей на s –, p –, d –, f – подуровнях? 8. Как проявляется в строении атомов элементов принцип минимальной энергии? 9. Как вы понимаете принцип Паули? 10. Объясните, как вы понимаете правило Хунда. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ Основная 1. Глинка, Н.Л. Общая химия /Н.Л. Глинка – М.: КНОРУС, 2009. – 752 с. 2. Князев, Д.А. Неорганическая химия/Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин – М.: Дрофа, 2004. – 592 с. 3. Рязанова, Г.Е. Общая и неорганическая химия. Таблицы и схемы /Г.Е. Рязанова. – Саратов: ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ», 2006 – 284 с. Дополнительная 1. Клинский, Г.Д. Неорганическая химия /Г.Д. Клинский, В.Д. Скопинцев. – М: Изд-во МСХА, 2001. – 384 с. 2. Гельфман, М.И. Неорганическая химия /М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. – СПб.: Издво «Лань», 2009. – 528 с. 3. Неорганическая химия (биогенные и абиогенные элементы): Уч.пособие / под ред. В.В. Егорова. – СПб.: Изд-во «Лань, 2009. – 320 с. 4. ru.wikipedia.org 20 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Лекция 3 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА 3.1. Perioodiline seadus ja elementide perioodilisustabel D.I. Mendelejev - kaasaegse keemia alus Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem D.I. Mendelejev on keemiateaduse suurim saavutus. Seaduse avastamine ja perioodilise süsteemi loomine on suure vene teadlase D. I. pika ja raske töö tulemus. Mendelejev. Perioodiline seadus: Lihtkehade omadused, aga ka elementide ühendite vormid ja omadused sõltuvad perioodiliselt elementide aatommasside väärtusest D. I. Mendelejev (1869) Mendelejev uskus, et "tulevik ei ohusta perioodilist seadust hävinguga, vaid lubab ainult pealisehitusi ja arengut” . Perioodiline seadus avastati 19. sajandil. Kahekümnendal sajandil S.A. Shchukarev ütles: "Süsteemi täieliku tähenduse mõistmine on põhjatu sügavusega ülesanne, mille lahenduse poole inimene igavesti püüdleb, kui üks kättesaamatutest ja täiesti arusaamatutest tõdedest." Perioodiline seadus (kaasaegne sõnastus) Elementide omadused, aga ka elementide ühendite vormid ja omadused, sõltuvad perioodiliselt nende aatomite tuumade laengute suurusest.Perioodiline süsteem koondab ulatuslikud keemilised teadmised äärmiselt kokkuvõtlikusse teksti vormi. Elementide perioodilisustabelit tuleks käsitleda konkreetsetes ruumi- ja ajatingimustes. Ülikõrgetel temperatuuridel jääb aatom ilma elektronidest ja kõrge rõhk muudab nende paigutust aatomites. Nendel tingimustel lakkavad aatomid järgimast perioodilist seadust. Perioodiline elementide süsteem on perioodilise seaduse graafiline (tabelikujuline) väljend Süsteem on range matemaatiline kategooria, mis tähendab järjestatud hulka. Funktsioonikomplektide vaheliste ühenduste loomiseks kasutatakse maatriksi ideed. Maatriks on ristkülikukujuline tabel, mis koosneb ridadest ja veergudest. 21 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenindusbüroo Tabel 3.1. D.I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodiline süsteem 22 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Perioodiline süsteem on omamoodi maatriks. Selle elemendid on keemilised elemendid. Jooned on perioodid. Veerud on rühmad. Perioodiline tabel peegeldab tõsiasja, et üksikud keemilised elemendid esindavad järjestatud elementide kogumit, mis alluvad sisemistele suhetele. Iga keemiline element on aine arengu loomulik samm, mitte juhuslik moodustis. Keemiliste elementide klassifikatsioon Etteantud omadustega ainete saamine Filosoofia seaduste kinnitus Vahend edasiste uuringute ettenägemiseks Perioodiline seadus Agrokeemia Maavarade geoloogiline uurimine Kosmoseuuringud Meditsiin, farmaatsiatööstus Skeem 3. 1. Perioodilise seaduse tähendus "Elusaine oma keskmises koostises on seotud pinnasega ja ehitab oma rakud üles elementidest samade seaduste järgi, mille järgi ainet ehitatakse materjalidest või Päikese ja tähtede atmosfäärist." A.E. Fersman Perioodiline elementide süsteem sisaldab 118 hetkel avastatud elementi, mis paiknevad 7 perioodis ja 8 rühmas. 3.2. Perioodilise tabeli struktuur Igal keemilisel elemendil on seerianumber. Aatomarv on võrdne: aatomituuma laeng; prootonite arv tuumas; elektronide koguarv neutraalses aatomis. Periood on horisontaalne elementide jada, mis algab s-elementidega (leelismetallid) ja lõpeb p-elementidega (väärisgaasid). Perioodi jooksul on väline elektrooniline loodi üles ehitatud 1 kuni 8 elektroni. Valmis välimine tasand sisaldab 8 elektroni. Perioodi number vastab aatomi energiatasemete arvule. Periood I sisaldab ainult kahte elementi (üks rida). Teine ja kolmas periood sisaldavad kumbki 8 elementi. Perioode I, II ja III nimetatakse väikesteks perioodideks (üks rida). Perioodid IV, V ja VI (suurperioodid) koosnevad kahest reast. 23 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Rühm on sama tüüpi elektroonilise konfiguratsiooniga elementide vertikaalne jada. Elementide rühm sisaldab kahte alarühma: peamist (A) ja sekundaarset (B). Peamised alarühmad moodustavad s - ja p - elemendid. Külgmised alamrühmad moodustavad d - elemendid. Peamiste alarühmade elementide välisenergia tasemel elektronide arv (ē) võrdub rühmaarvuga. Kõrvalrühmade elementide välise energiataseme elektronide arv on 2, sõltumata rühma numbrist. Perioodilised muutused elementide aatomite elektroonilises struktuuris põhjustavad perioodilisi muutusi elementide keemilistes omadustes, samuti nendest moodustuvates kompleksühendites. Perioodilisuse tabeli tähtsus haridusprobleemide lahendamisel Perioodilisuse tabeli abil saab iseloomustada elemendi keemilisi omadusi. Selleks tuleb kasutada perioodilise süsteemi numbreid koodina, mis paljastab aatomi ehituse ja elemendi omadused. 3.3. Algoritm elemendi aatomi üldtunnuste jaoks 1. Elemendi järgarv (nr). 2. Aatomi tuuma laeng (Z). 3. Prootonite arv aatomi tuumas (p+). 4. Suhteline aatommass (Ar). 5. Neutronite arv aatomi tuumas (ei). 6. Elektronide koguarv aatomis (ē). 7. Perioodi number → energiatasemete arv. 8. Rühma number, alarühm (pea- või kõrvalrühm) → arv ē aatomi välistasandil. 8.1. Põhialarühm → number ē välistasandil võrdub rühmanumbriga. 8.2. Kõrvalrühma number ē välisel tasemel on 2, olenemata rühmanumbrist (või 1). 9. Hinnake, kas element on metall või mittemetall (arv ē välistasandil). 10. Tehke kindlaks, millisesse elektroonikaperekonda element kuulub (s, p või d) ja millisesse kategooriasse see elektronperekond kuulub. 11. Koostage elektrooniline valem, tõstke esile valentselektronid. 11.1. Põhialarühma elemendi jaoks - välise tasandi elektronid. 11.2. Külgmise alamrühma elemendi jaoks - välise tasandi elektronid ja d - eelviimase tasandi alamtase. 12. Loo elektrongraafilised valemid (Hundi reegli alusel), näita valentselektronide jaotust tasemetel ja alamtasanditel normaal- ja ergastatud olekus. 13. Nimeta elemendi oksüdatsiooniastmed. 14. Kirjutage elemendi oksüdatsiooniastmetele vastavate olulisemate ühendite valemid (oksiidid, hüdroksiidid, vesinikuühendid). 15. Iseloomusta olulisemate ühendite omadusi. 24 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur 16. Avaldage elemendi ja selle ühendite tähtsust taimedele, põllumajandusele, tööstusele. Näited: Lämmastik N 1) Nr 7 9) Mittemetall (aktsepteerib ē, kuid võib anda ka 2) +7 (tuumalaeng) 3) 7р+ 10) 3. р – element 4) Ar = 14 11) Elektrooniline valem: 5 ) 7no 1s22s22p3 valentsitase 6) Kokku 7 ē 7) II periood – kaks energiataset 12) Elektrongraafiline valem: 8) V rühm, põhialarühm – 5 ē ergastus välistasandil võimatu 13) Oksüdatsiooniseisundid: – 3, +1, +2, +3, +4, +5. 14) Olulisemate ühendite valemid 3 1 N H3 → ammoniaak NH4OH → NH4Cl, NH4NO3, (NH4)SO4 ammooniumhüdroksiid ammooniumisoolad Ammoonium mineraalväetised Hapnikuühendid: 2 2 1 2 indiferentsed oksiidid N 2 O, NO – 3 2 НNO2 → N 2 O3 → lämmastikhape 4 2 pruun gaas N O2 – 5 2 НNO3 → N 2 O5 → lämmastikhappe soolad - nitritid – NaNO2 soolad - nitraadid – KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3 nitraatlämmastikväetised (soolpeeter) Lämmastik on kõige olulisem makroelement. Fosfor Р Р 1s22s22p63s23р3_ valentsitase Tuuma elektrongraafiline valem) nt tasemed Oksüdatsiooniastmed: -3, +3, +5 25 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Raamatu-teenindusagentuur Olulisemad fosforiühendid 313 2 3 RN 3; P2 H 4 P2 O 3 2 P2 O 5 → H3PO4 → soolad - fosfaadid → H3PO3 → soolad-fosfitid fosforhape Fosforhappe vormid: HPO3 - meta - H3PO4 - orto - H4P2O7 - püro - Na3PO4 NaphPO4 Phosfer (Na3PO4) 2 – kaltsiumdivesinikfosfaat (superfosfaat) CaHPO4∙2H2O – kaltsiumvesinikfosfaat (sade) Ca3(PO4)2 ↓ - kaltsiumfosfaat (fosfaatjahu) Fosfor on kõige olulisem makrotoitaine. d – suurte perioodide elemendid Suurtel perioodidel (4, 5, 6, 7) viiakse s- ja d-elementide vahele 10 d – elemente, milles elektronid täidavad väljastpoolt teise tasandi d – alamtasandi. Kõigil d-elementidel, olenemata rühma numbrist, on välistasandil kaks elektroni (või elektronide lekke korral üks elektron). Seetõttu on d - elemendid eksponeeritud metallilised omadused. D-elementides on valentselektronid kahe tasandi elektronid - välistase ja eelviimase tasandi d- alamtase ehk (n – 1)d ja nSnP. d-elemendid moodustavad perioodilisuse tabeli külgmised alamrühmad. Enamikul d-metallidel on mitu oksüdatsiooniastet, seega on nende ühenditel redoks-omadused. D-elementide oksiididel ja hüdroksiididel on aluselised, amfoteersed või happelised omadused olenevalt neid moodustava d-elemendi oksüdatsiooniastmest. d – metallid on head kompleksimoodustajad ja moodustavad stabiilseid kompleksühendeid. d – metallid mangaan, koobalt, vask, tsink on elutähtsad olulised mikroelemendid . Nende metallide sulfaate kasutatakse mikroväetisena, mida kasutatakse seemnete külvieelseks töötlemiseks ja taimede lehtede söötmiseks. Näide: Raud Fe Fe 1s22s22p63s23р63d64s2 valentstasemed nr 26 26 ē 6. d-element Elektrongraafilised valemid Fe oksüdatsiooniastmed: +2, +3, +6. 26 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Olulisemad ühendid 2 Fe O → Fe(OH)2 peamised aluselised oksiidiomadused 3 H3FeO3 → ferriitsoolad KFeO2 Fe2 O3 → Fe(OH)3 nõrgalt amfoteersed amfoteersed omadused Н2О НFeO2 6 Fe O3 → H2FeO4 happelised omadused → raudhape K2FeO4 sool-ferraadid (oksüdeerivad ained) Raud on oluline mikroelement. 3.4. Elementide ja nende ühendite omaduste muutumise perioodilisus Keemiliste elementide omadused muutuvad perioodiliselt. Perioodiliselt muutuv: aatomiraadiused (R); ionisatsioonienergia (ionisatsioonipotentsiaal I); elektronide afiinsus (E) elektronegatiivsus (χ) χ=I+E või χ= I E . 2 Aatomite raadiused (R) perioodis vähenevad koos aatomarvu suurenemisega (horisontaalne perioodilisus). Põhjus: aatomituuma laeng suureneb, kuid energiatasemete arv perioodis on konstantne. Mida väiksem on raadius, seda raskem on aatomil elektronidest loobuda (metalliomadused vähenevad). Pikkadel perioodidel täheldatakse: 1. d – kokkusurumine (raadiuse vähendamine d – elementide reas); 2. f – kokkusurumine (raadiuse vähendamine f – elementide real); a) perioodil VI – lantaniidi kokkusurumine; b) VII perioodil – aktinoidne kompressioon. Rühmades seerianumbri kasvades elementide raadiused suurenevad (põhimuster). Põhjus: energiatasemete arvu suurenemine. Tagajärg: suurenenud võime elektronide loovutamiseks → suurenenud metalliomadused. Tabel 3.2 - Raadiuse normaalne muutus IA rühmas Element R, nm Li 0,155 Na 0,189 K 0,236 Rb 0,248 Elementide metallilised omadused suurenevad. 27 Cs 0,268 Fr 0,280 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Tabel 3.3 - R muutuste mustri rikkumine f - kokkusurumisest IB rühmas Element R, nm Cu 0,128 Ag 0,144 Au sekundaarne alamrühm144 Au 0. , metallilised omadused vähenevad (lantaniidi kokkusurumise mõju). Ionisatsioonienergia on energia, mis on vajalik ühe elektroni eemaldamiseks aatomist. Ionisatsioonipotentsiaal I on väikseim pinge (elektronvoltides), mis tuleb aatomile rakendada ühe elektroni eemaldamiseks. Ionisatsioonipotentsiaal I iseloomustab elementide metallilisi ja redutseerivaid omadusi. E0 = E+ + ē aatomioon Üldjoonis: Suureneva aatomarvuga perioodidel ionisatsioonipotentsiaal suureneb. I väärtus saavutab maksimumi perioodi lõpupoole. Üldine muster: ionisatsioonipotentsiaalid rühmades vähenevad koos aatomarvu suurenemisega. Üldmustri rikkumine: (alatasandi täituvuse astme mõju). Täielikult või pooleldi elektronidega täidetud alamtasemed on kõige stabiilsemad (I suureneb). Tabel 3.4 - Alamtaseme täitumise astme mõju ionisatsioonipotentsiaalile Element Valentselektronid I, eV N 2s22p3 14,53 O 2s22p4 13,61 Tabel 3.5 - Lantaniidi kokkusurumise mõju ionisatsioonipotentsiaalile Element R, 20,71eV nm 70,71 nm 70,71. ,57 Au 0,144 9,22 Elektronide afiinsus (E, eV) on energia, mis vabaneb ühe elektroni lisamisel aatomile Elektronafiinsus iseloomustab elementide mittemetallilisi, oksüdeerivaid omadusi. Üldine muster: Suureneva aatomarvuga perioodil elektronide afiinsus suureneb. Rühmas aatomarvu suurenedes elektronide afiinsus väheneb. 28 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga teenindusagentuur Tabel 3.6 – elektronide afiinsuse väärtuse muutus VII rühmas – A Element E, eV F 3,62 Cl 3,82 Br 3,54 J 3,24 Elektronegatiivsus (χ) on aatomite võime molekul elektronide enda poole meelitamiseks. Elektronegatiivsuse mõõduks loetakse energiat, mis võrdub ionisatsioonienergiate (I) ja elektronide afiinsuse (E) summaga χ = I+E. Tavapäraselt eeldati, et Li 1. Tavapäraselt on metallide ja mittemetallide vaheline piir 2 (või 1,7). mittemetallid metallid 2< 2 χ >2 Joonis 3.1. Metallide ja mittemetallide tavapiir Tabel 3.7 – Mõnede elementide aatomite elektronegatiivsus Element χ Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 metallid Ge 2,02 Cl 2,83 F 4,10 mittemetallid Elementide keemilised omadused muutuvad perioodiliselt. Perioodil muutuvad elementide omadused metallilisest mittemetalliliseks ja inertseks (vääris)gaasiks. Elementide oksüdatsiooniastmed muutuvad perioodiliselt. Oksüdatsiooniaste on aatomi laeng ühendis, mida tavapäraselt peetakse ioonseks. Kõrgeim oksüdatsiooniaste on selle suurim positiivne väärtus. See on võrdne rühma numbriga. Erandid: O, F, Fe, Cu, Ag, Au. Madalaim oksüdatsiooniaste on selle madalaim väärtus. Kõik muud oksüdatsiooniastmed on vahepealsed või vahepealsed. Oksüdatsiooniastmel on (+) või (–) märk. Pidevad kraadid oksüdatsioon: 1) leelismetallid I A- rühmad: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: +1 2) metallid II A – rühmad: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: +2 3) Al: +3 4) H : +1 (erand: NaH hüdriidid) 5) O: – 2 (erand: OF2) 6) Aatomi oksüdatsiooniaste on null (aatom on elektriliselt neutraalne) 7) Molekuli oksüdatsiooniaste on null (molekul on elektriliselt neutraalne). Elementide valents muutub perioodiliselt. Valentsi mõõdetakse keemiliste sidemete arvuga, millega antud aatom on ühendatud teiste aatomitega. Valentsil pole märki. Oksüdatsiooniastme ja valentsi väärtused ei pruugi kokku langeda. 29 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Kniga teenindusagentuur Tabel 3.8 – Lämmastiku oksüdatsiooniaste ja valents NH3 ja NH4Cl Aine NH3 NH4Cl Lämmastiku oksüdatsiooniaste –3 –3 Lämmastiku valents 3 4 Keemiliste elementide omadused mõjutavad nende vastavatest keerulistest ühendustest. Skeem 3.2. Elementide omaduste karakteristikud Enesekontrolli küsimused 1. Andke D.I perioodilisuse seaduse sõnastus. Mendelejev. Selgitage, kuidas te sellest aru saate. 2. Võrrelge mis tahes makro- ja mikroelemendi aatomistruktuuri ja omadusi. 3. Selgitage, miks väärisgaasid on inertsed ja leelismetallid aktiivsed. 4. Võrrelge aatomite raadiusi ja ionisatsioonipotentsiaale. 1) naatrium ja kaalium; 2) hapnik ja fluor. 5. Too näiteid kompleksühendite omaduste sõltuvusest neid moodustavate elementide omadustest. VIITED Põhiline 1. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 2. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. 30 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Täiendav 1. Anorgaaniline keemia (biogeensed ja abiogeensed elemendid): õpik / toim. V.V. Egorova. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 320 lk. 2. Guzey, L.S. Üldine keemia / L.S. Guzey, V.N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Kirjastus. Moskva Riiklik Ülikool, 1999. – 333 lk. 3. Agafošin, N.P. Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem D.I. Mendelejev. / N.P. Agafoshin - M.: Haridus, 1973. - 208 lk. 4. Dmitrijev, S.N. Üliraskemetallide keemiline tuvastamine ja omaduste uurimine. Perioodilise süsteemi areng D.I. Mendelejev / S.N. Dmitrijev – XVIII Mendelejevi üld- ja rakenduskeemia kongressi ettekannete kokkuvõtted: 5 köites; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – Lk 47. 31 Autoriõigus JSC “CDB “BIBKOM” & LLC “Agentuur Kniga-Service” Loeng 4 PERIOODISE SEADUSE VÄLJENDAMINE ANORGAANILISTE ÜHENDITE HAPPELAUSE OMADUSTEL 4. 1. Anorgaaniliste ühendite põhiklasside geneetiline seos Looduses on tohutul hulgal anorgaanilisi ühendeid, mis kuuluvad väike arv anorgaaniliste ühendite põhiklassid. Oksiidid ja hüdroksiidid erinevad selle poolest, mil määral neil on aluselised või happelised omadused. Hüdroksiidide elektrolüütide tugevus on erinev. Lisaks on igal ainel ka oma individuaalsed omadused. Seda elementide keemiliste omaduste dialektikat on vaja selgelt ette kujutada, et oleks võimalik ette kujutada keeruliste ühendite keemiliste omaduste dialektikat. Anorgaaniliste ühendite põhiklasside omadused aitavad mõista perioodilisuse seadust ja võimaldavad sellele tugineda. usaldusväärne vundament teadmisi. Kõikides loodusnähtustes ja protsessides esinevad vastuolulised, üksteist välistavad, vastandlikud tendentsid. Need vastandlikud suundumused avalduvad metallide aatomite omadustes, mis võivad loovutada elektrone, ja mittemetallide aatomite omadustes, mis võivad elektrone saada. Kuna ainete koostis muutub keerulisemaks, ilmnevad need vastandlikud suundumused jätkuvalt. Tüüpilised madalas oksüdatsiooniastmes metallid ja siirdeelemendid moodustavad aluselisi oksiide, samas kui tüüpilised mittemetallid ja siirdeelemendid kõrges oksüdatsiooniastmes moodustavad vastupidiste omadustega happelisi oksiide. Ainete koostise edasise komplitseerimisega tekivad hüdroksiidid, mille alused vastavad aluselistele oksiididele ja happed vastavad happelistele oksiididele. Aluste ja hapete omadused on samuti vastandlikud. Seega toob ainete koostise muutumine kaasa nende omaduste muutumise. Metallide ja mittemetallide omaduste kontrast määrab nii aluseliste kui happeliste oksiidide ning aluste ja hapete omaduste kontrasti. See tõestab, et keeruliste ainete omadused on dialektilises sõltuvuses elementide aatomite omadustest ning seetõttu on need omavahel seotud ja sõltuvad. Aine liikumise keemilise vormi areng väljendub ainete koostise ja omaduste komplitseerumises. Tõepoolest, perioodiline seadus sisaldab ideed, et kompleksühendite omadused sõltuvad nende elementide omadustest, millest need moodustuvad. Seetõttu tuleks näiteks eeldada, et erineva aktiivsusega metallid vastavad kompleksühenditele, mis erinevad üksteisest omaduste poolest, ning metallid ja mittemetallid, mis on üksteisest põhimõtteliselt erinevad, vastavad kompleksühenditele, mis erinevad üksteisest järsult. üksteist. Lihtainetest tekivad keerulised ühendid. Keerulistest ühenditest on kõige lihtsamad oksiidid. Oksiidid on keerulised ained, mis koosnevad kahest elemendist, millest üks on hapnik. Kui oksiidimolekul on vee (otse või kaudse) lisamisega keeruliseks muudetud, saadakse hüdroksiidid. Anorgaaniliste ühendite põhiklasside olemasolu peegeldab anorgaanilise aine arengut. 32 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenuste agentuuri skeem 4.1. Anorgaaniliste ühendite põhiklasside ja keemilise aine arengutasemete geneetiline seos Tabel 4.1 – Keemilise aine arengutasemed 4 3 2 1 Soolad Hüdroksiidid Oksiidid Elementide aatomid Keemilisi nähtusi iseloomustab sisemine ebaühtlus. See on põhjus keemiliste omaduste mitmekesisusele ja võimatusele neid kõige rohkem selgitada parimad skeemid ilma eranditeta väljaspool neid piire. 4.2. Oksiidide, aluste, hapete ja soolade keemilised omadused Aluselised oksiidid Aluselised oksiidid on metallist ja hapnikust koosnevad kompleksained, millele alused vastavad hüdroksiididena. Tabel 4.2 – Metallide arengumustrid Aluseliste oksiidide keemilised omadused Aluselised oksiidid reageerivad: 1) happeliste oksiididega: Na2O + CO2 = Na2CO3; 2) hapetega: CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O; 3) veega (ainult kõige aktiivsemate metallide - leelis- ja leelismuldmetallide oksiidid) reageerivad: CaO + H2O = Ca(OH)2 CuO + H2O 33 ei tööta Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Happelised oksiidid Happelised oksiidid on kompleksained, mis koosnevad mittemetallist ja hapnikust, millele happed vastavad hüdroksiididena. Tabel 4.3 – Mittemetallide arengumustrid Happeliste oksiidide keemilised omadused Happelised oksiidid reageerivad: 1) aluseliste oksiididega: SO3 + Na2O = Na2SO4; 2) alustega: CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O; 3) veega: SO3 + H2O = H2SO4. Alused Alused on ained, mis koosnevad metallist ja hüdroksüülrühmadest OH–. Alused on ained, mis dissotsieeruvad, moodustades hüdroksiidioonid OH–. Väga aktiivsed leelismetallid (1. rühm, põhialarühm: Na, K jne) leelismuldmetallid (2. rühm, põhialarühm: Ca, Sr, Ba) moodustavad tugevaid aluseid (leelised) Vees lahustuvad, dissotsieeruvad täielikult ( NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2). Madala aktiivsusega metallid (kõik peale leelis- ja leelismuldmetallid): Al, Zn, Cu, Fe, Pb moodustavad nõrku aluseid. Need lahustuvad vees halvasti ja dissotsieeruvad osaliselt: (Cu(OH)2↓, Fe(OH)3↓). Madalama oksüdatsiooniastmega aktiivsemad metallid moodustavad tugevamaid aluseid 2 3 Fe (OH)2 > Fe (OH)3 Tugevate aluste valmistamine 1) oksiid veega: CaO + H2O = Ca(OH)2; 2) metall veega: 2Na + H2O = 2NaOH + H2; 3) soolalahuse elektrolüüs: NaCl, KCl. 34 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Nõrkade aluste valmistamine Madala aktiivsusega metalli sool leelisega: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4. Aluste keemilised omadused Alused reageerivad: 1) hapetega (neutraliseerimisreaktsioon): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; 2) happeoksiididega: 2NaON + CO2 = Na2CO3 + H2O; 3) sooladega (kui tekib sade): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4. Reegel: Madala reaktsioonivõimega metallide lahustuvad soolad reageerivad tugevate alustega. Erialane pädevus: Mikroväetiste CuSO4, FeSO4, MnSO4 jt kasutamine aluselistel muldadel on ebaefektiivne, kuna need muutuvad lahustumatuks. Amfoteersed hüdroksiidid Amfoteersed hüdroksiidid omavad kahesuguseid omadusi – korraga nii aluseid kui happeid. Nad reageerivad nii hapete kui ka alustega. Tabel 4.4 – Metallid, mis moodustavad amfoteersed hüdroksiidid (omaduste sisemine ebaühtlus) Rühm Elemendid Oksüdatsiooniaste I Au +3 II Be, Zn +2 III Al +3 IV Ge, Sn, Pb +2; +4 VI Cr +3 Tsinkhüdroksiidi Zn(OH)2 amfoteersed omadused: amfoteersed. Zn(OH)2 ↓+ H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O alushape Sulatuses: amfoot. Zn(OH)2 + 2NaOH = H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O happeline alus naatriumtsinkaat Lahuses: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 või Na Sama oksüdatsiooniastmega (+2) metallid moodustavad sarnaste omadustega amfoteersed hüdroksiidid: Zn (OH)2, Be(OH)2, Ge(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2 Alumiiniumhüdroksiidi amfoteersed omadused: amfoot. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O alushape 35 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Sulatus: amfoot. Al(OH)3 + NaOH → H3AlO3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O happe alus H2O naatriummetaluminaat metaalumiiniumhape HAlO2 Lahuses: Al(OH)3 + 3NaOH = Na3 või Na või Na Sama oksüdatsiooniastmega (+3) metallid tekivad sarnaste omadustega amfoteersed hüdroksiidid: Al(OH)3, Cr(OH)3, Au(OH)3. Happed Happed on komplekssed ühendid, mis dissotsieeruvad, moodustades vesiniku katioone H+ (prootonid). Tabel 4.5 – Happed ja soolad Happe nimetus Vesinikkloriid (vesinikkloriid) Lämmastikhappe valem Happejääk Soola nimetus Soolade näited HCl Cl - Kloriidid NaCl HNO3 Nitraadid Sulfaadid hüdrosulfaadid Fosfaadid hüdrofosfaadid divesinikfosfaadid natriidid vesinikfosfaadid sulfiidid vesiniksulfiidid vesiniksulfaadid2 vesiniksulfaadid2 vesiniksulfiidid HSO4 Ca3 ( PO4)2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2SO3 NaHSO3 Na2S NaHS Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 NaHSiO3 NaNO2 tsüaniidid KCN Väävel H2SO4 Fosfor H3PO4 Väävel H2SO3 Vesiniksulfiid H2S Kivisüsi H2COSi Vesinik NO2-Räni NO2 HSO4 – PO43 – HPO42 – H2PO4 – SO32– HSO3 – S2– HS– CO32– HCO3– SiO32– HSiO3– NO2– HCN CN– Hapete keemilised omadused Happed interakteeruvad: 1) alustega 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O; 2) aluselised oksiidid H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) soolad (kui tekib sade või gaas): 36 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency a) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, b) 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O; 4) Hapete interaktsioon metallidega Tavalised (tüüpilised) happed H Cl, H 2 SO4. (üksikasjalikult). Oksüdeeriv aine on H+. Happed reageerivad metallidega, vabastades vesinikku. Metallide pingerida: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metallid, mis paiknevad pingereas kuni vesiniku väljatõrjumiseni vesinik tavalistest hapetest . Lahjendatud H2SO4-s on oksüdeerijaks vesinikkatioonid H+ (nad võtavad vastu elektrone ja muudavad oksüdatsiooniastet). 0 2 H2SO4 Z n abd. 0 2 2е Zn Zn 0 2е 2H 0 Zn SO4 H2 ok H2 1 1 ei lähe. H 2 SO 4 Cu r dil. 6 5 5 Oksüdeerivad happed: H2 S O4, H N O3, H N O3 konts. konts. div. 6 5 Oksüdeeriv aine on hapet moodustav element: S, N. Oksüdeerivad happed reageerivad metallidega vesinikku vabastamata. Oksüdeerivad happed võivad isegi reageerida Cu, Hg, Ag-ga (vesinikku vabastamata). Kontsentreeritud H2SO4 reageerib metallidega vesinikku vabastamata (oksüdeerijaks on SO 42 ioon, st S). 0 2е Cu sol 6 S 2 Cu 2е ok l 4 S 1 1 Kontsentreeritud väävelhape H2SO4 passiveerib Al, Fe, Cr: 3H2SO4 + 2Fe → Fe2O3 + 3SO2 + 3H2O konts. film 37 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatu- ja teenindusagentuuri omadused lämmastikhape Lämmastikhappel on oksüdeerivad omadused. 5 Lämmastikhappes on oksüdeerijaks NO3 ioonid (N võtab vastu elektrone, muudab oksüdatsiooniastet). Lämmastikhappe reageerimisel metallidega ei eraldu vesinikku. Kontsentreeritud HNO3 muutub tavaliselt pruuniks gaasiks NO2. 5 4 HNO3 NO 2 pruun ots HNO3 passiveerib Al, Fe, Cr. konts. HNO 3 Al Al 2 O 3 NO 2 konts. H 2O HNO3 kile lahustab Cu, Hg, Ag: konts. HNO 3 Cu konts. Cu NO 3 2 NO 2 H 2O Tabel 4.6 – Lämmastikhappe koostoime metallidega 5 HNO3 dil. madala aktiivsusega Cu, Ag, Pb keskmise aktiivsusega metallid Mg, Zn väga aktiivsed Na, K, Ca 2 3 NO N2 ;N2 O HNO 3 Cu Cu(NO 3) 2 NO H 2O HNO 3 Zn Zn(NO 3) 2 N 2 H 2O dil. div. HNO 3 Na dil. NaNO 3 NH 3 H 2 O või HNO 3 Na dil. 3 NH 3, NH 4 NO 3 0 NaNO 3 NH 4 NO 3 H 2 O Lahjendatud happe ja metallide vastasmõju produktid sõltuvad metalli aktiivsusest ja lämmastikhappe lahjendusastmest. Mida aktiivsem on metall, seda väiksem on selle muundumisprodukt. Tavaliselt moodustatakse mitu toodet korraga. Protsessi kineetika määrab ühe neist moodustumise eelise. 38 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Salts Soolad on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad happejäägi metallikatioonideks ja anioonideks. Keskmised soolad koosnevad metallist ja happejäägist. 1 Näide: Na 3 PO 43 – naatriumfosfaat. Happesoolad (hüdrosoolad) koosnevad metallikatioonist ja kompleksanioonist, mis sisaldab vesinikku ja happejääki. 1 Näide: Na 2 HPO 42 – naatriumvesinikfosfaat. Aluselised soolad (hüdroksosoolad) koosnevad metalli- ja hüdroksüülrühma sisaldavast komplekskatioonist ning happejäägi anioonist. 2 Näide: AlO H Cl 41 – alumiiniumhüdroksükloriid. Soolade keemilised omadused Soolad reageerivad: 1) alustega (kui tekib sade): FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl; 2) hapetega (kui tekib sade või eraldub gaas): AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3, Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O; 3) sooladega (kui tekib sade): Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl 4) metallidega (aktiivsemad kui soola moodustav metall): CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4. 4.3. Keemiliste ainete happe-aluseliste omaduste muutumise perioodilisus Kompleksühendite happe-aluselised omadused sõltuvad nende elementide omadustest, millest need tekkisid: 1. Elementide omadused perioodides muutuvad metallilistest mittemetallilisteks. Vastavalt sellele muutuvad kompleksühendite (oksiidid ja hüdroksiidid) omadused perioodiliselt aluselisest happeliseks. 2. Aktiivsed metallid (leelis- ja leelismuldmuld) moodustavad tugevaid aluseid (leelised); 3. Vähemaktiivsed metallid moodustavad nõrgad alused; 4. Madalama oksüdatsiooniastmega aktiivsemad metallid vastavad tugevamatele alustele; 5. Kõrgema oksüdatsiooniastmega aktiivsemad mittemetallid vastavad tugevamatele hapetele; 6. Aktiivsed mittemetallid vastavad tugevatele hapetele. 39 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenindusagentuur 4.4. Ametialase pädevuse küsimused 1. Superfosfaati Ca(H2PO4)2 ei ole soovitatav kasutada leeliselistel muldadel, kuna see muutub lahustumatuks Ca3(PO4)2: Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 4H2O lahustuv aluseline keskkond lahustumatu 2. Fosforiidijahu Ca3(PO4)2 kasutatakse happelistel muldadel, kus see muutub järk-järgult lahustuvaks kaltsiumdivesinikfosfaadiks: Ca3 (PO4)2 + H3PO4 → Ca(H2PO4)2 lahustumatu happeline keskkond lahustuv 3. Mikroväetisi (CuSO4, MnSO4 jne) ei ole soovitav kasutada leeliselistel muldadel, kuna need muutuvad lahustumatuteks ühenditeks: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 lahustuv aluseline lahustumatu keskkond 4. Happeliste muldade lupjamisel lubjakivi CaCO3 või Mulda lisatakse dolomiidijahu CaCO3 MgCO3 . Happelises pinnases võivad toimuda protsessid, mille tõttu mulla happesus väheneb: +H+ Ca2+ + CO2 + H2O a) CaCO3 +H+ Ca(HCO3)2 → Ca2+ + HCO 3 b) Lubjakivi CaCO3 interakteerub pinnase H+ katioonidega. mulla neeldumiskompleks ( PPK): N PPK N CaCO 3 PPK Ca 2 CO 2 H 2O 5. Leeliseliste soolaste muldade kipsimisel lisatakse pinnasesse kipsi CaSO4 2H2O. Soodasoolastumise pinnases toimuvad järgmised protsessid: a) Na 2 CO3 CaSO4 CaCO3 Na 2SO 4 parandab pinnast - see uhub kergesti välja vihmaga, niisutamisega b) PPC Na Na CaSO 4 PPC Ca 2 Na 2 SO 4 on kergesti mahapestav Küsimused enesekontrolliks 1. Loetlege põhiklassid anorgaanilised ühendid nende keerukuse järjekorras. 2. Selgitage geneetilise diagrammi abil iga anorgaaniliste ühendite klassi keemilisi omadusi. 3. Selgitage keeruliste keemiliste ainete valemite koostamise ja kontrollimise algoritmi. Too näiteid. 4. Täitke võimalike reaktsioonide võrrandid: 1) CaO + H2O → 6) NaOH + Zn(OH)2 → 2) CuO + H2O → 7) Na2SO4 + KCl → 3) Cu + HCl → 8) Na2SO4 + BaCl2 → 4 ) Cu + HNO3 (konts.) → 9) CaCO3 + HCl → 5) NaOH + Ca(OH)2 → 10) CaCO3 + H2SiO3 → 5. Joonistage anorgaaniliste ühendite põhiklasside geneetilised diagrammid. 40 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-teenindusagentuur 6. Kirjutage järgmiste ühendite valemid: naatriumsulfaat, alumiiniumkloriid, kaltsiumfosfaat, kaltsiumdivesinikfosfaat, vasknitraat, alumiiniumhüdroksükloriid, alumiiniumvesiniksulfaat, naatriumvesiniksulfiid. 7. Too näide keemilise ühendi happe-aluseliste omaduste sõltuvusest seda moodustava elemendi omadustest 8. Selgita, miks superfosfaati ja mikroväetisi (mangaansulfaat, vasksulfaat) ei sobi kasutada leeliselisel pinnasel. . 9. Millised protsessid võivad mullas toimuda a) happeliste muldade b) aluseliste muldade keemilisel rekultiveerimisel 10. Milline mikroväetis FeSO4 või ZnSO4 imendub leeliselistel muldadel kergemini? VIITED Peamine 1. Ryazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. 2. Rjazanova, G.E. Anorgaaniline ja analüütiline keemia / G.E. Rjazanova - Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool", 2006. - 172 lk. Täiendav 1. Klinsky, G.L. Anorgaaniline keemia / G.L. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M.: Kirjastus. MSHA, 2001. – 384 lk. 2. Egorov, V.V. Keskkonnakeemia. /V.V. Egorov. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 192 lk. 3. Vlasov, V.M. Plahvatuseni viivad vead. / V.M. Vlasov // Keemia ja elu. – 2006. – Nr 7. – Lk. 60. 4. http://www.online-knigi.com/biologiya/agrohimiya-uchebnik-skachat.html 41 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabel 4.7 – III perioodi elementide omadused ja vastavad im oksiidid ja hüdroksiidid Iooni R-aatomi element R, eV Omadused Na 0,189 0,80 5,14 aktiivne metall Oksiid Na2O aluseline oksiid Hüdroksiid NaOH tugev alus Mg 0,160 0,740 7,65 vähem aktiivne metall MgO nõrk aluseline oksiid 2 nõrk Mg. 0,074 Kd (dissotsiatsioonikonstant) Al 0,143 0,570 5,99 veelgi vähem aktiivne amfoteerne metall Al2O3 amfoteerne oksiid Al(OH)3 nõrk alus amfoteersega (kahekordne – nii aluseline kui happeline) 4 10-13 (happeline) 1 ,38 (aluseline 10) ) 42 Si 0,134 0,390 8,15 nõrgalt aktiivne mittemetall SiO2 nõrgalt happeline oksiid H2SiO3 nõrk hape, vees lahustumatu P 0,130 0,350 10,49 aktiivsem mittemetall P2O5 mõõdukalt happeline oksiid H3PO4 221207 keskmise tugevusega .501 .01 04 0,290 10,36 aktiivne mittemetall SO3 tugevalt happeline oksiid H2SO4 tugev hape Cl 0,999 0,260 13,01 väga aktiivne mittemetall Cl2O7 tugevalt happeline oksiid HClO4 väga tugev hape Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC.C. C. KONTROLL 1. Raamatukogu "Agence" Kaasaegsed ideed keemilise sideme kohta Tavatingimustes koosnevad üksikutest aatomitest väga vähesed ained. Need on inertgaasid (näiteks heelium He). Ülejäänud ained koosnevad keerukamatest osakestest (molekulid, molekulioonid, radikaalid). Molekul on aatomite kogum, millel on mitmeid iseloomulikke omadusi. Molekuli omadused sõltuvad keemiliste sidemete tugevusest ja molekuli geomeetriast. Molekuli geomeetria on molekuli ruumiline struktuur, mille määravad sidemenurgad ja sideme pikkused Molekulid tekivad aatomitest, mille vahel tekib keemiline side. Mõiste "keemiline side" määratlused on erinevad. Keemiline side on aatomite molekulideks ühendamise nähtus (L.S. Guzei). Keemiline side on aatomite vastastikmõju, mis viib lihtsate ja keerukate ainete molekulide ja kristallide moodustumiseni ning nende stabiilsuse tagamiseni (D.A. Knyazev). Keemiline side on elektronide ja tuumade vastastikmõjude kogum, mis viib aatomite liitumiseni molekulideks (Yu.A. Ershov). Keemiliste sidemete teooria on keemia haru, milles keemiliste sidemete omadusi kasutatakse keemiliste ühendite omaduste kirjeldamiseks. Praegu puudub keemilise sideme ühtne teooria. Keemilise sideme teooriaid on mitu (valentssideme meetod, molekulaarorbitaalmeetod, kristallivälja teooria). 5.2. Valentssideme meetodi (VBC) põhiprintsiibid W. Heitler ja F. London (1927) Keemilise sideme teostavad kaks vastassuunaliste spinnidega elektroni. Keemiline side on kaheelektroniline, kahetsentriline, lokaliseeritud. Keemilist sidet, mis toimub elektronpaaride kaudu, nimetatakse kovalentseks. Praegu on valentssidemete meetod oluline keemiliste sidemete olemuse kvalitatiivseks mõistmiseks. 5.2.1. Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid Vahetusmehhanism Keemiline side tekib kahe üheelektronilise orbitaali kattumise tõttu (joonis 1). Joonis 5.1. Aatomi elektronpilvede kattumise skeem vastavalt vahetusmehhanismile Keemilise sideme tekkimisel süsteemi energia väheneb, jõudes miinimumini. 43 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Doonor-aktseptor sideme moodustumise mehhanism Keemiline side tekib siis, kui ühe aatomi kaheelektroniline orbitaal kattub teise aatomi vaba orbitaaliga. Joonis 5.2. Aatomielektronide orbitaalide kattumise skeem doonor-aktseptor mehhanismi järgi Ammoniaagi keemilised omadused Ammoniaagi keemilised omadused määrab tema võime interakteeruda vee ja hapetega vastavalt doonor-aktseptor mehhanismile, moodustades ammooniumiühendeid. Sellisel juhul on doonoriks ammoniaaklämmastik, millel on mittesiduv elektronpaar, ja aktseptor on vesinikkatioon, millel on vaba orbitaal. Ammooniumiühendid – NH4NO3 (ammooniumnitraat), (NH4)2SO4 (ammooniumsulfaat), NH4Cl (ammooniumkloriid), NH4H2PO4 ja (NH4)2HPO4 (ammofoss) – on väärtuslikud mineraalväetised. Nende tootmine tööstuses põhineb reaktsioonidel: HCl → NH4Cl: NH3 + HNO3 → NH4NO3 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 NH3 + H3PO4 → NH4H2PO4 2 NH3 + H3PO4 → (NH4)2HPO4: NH3 + 5. Kovalentne side Keemilise sideme tekkimisel süsteemi energia väheneb ja jõuab miinimumini. Keemilise sideme moodustumine on eksotermiline protsess. Kovalentset sidet iseloomustavad järgmised omadused: Sideme pikkus on kaugus molekulis olevate tuumade vahel. Mida lühem on sideme pikkus, seda tugevam on keemiline side. Sideme energia on keemilise sideme tekkimisel vabanev energia (kJ/mol). Mida suurem on sidumisenergia, seda tugevam on side. Sidemete küllastumine on aatomite võime moodustada teatud piiratud arvu kovalentseid sidemeid. 44 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenuste agentuuri skeem 5.1. Kovalentsete sidemete omadused 5.2.3. Keemiliste sidemete tüübid - side tekib siis, kui elektronide orbitaalid kattuvad aatomite keskpunkte (tuumasid) ühendaval joonel. Joonis 5.3. Moodustamise-sidemete skeem Orbitaalid kattuvad sügavalt, tagades maksimaalse energia juurdekasvu. Kui kahe aatomi vahel tekib üksik (üksik) side, siis on see side. -side moodustub põhisidemejoonega risti asetsevate p-orbitaalide kattumisest. Joonis 5.4. -sideme moodustumise skeem Tekib kaks kattuvat ala, mõlemal pool aatomituumasid ühendavat sirgjoont. Esimesena katkeb side π, mis on vähem tugev kui - side. π side tekib ainult - sideme olemasolul. Need ühendused erinevad oluliselt. Ühenduse ümber on võimalik vaba aksiaalne pöörlemine. Pöörlemine ümber π-sideme on võimatu, kuna sellel on kaks kattuvat piirkonda. 45 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Keemiliste sidemete paljusus Kovalentset sidet, mis tekib ühe elektronpaari poolt, nimetatakse üksiksidemeks. Keemilise sideme kordsus on sidemeid (kaksik- või kolmikside) moodustavate elektronpaaride arv. Keemiliste ainete omadused, nende aktiivsus sõltuvad tekkivate elektronpaaride arvust keemilised sidemed molekulides. Seega oksüdeeritakse kaksik- või kolmiksidemega küllastumata süsivesinikud (alkeenid või alküünid) kaaliumpermanganaadi toimel, muutes broomivee värvuse ning hargnemata ahelaga üksiksidemega küllastunud süsivesinikud tavatingimustes sellistesse reaktsioonidesse ei satu. 5.2.4. Keemiliste sidemete liigid Kovalentne mittepolaarne side Kovalentne mittepolaarne side tekib sama elemendi identsete aatomite vahel, millel on sama elektronegatiivsus. Lihtainete mittepolaarsed molekulid: H2, O2, N2, Cl2 H + H H:H elektronpaar paikneb sümmeetriliselt Kovalentne polaarne side Kovalentne polaarne side tekib erinevate elementide erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel. HCl, H2O, NH3, H2S Mida polaarsem on molekul, seda reaktiivsem see tavaliselt on. Polarisatsioon on ühendava elektronipilve nihkumine. Polarisatsiooni mõõt on efektiivsed aatomilaengud (q). Paljud komplekssete ainete sümmeetriliselt konstrueeritud molekulid on mittepolaarsed, kuigi nendevahelised sidemed on polaarsed: CH4, CCI4, SO3, BeCl2, CO2, C6H6 O=C=O 8,99∙10-30 C∙m ← → 8,99∙10- 30 C ∙m Elektriline dipoolmoment laengute vahel võrdub dipoollaengu ja kauguse korrutisega = ql (C∙m) Elektrilised dipoolmomendid – vektorkogused, seetõttu liidetakse molekulis olevate sidemete dipoolmomendid vektoritena. 5.2.5. Sideme ioonsuse aste 1. Molekulis oleva aatomi arvutuslik teoreetiline laeng võrdub oksüdatsiooniastmega 1 1 HF 1 2 H2 O 46 3 1 N H3 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur 2. Aatomi efektiivne laeng molekulis iseloomustab nihkeelektronide tihedust ja määratakse katseliselt. 0,42 0,42 0,18 0,18 0,05 0,05 H F H Cl H I Ioonisusaste i (%) võrdub aatomi efektiivse qeff ja arvutatud qcalc suhtega. qeff i 100%. q calc Tabel 5.1 – Mõnede keemiliste ühendite ioonsusaste i(%) Aine HF LiF NaCl NaF RbCl i (%) 42 84 90 97 99 Ioonisusaste võrdub antud sidet moodustavate aatomite elektronegatiivsuse erinevusega Δχ . Väärtust Δχ = 1,7 peetakse tinglikult vastavaks sidemete ioonsuse astmele, mis on võrdne 50%. Tavaliselt eeldatakse, et sidemed, mille Δχ >1,7 ja i >50%, on ioonsed ja sidemed Δχ-ga<1,7 и i <50% - ковалентными полярными. Степень ионности в неполярных молекулах (H2, O2, Cl2) равна нулю. Внесистемной единицей дипольного момента является Дебай (Д). 1Д = 3,33∙10-30 Кл∙м Если дипольный момент молекулы равен нулю, то молекула является неполярной. Если дипольный момент молекулы отличен от нуля, то молекула является полярной. Таблица 5.2 – Зависимость типа химической связи от величины μ (Д) Дипольный момент (Д) Тип химической связи 0 До 4Д 4-11Д неполярная полярная ионная Ионная связь Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи. Ионная связь – это химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением Ионная связь образуется между элементами с резко противоположными свойствами (активными металлами и неметаллами) 47 Ионная связь – это предельно поляризованная связь Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства ионной связи ненаправленность ненасыщаемость соединения с ионной связью легко диссоциируют образуются твердые тела с ионным кристаллическим строением Под действием полярных молекул растворителя происходит elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüüdid. Mida polaarsem on keemiline side, seda lihtsam on dissotsiatsioon. Dissotsiatsioon toimub kõige kergemini mööda ioonseid sidemeid. Tabel 5.3 – Aine tavapärane jaotus polaarseks ja iooniliseks Ioonisusaste i XA - XB > 50%< 50% > 1,7 < 1,7 (Д) Тип вещества >4-11 > 0-4 ioonilist polaarset 5.2.6. Aatomiorbitaalide hübridiseerumine Hübridiseerumine on erinevate aatomiorbitaalide segunemine, mille tulemuseks on nende kuju ja energia joondamine. Joonis 5.5. Valentsorbitaalide hübridisatsiooni skeem Moodustunud hübriidorbitaalide arv võrdub hübridisatsioonis osalevate algsete aatomiorbitaalide arvuga. Lihtsamad hübridisatsioonijuhud tekivad s- ja p-orbitaalide segunemisel. 1. Sp - hübridisatsiooniga segatakse kaks orbitaali - s (palli kuju) ja p (hantli kuju). Sel juhul moodustub kaks asümmeetrilise hantli kujuga hübriidorbitaali. Need asuvad samal joonel 180° nurga all. See määrab keskaatomi sp-hübridisatsiooniga molekulide geomeetria. Sellel molekulil on lineaarne struktuur. 48 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Näitena võib tuua BeF2 molekuli, milles esineb sp – ergastatud olekus berülliumi aatomi hübridisatsioon. Joonis 5.6. Lineaarse molekuli diagramm BeF2 2 2. Sp - hübridisatsiooni käigus segunevad kolm orbitaali - üks s ja kaks p - orbitaali. Sel juhul moodustub kolm hübriidorbitaali. Need asuvad samal tasapinnal ja on üksteise suhtes 120° nurga all. Seda tüüpi hübridisatsioon vastab lameda kolmnurga geomeetriale. Näiteks on boorfluoriidi molekul BF3. Joonis 5.7. Kolmnurkse BF3 molekuli skeem 3. Sp3 hübridisatsiooni käigus moodustub neli hübriidorbitaali. Need on orienteeritud üksteise suhtes 109°28" nurga all, pikenenud tetraeedri tippudele. Näitena võib tuua metaani molekuli CH4, millel on tetraeedri kuju. Joonis 5.8. Tetraeedrilise metaani molekuli skeem 4. Ammoniaagi NH3 ja vee H2O molekulides toimub ka sp3 - lämmastikuaatomite ja hapniku hübridiseerumine.Sidenurk nendes molekulides on lähedane tetraeedrilisele, kuid mitte sellega võrdne.NH3 molekulis on sideme nurk 107,3° tetraeedri nurga moonutus tekib ühe mittesiduva orbitaali mõjul Veemolekulis on sidenurk 104,5° kahe mittesiduva orbitaali mõjul orbitaalid Ammoniaak NH3 (trigonaalpüramiidi kuju) Vesi H2O Nurk molekuli kuju Joonis 5.9 Mittesiduvate orbitaalide mõju skeem molekulide geomeetriale 49 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 5.2.7 Metalliline side Metalliline side on ühendus suur hulk metallkristallvõre sõlmedes asuvad metallikatioonid, mis viiakse läbi vabalt liikuvate elektronide (elektrongaasi) abil. Metallide struktuursed omadused toovad kaasa sellised omadused nagu elektrijuhtivus, soojusjuhtivus, plastilisus ja metalliline läige. Kõige tavalisemad metallide kristallvõred on kuup- ja näokesksed. Sideenergia mõiste ei kehti metallisidemete puhul nende mitmekeskuselisuse tõttu. 5.2.8. Vesinikside Vesinikside on side tugevalt elektronegatiivse elemendi aatomiga seotud vesiniku ja teise (või sama) molekuli sama elemendi aatomi vahel. Vesinikside on tingitud: 1. Elektrostaatilisest külgetõmbest prootoni ja polaarrühma vahel. 2. Doonori-aktseptori interaktsioon. Molekulidevaheline vesinikside: 1. H2O assotsiatsioon; (H2O)2; (H2O)5; (H2O)n Vesiniksidemed Skeem 5.2. Vesiniksidemete mõju keemiliste ainete omadustele 5.3. Molekulaarorbitaalmeetodi kontseptsioon (1928-1932) R. Mulliken Ameerika füüsikakeemik Mulliken Robert Sanderson. Molekulide keemiliste sidemete ja molekulide elektronstruktuuride uurimise eest molekulaarorbitaalmeetodil pälvis ta Nobeli keemiaauhinna (1966). 50 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Molekulaarorbitaalmeetodi põhiprintsiibid Molekul on tuumadest ja elektronidest koosnev kogum, milles iga elektron liigub kõigi teiste elektronide ja kõigi tuumade väljas. Keemiline side võib olla mitte ainult kaheelektroniline, vaid ka kolmeelektroniline, mitmeelektroniline ja multitsentriline. Molekulaarsete orbitaalide meetod on molekulile laiendatud aatomiorbitaalide meetod. Molekulaarorbitaal on aatomiorbitaalide lineaarne kombinatsioon. Molekulaarse orbitaallaine funktsioon saadakse aatomi lainefunktsioonide liitmise või lahutamise teel. Sideorbitaal on orbitaal, mille lainefunktsioon saadakse aatomiorbitaalide lainefunktsioonide liitmisel. Sellel on vähem energiat kui aatomiorbitaalil. Antisiduv orbitaal on orbitaal, mille lainefunktsioon saadakse aatomiorbitaalide lainefunktsioonide lahutamisel. Sellel on rohkem energiat kui aatomiorbitaalil. Joonis 5.10. Molekulaarorbitaalide moodustumise skeem vesiniku molekulis H2 Molekulaarsete orbitaalide meetod on keerulisem kui valentssidemete meetod. Selle kasutamine võimaldab aga selgitada mõningaid ainete omadusi, mida ei saa seletada valentssidemete abil (näiteks hapniku paramagnetilised omadused). Molekulidevahelised vastasmõjud Aine omadused ei sõltu ainult üksikute molekulide omadustest, vaid ka nende seostest. Gaasilises olekus on molekulidevahelised vastasmõjujõud nõrgad, mistõttu on üksikute molekulide omadused kõige olulisemad. Vedelas ja tahkes olekus on molekulide vahelisel vastasmõjul suur tähtsus. Universaalseid molekulidevahelisi interaktsioonijõude nimetatakse van der Waalsi jõududeks. 51 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Neil on 4 komponenti: orientatsioonijõud (polaarsete molekulide vahel); induktiivjõud (polaarsete ja mittepolaarsete molekulide vahel); hajutusjõud; elektronkihtide tõrjumise energia. Molekulidevaheliste interaktsioonide praktiline tähtsus on suur. Need mõjutavad ainete füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Nende määramiseks kasutatakse klassikalise füüsika seadustel põhinevaid lähenemisi ja teoreetilisi kvantkeemilisi meetodeid. Küsimused enesekontrolliks 1. Mis on keemiline side? 2. Tooge näiteid mittepolaarsete, polaarsete ja ioonsete sidemetega ainete kohta. 3. Selgitage ammoniaagi keemiliste omaduste näitel sidemete moodustumise doonor-aktseptormehhanismi avaldumist. 4. Selgitage SP3-ga molekulide geomeetriat - keskse aatomi hübridisatsioon (CH4, NH3, H2O). 5. Võrdle kovalentsete ja ioonsete sidemete omadusi. 6. Millist tüüpi keemiliste sidemetega ained dissotsieeruvad kõige kergemini? 7. Mitu π sidet on väävelhappe molekulis? 8. Kuidas muutub keemilise sideme polaarsus reas HCl –––––– NaCl? VIITED Põhiline 1. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 2. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. Täiendav 1. Klinsky, G.D. Anorgaaniline keemia /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Kirjastus MCHA, 2001. – 384 lk. 2. Gelfman, M.I. Anorgaaniline keemia / M.I. Gelfman, V.P. Justratov. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 528 lk. 3. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 4. ru.wikipedia.org 52 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Loeng 6 MODERNNE LAHENDUSTE TEOORIA 6.1. Hajussüsteemide klassifikatsioon Dispergeeritud süsteem on süsteem, milles üks aine on teise aine sees osakeste kujul ühtlaselt jaotunud. Dispergeeritud faas (DP) on peeneks jaotatud aine. Dispersioonikeskkond (DS) on aine, milles hajutatud faas on jaotatud. Tabel 6.1 – Dispergeeritud süsteemide klassifikatsioon dispersiooniastme järgi Jämedalt hajutatud süsteemid Kolloidsed süsteemid Tõelised lahused Praegu aktsepteeritakse järgmist lahuse määratlust: Lahused on homogeensed, termodünaamiliselt stabiilsed muutuva koostisega süsteemid, mis koosnevad lahustunud ainest, lahustist ja saadustest nende suhtlemisest. Kvantitatiivselt domineerib lahusti. Lahustunud ainet esineb väiksemas koguses. Aine lahustumisega kaasnevad termilised mõjud: Tabel 6.2 - Lahustumisprotsessi termilised mõjud Endotermiline protsess (soojuse neeldumine) - sidemete katkemine ΔH1 > 0 Eksotermiline protsess (soojuse eraldumine) - uute sidemete moodustumine (lahustumine, hüdratsioon ΔH2)< 0 общий тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2 53 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило: Подобное растворяется в подобном. Полярные вещества – в полярных растворителях HCl – в H2O полярн. полярн. Неполярные вещества – в неполярных растворителях I2 – в бензоле неполярн. неполярн. 6.2. Способы выражения состава растворов Концентрация раствора – это величина, характеризующая содержание растворенного вещества в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя. Таблица 6.3 – Способы выражения состава растворов 6.3. Концентрация почвенного раствора и осмос Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемые мембраны. Движущими силами осмоса являются: переход в состояние с более низким уровнем энергии; выравнивание концентраций по обе стороны мембраны; увеличение энтропии (неупорядоченности системы). Величина осмотического давления черноземов при орошении составляет 0,5-5,0 МПа, а солонцов в засушливых районах 5-17 МПа. 54 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.4 – Осмотическое давление растительной клетки 6.4. Растворы электролитов 6.4.1. Водные растворы Важнейшим растворителем является вода. Водные растворы имеют огромное значение для живых организмов, в них проходят биохимические процессы. Распространение в природе и применение в промышленности и сельском хозяйстве. Таблица 6.5 – Биологическая роль воды Свойства воды 1. Молекула воды имеет угловую конфигурацию, так как имеет место SP3 – гибридизация электронных орбиталей атома кислорода 2. Электрический дипольный момент μ = 6,17∙10-30 Кл∙м (очень большой) 3. Диэлектрическая проницаемость = 81 (высокая) 4. Молекула воды полярна. 5. Степень ионности связи = 33% 6. Вода - уникальный растворитель. 55 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 7. Молекулы воды образуют водородные связи; вступают в диполь – дипольные и ион-дипольные взаимодействия. В vedel olek veemolekulid on seotud: (H2O)2; (H2O)3; (H2O)4; (H2O)x. IN kristallvõre jääl on iga hapnikuaatom ühendatud nelja veemolekuli 4 hapnikuaatomiga nelja vesiniksidemega. Veemolekulide vahel on õõnsused. Joonis 6.1. Teabe mõju veekristallil 6.4.2. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria Mõisted “elektrolüüdid” ja “mitteelektrolüüdid” olid tuntud juba 19. sajandil. Elektrolüüdid on ained, mille lahused (või sulad) ei juhi elektrivoolu. Mitteelektrolüüdid on ained, mille lahused (või sulad) ei juhi elektrivoolu. Mitteelektrolüütide lahuste üldiste (kolligatiivsete) omaduste jaoks avastati Raoult-van't Hoffi seadus: küllastunud auru rõhu langus lahuse kohal, keemistemperatuuri tõus, külmumistemperatuuri langus on võrdeline. lahuse molaarsele kontsentratsioonile. Leiti, et elektrolüütide lahused ei allu Raoult-van’t Hoffi seadusele. Elektrolüütide puhul on kõik kolligatiivsed omadused suurema tähtsusega. Näiteks KCl puhul ≈ 2 korda, BaCl2 puhul ≈ 3 korda. Tekkis probleem: miks see nii on? 1887. aastal pakkus S. Arrhenius (Rootsi) välja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on molekulide lagunemine ioonideks lahusti mõjul (vesilahuste puhul - vee mõjul). Ioonid on osakesed, millel on laeng. Katioonidel on laeng (+). Anioonidel on laeng (–). Elektrolüüdid on ained, mis juhivad oma ioonidega voolu. 56 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Elektrolüütide lahuste kolligatiivsed omadused on suuremad, kuna dissotsiatsiooni käigus suureneb lahustunud aine osakeste arv. HCl = H+ + Cl– 1 osake 2 osakest Arrhenius oli lahuste füüsikalise teooria pooldaja, mis väitis, et lahustunud aine ei interakteeru lahustiga. DI. Mendelejev lõi keemiline teooria lahendused (1887). Ta tõestas, et lahustunud aine ja lahusti interakteeruvad, moodustades solvaate (vesilahuste puhul - hüdraate). Need on bertholiidid. I.A. Kablukov ühendas Arrheniuse füüsikalise teooria ja Mendelejevi keemilise teooria. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria on tõusnud uuele, kõrgemale tasemele.Dissotsiatsiooni peamiseks põhjuseks on solvatatsioon (hüdratsioon). Mõned ioonid on väga hüdreeritud. Seega on vesiniku katiooni (prootoni) hüdratatsioonienergia suur: H+: H+ + H2 O: = H3O+ aktseptor doonorhüdrooniumi katioon Vesilahuses ei ole vabu H+ katioone, need muudetakse tugevateks hüdroniumkatioonideks H3O+. 6.4.3. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni kvantitatiivsed omadused Elektrolüütilisel dissotsiatsioonil on kaks kvantitatiivset tunnust – dissotsiatsiooniaste ja dissotsiatsioonikonstant. 1. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste () on ioonideks lagunenud molekulide arvu ja lahustunud aine molekulide koguarvu suhe. Dissotsiatsiooniastet mõõdetakse ühiku murdosades või protsentides: O 1 või O 100%. (%) = Diss 100%. Ühine Dissotsiatsiooniaste sõltub: lahustunud aine olemusest (ioonsete ja väga polaarsete keemiliste sidemetega ained dissotsieeruvad kõige paremini); lahusti olemusest (selle dielektrilise konstandi väärtusest); lahuse kontsentratsiooni kohta (lahuse lahjendamisel dissotsiatsiooniaste suureneb); temperatuuri kohta; samanimeliste ioonide olemasolust (dissotsiatsiooniaste väheneb). 57 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-teenindusagentuur Tabel 6.6 – Elektrolüüdi tugevuse sõltuvus dissotsiatsiooniastmest ja dissotsiatsioonikonstandist (Kd) Dissotsiatsiooniaste () 30% 3% Elektrolüüdi tugevus Kd 30%< 3% >10-2 Tugev 10-2 - 10-4 Keskmine< 10–4 слабый 2. Константа диссоциации Кд находится на основании закона действия масс для слабых электролитов. КА ↔ К+ + А. Кд = . Кд не зависит от концентрации. 6.4.4. Свойства сильных электролитов Сильные электролиты в растворе диссоциированы полностью. Движение ионов стеснено притяжением друг к другу ионов с противоположными зарядами. Каждый ион окружен «ионной атмосферой», состоящей из противоположно заряженных ионов, которая тормозит его движение. Поэтому все свойства растворов электролита, зависящие от концентрации, проявляются не в соответствии с полной диссоциацией электролита, а в меньшей степени. Для оценки состояния ионов в растворе применяют величину, называемую активностью (а). Активность иона – это его условная, эффективная концентрация, в соответствии с которой он действует при химических реакциях. Активность иона (а) равна его концентрации (с), умноженной на коэффициент активности f: a = f∙C. Коэффициент активности иона зависит от его заряда и от ионной силы раствора I. Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда: I 1 C1 Z 12 2 C 2 Z 22 ... C n Z n2 . Если вместо значений концентраций пользоваться значениями активности, то закон действия масс можно применить и к сильным электролитам. При этом можно получить значения констант диссоциации сильных кислот. Это дает возможность сравнивать свойства не только слабых, но и сильных электролитов (Kд>10–2 – tugev; Kd<10–4 – слабые; Kд = 10–2 – 10–4 – средние). 58 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.7 – Константы диссоциации некоторых электролитов при 25оС в водных растворах Слабые электролиты Сильные электролиты Электролит Кд Электролит Угольная кислота Н2СО3 К1 = 4,5∙10-7 Сероводородная кислота К1 = 6∙10-8 К2 = 4,7∙10 К2 = 1∙10 -11 -14 К1 = 8∙10-3 Ортофосфорная кислота К2 = 6∙10 -8 К3 = 1∙10-12 Кд Азотная кислота НNO3 Кд = 43,6 Хлороводородная кислота HCl 1∙107 Бромоводородная кислота HBr 1∙109 Йодоводородная кислота HJ 1∙1011 Упрощенно можно применить к электролитам более простую классификацию, разделив их на две группы – сильные и слабые. При этом все электролиты, не являющиеся сильными, относятся к слабым. 6.4.5. Типы электролитов Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, необратимо. Слабые электролиты диссоциируют частично, обратимо. Таблица 6.8 – Сильные и слабые электролиты Кислоты HCl HBr Hl HNO3 H2SO4 HClO4 Основания Соли Гидроксиды Практически активных – все щелочных и (растворимые) щелочноземельных NaCl металлов KNO3 CuSO4 NaOH FeCl3 KOH Al2(SO4)3 Ca(OH)2 ZnSO4 Ba(OH)2 59 Кислоты Основания Вода H2CO3 H2SiO3 H2SO3 H2S HCN H3PO4 Органические кислоты Гидроксиды малоактивных металлов и гидроксид аммония Cu(OH)2↓ Fe(OH)3↓ Zn(OH)2 NH4OH(р-р) H2O Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 6.4.6. Диссоциация электролитов Таблица 6.9 - Диссоциация кислот, оснований и солей Диссоциация кислот Кислотность определяется присутствием ионов водорода Н+ Диссоциация оснований Щелочность среды определяется присутствием гидроксид-ионов ОН– Диссоциация солей 60 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 6.4.7. Реакции в растворах электролитов Реакции в растворах электролитов идут в сторону образования прочных, устойчивых соединений, являющихся осадком, газом или слабым электролитом. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций сильные электролиты записывают в виде отдельных ионов, а слабые – в виде молекул. Пример: 1. Молекулярное уравнение реакции CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl сильн. сильн. слаб. сильн. 2. Полное молекулярно-ионное уравнение реакции Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl– 3. Сокращенное молекулярно-ионное уравнение Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ 6.4.8. Гидролиз солей Гидролиз – это обменное взаимодействие соли с водой. Гидролизу подвергаются соли, при взаимодействии которых с водой образуется хотя бы одно прочное, устойчивое соединение, являющееся слабым электролитом (или сложный, малодиссоциирующий ион). Гидролизу подвергаются соли, содержащие катион слабого основания или анион слабой кислоты или то и другое вместе (AlCl3, Na2CO3, Al2S3). Гидролизу не подвергаются соли, содержащие катионы сильного основания и анионы сильной кислоты (NaCl, K2SO4, KNO3). Периодический закон Д.И. Менделеева может быть применен к свойствам растворов. Периодический закон помогает понять взаимосвязь между свойствами атомов элементов и свойствами систем, содержащих ионы этих элементов. Так, например, изменение теплоты гидратации катионов металлов является функцией потенциалов ионизации атомов этих металлов. Чем больше заряд катиона металла и меньше радиус, тем более сильнее электрическое поле он создает, сильнее подвергается гидролизу. Поэтому гидролиз по катиону Al3+ идет, а гидролиз по катионам Na+ и K+ не идет. Алгоритм составления уравнений гидролиза 1. Составить уравнение диссоциации соли. Выявить ион, образующий слабое основание или слабую кислоту: AlCl3 = Al3+ + 3Cl- катион слабого основания 2. Составить сокращенное молекулярно-ионное уравнение по иону слабого электролита. Определить реакцию среды: Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+ кислая среда 61 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 3. Составить молекулярное уравнение гидролиза: AlCl3 + HOH ↔ AlOHCl2 + HСl Чем слабее основание или кислота, образующие соль, тем сильнее идет гидролиз. Степень гидролиза (h) - это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу (Сгидр.) к общей концентрации соли в растворе (Ссоли): h= С гидр С соли 100% . Константа гидролиза (Kг) выводится на основании константы равновесия (Kр) CN– + HOH ↔ HCN + OH– Kp = ; Кг = . Управление процессом гидролиза Усиливают гидролиз: разбавление; нагревание; удаление продуктов гидролиза (осадок, газ). Подавляет гидролиз добавление одного из продуктов гидролиза. Значение гидролиза для почвы Систематическое применение в качестве удобрения солей аммония увеличивает кислотность почвы: 1) NH4Cl = NH4+ + Cl–; слаб. 2) NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+; кислая среда 3) NH4Сl + HOH ↔ NH4OH + HCl. 6.4.9. Ионное произведение воды. pH väärtus pH Vee dissotsiatsioon: H2O ↔ H+ + OH – nõrk elektrolüüt Dissotsiatsioonikonstant: Kр = põhineb massi toime seadusel [H 2 O] Vee ioonne produkt temperatuuril 25°C: = 10–14 Vee ja elektrolüütide lahjendatud lahuste jaoks , on vesiniku ja hüdroksiidioonide ioonide kontsentratsiooni korrutis konstantne väärtus. 62 Autoriõigus OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Siit järeldub: 1. Neutraalne keskkond a) = [OH–] 2. Happeline keskkond > 10–7(10–6, 10–5, 10–3) b) ∙ = 10–14 c) 2 = 10–14 10 14 d) [H] 2 e) = 10–7 – neutraalses keskkonnas 3. Leeliseline keskkond< 10–7(10–8, 10–9, 10–10) Таблица 6.10 – Реакция среды Среда , моль/л Нейтральная 10-7 Кислая >10-7 -6 (10 , 10-5, 10-3) Leeliseline > 10-7 -8 (10 , 10-9, 10-10) Lahuse happesuse või aluselisuse astet iseloomustab vesiniku kontsentratsioon ioonid Vesinikuindeks Lahuse happelisust või aluselisust saab iseloomustada pH väärtusega. pH on vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne kümnendlogaritm. pH = - log - vesiniku katioonide molaarne kontsentratsioon ehk täpsemalt pH = - log a H a H - vesinikkatioonide aktiivne kontsentratsioon. = 10-pH Hüdroksüülindeks Hüdroksüülindeksi pH on hüdroksiidioonide kontsentratsiooni negatiivne kümnendlogaritm. pOH = - log = 10–pOH Ülesannete lahendamise valemid 1) ∙ = 10–14; 4) pH + pOH = 14; 2) pH = – log; 5) = 10–pH; 3) pOH = – log[ОH–]; 6) = 10–pH. + 63 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenindusagentuur Joonis 6.1. pH muutuste skeem keskkonna muutumisel Tabel 6.11 – Keskkonna happesuse väärtus Muld Chernozem Podzolic Solonchak pH Taim Optim. pH Lahus pH Kartul 4,5-6,3 Veri 7,4 3,5-6 Kapsas 7,8-7,4 Maomahl 1,7 8-9 Peet 7,0-7,5 Kraanivesi 7,5 7 6.4.10. Lahenduste tähtsus Lahendused on looduses laialt levinud, tehnikas kasutusel ning elusorganismidele väga olulised. Tabel 6.12 - Elektrolüütide lahused looduses Jõgede, järvede, merede, ookeanide looduslikud veed Pinnase lahused Elusorganismide bioloogilised vedelikud ja koed Elektrolüütide lahuseid kasutatakse tehnoloogias väärtuslike keemiliste ühendite (happed, alused, soolad), mineraalväetiste saamiseks. Bioloogias on lahuste roll suur, sest kõik rakuprotsessid toimuvad vesilahustes. Taimed omastavad makro- ja mikrotoitaineid mulla vesilahustest. Vedelik võimaldab luua multifunktsionaalseid juhtnuppe ja Infosüsteemid. Sellise süsteemi prototüübid on elusrakk ja inimese aju. Küsimused enesekontrolliks 1. Mis on elektrolüütiline dissotsiatsioon? 2. Too näiteid tugevate ja nõrkade elektrolüütide kohta. 3. Miks kõik soolad ei hüdrolüüsi? 4. Arvutage 0,0001 mol/L KOH lahuse pH ja pOH. 5. Kuidas pärssida FeCl3 hüdrolüüsi? 6. Kuidas valmistada 3 kg 6% NaCl lahust? 7. Miks kasutatakse raudsulfaati FeSO4∙7H2O mõnikord kergelt leeliseliste muldade keemiliseks taastamiseks? 8. Miks on mikroväetiste CuSO4, FeSO4 kasutamine aluselistel muldadel ebaefektiivne? 9. Kuidas võib mulla pH muutuda ammooniumnitraadi NH4NO3 süstemaatilisel kasutamisel? 10. Miks taimed närbuvad, kui soolasisaldus mullas on liiga kõrge? 64 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency VIITED Peamine 1. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 2. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. Täiendav 1. Egorov, V.V. Keskkonnakeemia. /V.V. Egorov. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 192 lk. 2. Rjazanova, G.E. Anorgaaniline ja analüütiline keemia / G.E. Rjazanova - Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool", 2006. - 172 lk. 3. http://www.ecology-portal.ru/publ/1-1-0-124 65 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Loeng 7 REDOKSI REAKTSIOONID 7.1. Kaasaegne teooria redoksreaktsioonid (ORR) 7.1.1. Redoksprotsesside tähtsus Redoksprotsessid on meid ümbritseva maailma kõige olulisemate protsesside hulgas. Paljude elementide ja ühendite muundumine looduses on seotud järjestikuste redoksreaktsioonide ahelaga. Hingamine, valgukehade iseuuenemine, fotosüntees, toidu omastamine loomade poolt, assimilatsioon süsinikdioksiid ja mõned makro- ja mikroelemendid taimede kaupa jne. – kõik põhineb redoksreaktsioonidel. Suure tähtsusega on mulla redoksomadused, mille käigus toimub pidevalt ainete muundumiste tsükkel, mis meenutab ainevahetust elusorganismis. Kõige olulisemate "eluelementide" - lämmastiku, väävli, süsiniku - ringlus looduses on seotud redoksprotsessidega. Nii pinnases kui ka taimedes toimuvad need elemendid redoksmuutused. Teaduslikult põhjendatud kasutussoovituste rikkumise korral lämmastikväetised(väetisenormid, nende andmise doosid, ajastus, mulla koostise dünaamika, temperatuuritingimuste, niisutusregulatsiooni arvestamata jätmine) loovad tingimused ökoloogilise tasakaalu häirimiseks, põllumajandussaaduste mürgitamiseks nitraatide ja nitrititega, mis on tingitud tavapärasest võimatust. nitraatide redutseerimine ammoniaagiks. Tabel 7.1 - ORR tähtsus taimedele Elusorganismide energiaressursside allikas Teatud toitainete omastamine taimede poolt Huumuse moodustumine mullas, selle viljakuse tõstmine ORR Toitainete transformatsiooni protsessid mullas (raud, mangaan, lämmastik, väävel) "Eluelementide" tsükkel looduses (lämmastik, süsivesikud, väävel) Redoksreaktsioonidel on suur tehnoloogiline tähtsus. Neid kasutatakse metallide saamiseks tööstuses, hapete, fosfori, halogeenide, vesiniku jne tootmiseks. Redoksreaktsioonide abil saadakse energiat, mida kasutatakse auto-, raketi- ja lennukitehnoloogias. Paljud meie aja keskkonnaprobleemid on seotud redoksreaktsioonidega, näiteks õhusaaste lämmastik- ja vääveloksiididega, jäätmed tööstusettevõtted ja võimalus muuta need aineteks, millel on kasulikke rakendusi. Redoksprotsesside uurimine loob aluse 66 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency keerulised küsimused anorgaaniline keemia, orgaaniline, füüsikaline, bioloogiline, agronoomiline keemia, mullateadus ja eridistsipliinid. Tabel 7.2 – Intrasubjekti ja interdistsiplinaarsed seosed OVR teooria 7.1.2. ORR-i teooria põhisätted Redoksreaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus elementide oksüdatsiooniaste muutub elektronide üleminekul ühelt aatomilt teisele. Redutseerimine on elektronide hankimise protsess aine aatomi, iooni või molekuli poolt. Oksüdatsioon on elektronide kaotamise protsess aine aatomi, iooni või molekuli poolt. Redutseerija on osake (aatom, ioon, molekul), mis loovutab elektrone. Oksüdeeriv aine on osake (aatom, ioon, molekul), mis võidab elektrone. Redutseerimisel väheneb elemendi oksüdatsiooniaste. Oksüdatsiooni käigus elemendi oksüdatsiooniaste suureneb. Redoksprotsess on kahe vastandliku protsessi ühtsus. Redutseerija (oksüdeeritud) -e– – +e B oksüdeerija (redutseeritud) Olulisemad redutseerijad 2 Metallid, H2; NBr; TERE ; NaBr; K I ; H2S2; Na2S2; FeSO4; CO. Olulisemad oksüdeerivad ained on halogeenid (F2, Cl2, Br2, I2), hapnik O2; HNO3 (konts. ja lahjendatud), H2SO4 (konts.), KMnO4, K2Cr2O7. Ainete redoksomadused muutuvad perioodiliselt. 67 Autoriõigus OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Seerianumbri suurenemise perioodil muutuvad elementide omadused metallilistest mittemetallilisteks, seega redutseerivatest oksüdeerivateks. Ülevalt alla rühmas suurenevad elementide metallilised omadused ja sellest tulenevalt redutseerivad omadused (võime elektrone loovutada). Elektronide tasakaalu reegel Redutseerija poolt ära antud elektronide arv peab olema võrdne oksüdeerija poolt vastuvõetud elektronide arvuga. 7.1.3. Elemendi oksüdatsiooniastme arvutamine Oksüdatsiooniaste Praegu aktsepteeritakse järgmist oksüdatsiooniastme mõistet: Oksüdatsiooniaste on elemendi aatomi tingimuslik laeng, mis arvutatakse eeldusel, et molekul koosneb ioonidest. Oksüdatsiooniastme kohta võib välja pakkuda järgmised definitsioonid: Oksüdatsiooniaste on vormiliselt ioonseks tunnistatud ühendis oleva elemendi aatomi tingimuslik laeng. Oksüdatsiooniarv on aatomi nominaalne laeng hüpoteetilises ioonidest koosnevas molekulis. Kasutades oksüdatsiooniastme mõistet, tahame hinnata, kuidas elemendi laeng muutub, kui selle aatomid loobuvad või võtavad juurde elektrone. Kvantitatiivselt määrab oksüdatsiooniastme aatomi poolt antud või vastuvõetud elektronide arv. Põhireeglid: 1. Aatomi olekus elemendi oksüdatsiooniaste on null 2. Molekul on elektriliselt neutraalne 3. Lihtainete molekulide elemendi oksüdatsiooniaste on null Konstantne oksüdatsiooniaste ühendites on: H+ ( välja arvatud H 2 2 2 Na + H hüdriidides); O (O välistamine OF 2-st); IA rühma metallid (Na+, K+); IIA rühma metallid (Ca+2, Ba+2), alumiinium Al+3 (III A-rühm). Oksüdatsiooniaste: 2 metalli võivad olla ainult positiivsed: Na 2 O, C aO; 2 6 mittemetallist võib olla kas positiivne või negatiivne: H 2 S, S O 3; elektronegatiivsem mittemetall kahe mittemetalli ühendis – 6 2 negatiivne: S O 3 ; on võrdne nulliga, kui elektronide arv aatomis on võrdne tuuma laenguga; positiivne, kui elektronide arv aatomis on väiksem kui tuuma laeng; negatiivne, kui elektronide arv on suurem kui tuuma laeng; Oksüdatsiooniastme suurus ja märk sõltuvad aatomi struktuurist. 68 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga teenindusagentuur Algoritm molekuli tundmatu oksüdatsiooniastme arvutamiseks 1. Määrake elementide teadaolevad oksüdatsiooniastmed; 2. Koostage võrrand kõigi elementide oksüdatsiooniastmete algebralise summa jaoks, mis võrdub nulliga (arvestades iga elemendi aatomite arvu); 3. Leia võrrandi lahendamise teel tundmatu oksüdatsiooniaste. Näide: Leidke KMnO4 Mn oksüdatsiooniarv Lahendus: KMnO4 +1 + x + 4(-2) = 0 x = +8 –1 = +7 Vastus: Mangaani oksüdatsiooniarv KMnO4-s on + 7. oksüdatsiooniarv kompleksioonis, peate lahendama algebralise võrrandi. Näide: Leidke lämmastiku oksüdatsiooniaste N O3 X 2 Lahendus: x + 3(-2) = -1 (N O3) x = -1 + 6 = +5 Vastus: Lämmastiku oksüdatsiooniaste NO 3-s on + 5. Elektroonilised võrrandid Elektroonilised võrrandid kajastavad redutseerija oksüdeerumisprotsesse, mis on tingitud elektronide loovutamisest sellele ja oksüdeeriva aine redutseerumisele elektronide lisamise tõttu. Elektroonilise võrrandi koostamiseks tuleb võrrelda elemendi oksüdatsiooniastet selle alg- ja lõppseisundis. Tabel 7.3 – Põhimõisted elektrooniliste võrrandite koostamiseks 0 Näited: 1. S 2e 2 0 S 1. Na e 3 2 4 2. Fe e Fe 2. S 2e 6 3. S 8e 2 2 S 3. S 8e 69 1 Na 6 S 6 S Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenindusagentuur 7.1.4. Kompleksühendite redoks-omaduste iseloomustamise algoritm 1. Arvuta elemendi oksüdatsiooniaste, mis määrab aine molekuli redoksomadused; 2. Hinnata aatomi elektronstruktuuri antud oksüdatsiooniastmes, valentselektronide olemasolu; 3. Tehke järeldused redutseerivate või oksüdeerivate omaduste avaldumise võimalikkuse kohta. Tabel 7.4 – Kompleksühendite redoksomaduste analüüs Aatomiosakese elektrooniline struktuur Maksimaalne positiivne oksüdatsiooniaste 5 H N O3 Valentselektronid puuduvad N+5)0 ē 1s22s02p0 NH 3 3 Väline elektrooniline nivoo täidetud N 3)8 ē 1s22s22p8 3 K N O2 Valentselektronide olemasolu N+3)2 ē 1s22s22p0 Omadused HNO3 - ainult oksüdeeriv negatiivne NH3 - ainult redutseeriv vaheühend KNO2 ning redutseeriv ja oksüdeeriv 7. 1.5. Redoksreaktsioonide tüübid Molekulidevahelised oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid Molekulidesisesed oksüdatsiooni-redutseerimisreaktsioonid Redutseerija ja oksüdeerija on ebavõrdsed Oksüdeeriv aine ja redutseerija on sama molekuli koostisosad. aine ja redutseerija on sama element Reaktsioonide proportsioon (keskmistamine) Redutseerija ja oksüdeerija - erineva oksüdatsiooniastmega elemendi aatomid on osa erinevatest molekulidest 70 Autoriõigus OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur 7.2. Redoksreaktsioonide võrrandite koostamise algoritmid 7.2.1. Algoritm ORR võrrandi koostamiseks elektroonilise tasakaalu meetodil 1. Koostage reaktsiooniskeem (kirjutage lähteainete ja reaktsioonisaaduste valemid; 2. Märkige reaktsiooni käigus muutunud elementide oksüdatsiooniastmed; 3. Koostage elektroonilised võrrandid peegeldades redutseerija oksüdatsiooni ja oksüdeerija redutseerimise protsesse 4 Elektroonilise tasakaalu reegli alusel leidke redutseerija ja oksüdeerija koefitsiendid 5. Asetage leitud koefitsiendid redutseerija vasakule ja paremale küljele reaktsioonivõrrand vastavate ainete ees; 6. võrdsustage metalliga, mis ei ole oksüdatsiooniastet muutnud; 7. võrdsustage happejäägi mittemetalliga; 8. võrdsustage vesinikuga; 9. kontrollige hapnikku. Näited: 7.2.2.ORR võrrandi koostamine elektronioonmeetodil (poolreaktsiooni meetod) Lahustes toimuvate redoksreaktsioonide kordajate leidmiseks kasutatakse poolreaktsiooni meetodit, mille puhul oksüdeerivate ja redutseerivate ioonide laengud. on näidatud , mitte elementide oksüdatsiooniastmeid. Laengute võrdsuse reegel Redoksprotsessi elektronioonvõrrandi vasakul ja paremal küljel olevate laengute summad peavad olema võrdsed. Algoritm ORR võrrandi koostamiseks elektronioonmeetodil (poolreaktsiooni meetod) 1. Koostage reaktsiooni molekulaarskeem: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Määrake oksüdeeriv aine, redutseeriv aine ja nende muundumisproduktid: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O keskkond 71 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC Kniga teenindusagentuur 3. Koostage elektronioonide võrrandid (poolreaktsioonid) oksüdatsiooni ja vähendamise protsessid. Kontrollige võrrandi vasakul ja paremal küljel olevate laengute summat. Kui algosakeste laengute summa rohkem kui summa reaktsioonisaaduste laengud, seejärel lisage võrrandi vasakusse serva vastav elektronide arv (kui vähem, lahutage). Näide: 4. Leidke redutseerija, oksüdeerija ja nende muundumisproduktide koefitsiendid: 5. Pange koefitsiendid molekulaarvõrrandi diagrammi: 6. Võrdsustage metalli jaoks, mis pole laengut muutnud (kaalium). 7. Kontrollige happejääke. 8. Kontrollige vesinikku. 9. Kontrollige hapniku olemasolu. Tabel 7.5 – Taimede nitraatide neeldumise skeem Elektroonilised võrrandid Elektronioonvõrrandid 72 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Redoksreaktsioone mõjutavad tegurid 1. Redutseerija ja oksüdeerija olemus 2. Temperatuur. 3. Kolmapäev. 4. Oksüdeeriva aine ja redutseerija kontsentratsioon. 7.3. Biogeensete elementide ühendite redoksomadused Tähtsamad biogeensed elemendid - lämmastik, raud, mangaan, väävel jt omavad redoksomadusi reaktsioonide käigus taimeorganismi elusrakus ja pinnases. Taimede elus on suur tähtsus reaktsioonidel, mis on seotud "elumetallide" - raua, mangaani, vase, molübdeeni, koobalti - redoksmuutustega. Seega on raud osa ensüümidest, mis osalevad klorofülli sünteesis, mis mängib olulist rolli rakkude hingamises ja energiavahetuses; mangaan osaleb nitraatide redutseerimises, molübdeen lämmastiku sidumise protsessis jne. Pinnas sisaldab redokssüsteeme Fe3+/Fe2+, mangaaniühendeid oksüdatsiooniastmetes +2, +3, +4. Kui mullas on mangaanipuudus, kasutatakse mangaanväetisi - MnSO4 ja KMnO4. Kaaliumpermanganaadi omadused KMnO4 7 K Mn O4 – tugev oksüdeerija 7 Mn)0 – oksüdeeriv aine, valentselektronid puuduvad (aktsepteerib ainult elektrone) 0 7 Mn)3d 5 4s 2 7å Mn)3d 0 4s 0 7 Söötme roll KMnO4 (Mn ) oksüdeerivatele omadustele Redoksreaktsiooni kulg sõltub keskkonnast. Redoksreaktsiooni saate kontrollida, mõõtes keskkonna pH-d. Selliste reaktsioonide jaoks, mis toimuvad nende osalusel, on oluline vesinikkatioonide H+ kontsentratsioon (aktiivsus). Vesinikuioonid osalevad reaktsioonides hapnikku sisaldava oksüdeeriva ainega (KMnO4, K2Cr2O7). Nad võtavad oksüdeerijalt hapnikku ära, hõlbustades redutseerimisprotsessi. Joonis 7.1. Kaaliumpermanganaadi KMnO4 omadused erinevates keskkondades Happeline keskkond, kus H+ kontsentratsioon on kõrge, on KMnO4-ga seotud reaktsioonide jaoks soodsaim 7 . Nendes tingimustes redutseerub Mn kõige sügavamalt ja redutseerimisprotsessis osaleb suurim arv elektrone. 73 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Happeline keskkond (soodne, palju H+) Neutraalne keskkond (vähem soodne, vähem H+) Aluseline keskkond (ebasoodne) 7.4. Redokspotentsiaalid. ORR-i suund Aine redoks-omadusi iseloomustab standardse redokspotentsiaali E0 väärtus. Standardelektroodi redokspotentsiaal (E0) on redokssüsteemi potentsiaal, mida mõõdetakse standardse vesinikelektroodi suhtes, eeldusel, et oksüdeeritud ja redutseeritud vormide aktiivsuste suhe on võrdne ühtsusega. Mida kõrgem on E0 väärtus, seda tugevam on aine oksüdeerija. Protsess toimub spontaanselt tugevama oksüdeeriva aine osalusel, see tähendab, et 0 EMF = Eok Evost > 0 Tingimuste muutumine mõjutab protsessi suunda. 74 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Näide: HClO4 + Br2 + H2O ↔ HClO3 + HBrO3 tugevam oksüdeerija Reaktsioon toimub tugevama oksüdeerija osalusel Nernsti võrrand RT a ok a H ln E=E + nF a taastada 0 või m 0,059 a ok a H E=E + . ln n a restore 0 Oksüdeerija kontsentratsiooni tõus suurendab E. H+ kontsentratsiooni tõus, keskkonna pH muutus võib muuta reaktsiooni suunda (kui Eok ja Evost on lähedased väärtused). Küsimused enesekontrolliks 1. Mis on redutseerimine, oksüdatsioon, redutseerija, oksüdeerija? 2. Arvutage Mn oksüdatsiooniaste KMnO4-s. 3. Võrrelge vahetusreaktsiooni ja redoksreaktsiooni koefitsientide leidmise algoritme. 4. Selgitage NH3 ja HNO3 redoksomaduste erinevust. 5. Leidke koefitsiendid reaktsioonile KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 6. Koostage elektroonilised (või elektronioonide) võrrandid, mis vastavad taimede väävli omastamisele: SO 42 → SO 23 → S 2 VIITED Peamine 1. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 2. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. 4. Rjazanova, G.E. Anorgaaniline ja analüütiline keemia / G.E. Rjazanova - Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool", 2006. - 172 lk. Täiendav 1. Anorgaaniline keemia (biogeensed ja abiogeensed elemendid): Õpik / toimetanud prof. V.V. Egorova. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 320 lk. 2. Klinsky, G.D. Anorgaaniline keemia /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Kirjastus MCHA, 2001. – 384 lk. 75 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Loeng 8 KOMPLEKTSÜHENDUSED 8.1. Novell kompleksühendid (CS) Kompleksühendite ajalugu võib jagada nelja perioodi. I periood (muinasajast kuni 18. sajandi alguseni) Keeruliste ühendite kasutusala: vääriskivid (smaragd, granaat, türkiis); looduslikud värvained (indigo, lilla, safran); metallide pindade puhastamine jootmiseks;naha parkimine; tindi vastuvõtmine. II periood (18. sajandi algusest kuni 1893. aastani) Kompleksühendite süntees; Katse selgitada CS struktuuri ja omadusi. III periood (1893-1940) Alfred Werneri (Šveits) koordinatsiooniteooria loomine, õigustamine ja võit. IV periood (1940. aastast tänapäevani) Koordinatsiooniteooria arendamine kasutades keemia, füüsika ja matemaatika saavutusi. Venemaal arenes kompleksühendite keemia originaalsel viisil: töö oli Euroopa saavutustest ees, kuid teadusmaailmas vähe tuntud. Samuti M.V. Lomonosov uuris soolade lahustumist küllastunud lahustes ja P.B. Bagration (komandöri vennapoeg) avastas reaktsiooni kulla tööstuslikule tootmisele. Yu.V. Lermontova (luuletaja teine ​​nõbu) viis läbi plaatinarühma metallide eraldamise. DI. Mendelejev, L.A. Tšugajev, N.S. Kurnakov tutvustas kompleksühendite keemiat kaasaegsed vormid. I.I. Tšernjajev, A.A. Grinberg, V.V. Lebedinsky, K.B. Yatsimirsky arendas edasi kompleksühendite teooriat. M.V. Lomonosov P.B. Bagration 76 Yu.V. Lermontov Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book- Service Agency D.I. Mendelejev L.A. Chugaev N.S. Kurnakov I.I. Tšernjajev V.V. Lebedinsky A.A. Greenberg Probleemne olukord – 19. sajandi keskpaigaks oli kogunenud info ebatavaliste keemiliste reaktsioonide ja ühendite kohta. Näide 1: Miks lahustub vees lahustumatu AgCl kergesti ammoniaagis NH3? AgCl + 2 NH3 valge sade Cl lahus Reaktsiooni avastas I. Glauber 1648. aastal. Näide 2: Miks CuSO4 reageerib ammoniaagi NH3-ga kombineerimisel? CuSO4 + 4NH3SO4 sinine lahus sinakasvioletne lahus Reaktsiooni avastas Andrei Libavi 1597. aastal. Butlerov A.M. uskus, et "olemasolevate teooriatega seletamatud faktid on teaduse jaoks kõige väärtuslikumad; nende arengut tuleks eelkõige eeldada lähitulevikus." 8.2. Werneri koordinatsiooniteooria ja kaasaegsed ideed Sõna "kompleks" (ladina keeles) on keeruline; kombinatsioon. 1893. aastal pakkus Šveitsi teadlane Alfred Werner välja koordinatsiooniteooria, et selgitada kompleksühendite teket. See teooria on praegusel ajal keerukate ühendite keemias peamine. Aja jooksul muutuvad ja täpsustuvad ettekujutused keerulisi ühendeid moodustavate osakeste vahel mõjuvate jõudude kohta. Keeruliste ühendite omadusi selgitavad küsimused on väga keerulised. 77 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Werner tutvustas peamise ja teisese valentsi mõistet, kuid ei selgitanud nende põhjust ja erinevust. Praegu kasutatakse keeruliste ühendite struktuuri ja omaduste selgitamiseks erinevaid teooriaid: molekulaarorbitaalide meetod; kristallivälja teooria; ligandivälja teooria; valentssideme meetod (VBC). Valentssidemete meetod annab visuaalsete esituste raames küsimustele kvalitatiivsed vastused. MBC seisukohalt: põhivalents on seletatav ioonsete (või kovalentsete) sidemete tekkega; sekundaarne valents - kovalentne side, mis moodustub doonor-aktseptor mehhanismi abil. Keeruliste ühendite määratlusi on erinevaid. Tutvustame ühte neist valentssideme meetodil. Kompleksühendid (CC) on kompleksühendid kõrgem järjekord , mida iseloomustab doonor-aktseptormehhanismi kaudu tekkivate kovalentsete sidemete olemasolu. 8.2.1. Kompleksühendite molekulide koostis 1. Kompleksi moodustaval ainel on kompleksühendi molekulis keskne koht. Kõige tavalisemad kompleksimoodustajad on metallikatioonid. Tugevad kompleksimoodustajad: 3 2 0 2 2 katiooni ja kõrvalalarühmade d-metalli aatomit (Fe, Fe, Fe, Cu, Ag, Zn) 3 2 2 p-metalli katioonid (Al, Sn, Pb). Halvad kompleksimoodustajad on leelis- ja leelismuldmetallide katioonid. Elusorganismides osalevad nad aga CS moodustamises. 2. Kompleksimoodustaja koordineerib enda ümber LIGANDID (vastandlaenguga ioonid või neutraalsed molekulid) Anioonid: F-(fluoro-), Cl– (kloro-), NO2– (nitro-), CN– (tsüano-), SO32– (sulfito- ), OH– (hüdrokso-) Neutraalsed molekulid: NH3 (ammin-), H2O (aqua-) jne 3. Kompleksi moodustava aine koordinatsiooniarv (CCN) on kompleksimoodustajaga seotud ligandide arv. . Kompleksimoodustaja koordinatsiooniarv on tavaliselt kaks korda suurem kui kompleksimoodustaja oksüdatsiooniarv. 78 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Tabel 8.1 – Koordineerimisnumbri sõltuvus kompleksimoodustaja oksüdatsiooniastmest Kompleksimoodustaja oksüdatsiooniaste KCC +1 (Ag) 2 2 2 4 (3.6) + 2 (Cu, Fe ) 3 3 6 (4) +3 (Fe, Al) 4. Kompleksimoodustaja moodustab koos ligandidega kompleksühendi ehk kompleksiooni sisemise koordinatsioonisfääri. Valemi kirjutamisel pannakse see nurksulgudesse. Sisekera laeng (oksüdatsiooniaste) on võrdne kompleksimoodustaja ja ligandide oksüdatsiooniastmete algebralise summaga. 5. CS sisesfäär on ühendatud selle välissfääriga. Välissfääri koostis võib olenevalt kompleksiooni laengust sisaldada nii happeliste jääkide anioone kui ka metallikatioone (näiteks leelis). Välissfääri laeng on suuruselt võrdne ja märgilt vastupidine sisesfääri laengule. Tabel 8.2 – kompleksühendite valemite koostamise näited Näide 1. Koostage tetraamiin-vask(II)kloriid 2 [Cu (NH 3) 04 ] kompleksimoodustaja ligandid Näide 2: Koostage valem naatriumtetrahüdroksütsinaat 2 2 Cl 2 Na 2 [ Zn (OH) 4 ] 2 välist kompleksligandi kaastöötaja väliskeskkond CCC CCC sisemine koordinatsioonisfäär sisemine koordinatsioonisfäär 8.2.2. Kompleksühendite nomenklatuur Kompleksühendi nimetuse koostamisel tuleks: 1. Aniooni eesnimetada. 2. Loetlege sisemise koordinatsioonisfääri nimes paremalt vasakule kõik selle komponendid. 2.1. Nimetage ligandide arv kreeka numbritega (1 – mono, 2 – di, 3 – kolm, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – heksa) 2.2. Nimetage ligandid (kõigepealt anioonid, seejärel molekulid) F–(fluoro-), Cl–(kloro-), Br–(bromo-), CN–(tsüano-), H2O(aqua-), NH3(ammin-) . 2.3. Nimetage kompleksimoodustaja. Märkige selle oksüdatsiooniaste, kasutades sulgudes olevaid rooma numbreid. Kui sisemine koordinatsioonisfäär on (+) katioon, kasutage Vene nimi kompleksimoodustaja genitiivses käändes. 79 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-teenindusagentuur Näide: +Cl– diammiinhõbekloriid (I) Kui sisemine koordinatsioonisfäär on anioon (–), kasutage Ladinakeelne nimi kompleksimoodustaja lõpuga “at”. K3 –3 kaaliumheksatsüanoferraat (III) 8.3. Keemiline side kompleksühendites Keemiline side kompleksühendites on keeruline teaduslik probleem. Kompleksühendite tekke, struktuuri ja omaduste selgitamiseks kasutatakse mitmeid teooriaid - ligandivälja teooria, kristallivälja teooria ja valentssideme meetod. Kristallivälja teooriat rakendatakse ioonkomplekside puhul. See võtab arvesse elektrostaatilisi jõude ja ei võta arvesse kovalentseid jõude. Ligandivälja teooria eeldab, et kompleksühendite moodustumine toimub nii elektrostaatiliste jõudude kui ka kovalentse interaktsiooni tõttu, kui tsentraalse iooni ja ligandide orbitaalid kattuvad. Valentssideme meetod põhineb eeldusel, et keemiline side kompleksühendites toimub ligandide üksikute elektronpaaride ja kompleksimoodustaja vabade orbitaalide kaudu. Probleemide kvalitatiivse poole selgitamiseks kasutatakse mõnikord kõiki kolme teooriat. Keemiliste sidemete teooria keerulistes ühendites vajab edasiarendamist ja täiustamist. Valentssideme meetod (MVM) on kõige visuaalsem. MBC andmetel toimub kompleksmoodustaja ja ligandide vaheline keemiline side doonor-aktseptormehhanismi kaudu. Näide: Kuidas moodustub 3+ koordinatsioonisfäär? 1) Kompleksi moodustava iooni Al3+ teke: 2). Veemolekuli hapnikuaatomil on mittesiduvad elektronide paarid ja see võib täita doonori rolli. 80 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Elektronipaarid on orienteeritud ruumis 90° nurga all (neli ühes tasapinnas, veel kaks sellega risti). Saadud koordinatsioonisfäär on oktaeedri kujuga. Joonis 8.1. Ioonide moodustumise skeem 3+ CN = 2 sp CN = 3 sp2 Hantli kolmnurga ruut –3 – 2- sp2d CN = 4 sp3 CN = 5 sp3d CN = 6 sp3d2 Tetraeeder Trigonaalne bipüramiid Oktaeeder +2 2+ sd3 Joonis 8.2. Komplekside koordinatsioonisfääride geomeetria 8.4. Kompleksühendite elektrolüütiline dissotsiatsioon Kompleksühendid, mis on elektrolüüdid, dissotsieeruvad kahes etapis. Esimene aste. Esmane dissotsiatsioon on CS-i dissotsiatsioon sise- ja välissfääriks. See järgib tugevate elektrolüütide tüüpi, kuna CS sisemine ja välimine sfäär on ühendatud ioonse sidemega. K3 = 3K+ + 3– Teine etapp. Sekundaarne dissotsiatsioon on CS (kompleksiooni) sisesfääri dissotsiatsioon. See on nõrkade elektrolüütide tüüpi, ebaoluline. 3- ↔ Fe3+ + 6CN– Kompleksühendite stabiilsus. Kompleksühendite stabiilsust iseloomustab kompleksiooni Kn ebastabiilsuse konstant. Kompleksühendi ebastabiilsuskonstant Kn tuletatakse massi toime seaduse alusel. Kn on kompleksiooni dissotsiatsiooni käigus moodustunud ioonide kontsentratsiooni korrutis, mis on võrdne kompleksiooni dissotsiatsioonivõrrandis sisalduvate koefitsientidega, ja kompleksiooni kontsentratsiooni suhe. 81 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Näide: looge avaldised tetraamiinvask(II)sulfaadi SO4 ebastabiilsuse konstandi jaoks. Primaarne dissotsiatsioon: SO4 = 2+ + SO42– Sekundaarne dissotsiatsioon: 2+ ↔ Cu2+ + 4NH3 4 Kn = Mida väiksem on Kn väärtus, seda stabiilsem on kompleksioon. Tabel 8.3 – Mõnede kompleksioonide ebastabiilsuse konstandid Kompleks ioon + 2+ 2+ 34– 2– – Кн 7,2∙10–8 3,5∙10–10 2,1∙10–13 1,0∙10–44 1 ,0∙204 ∙10–6 1,0∙10–21 Äärmiselt ebastabiilsed kompleksühendid on kaksiksoolad: (K2SO4∙Al2(SO4)3) – kaaliummaarjas 2KCl∙CuCl2∙2H2O – topeltkloriid (NH4 )2SO4 –4H∙2∙2O2 Mohri sool ehk NH4 Fe(SO4)2∙12H2O Kompleksühendite kujul esinevad kaksiksoolad ainult tahkes olekus. Lahuses dissotsieeruvad nad täielikult. Näide: Mohri soola NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO42 dissotsiatsioon. Vahetusreaktsioonid, mis hõlmavad keerulisi ühendeid Valmistamine Preisi sinine (Preisi sinine) F. Diesbach (1704) 3 1 4 Fe Cl 3 3K 4 1 4 Fe 4 3 3 4 12KCl. Kompleksühendite tähendus ja rakendusala Kompleksühendid täidavad elusorganismides olulisi funktsioone ning neid kasutatakse tööstuses, põllumajanduses ja keskkonnaprobleemide lahendamisel. 82 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenusagentuur Tabel 8.4 - Kompleksühendite tähendus Kompleksühendid Tiheda ja vastupidava metallkatte valmistamiseks Haruldaste muldmetallide elementide eraldamiseks Teostada elusorganismides spetsiifilisi funktsioone (hingamine, fotosüntees, ensümaatiline katalüüs) Analüütilises keemias - paljude elementide määramiseks Põllumajanduses - taimede lubjarikka kloroosi vastu võitlemiseks, raudkarbonaatide ja hüdroksiidide lahustamiseks, tsingipuuduse kõrvaldamiseks Keskkonnaprobleemide lahendamiseks, kergesti neutraliseeritavate kompleksimoodustajate saamiseks Hemoglobiin Teostab ülekande hapniku transport kopsudest kudedesse. Sellel on inimkeha elu jaoks ainulaadne tähtsus. Klorofüll Magneesiumioonide kompleksne ühend komplekssete orgaaniliste liganditega. Sellel on ainulaadne tähtsus taimede jaoks (fotosünteesi jaoks). Joonis 21. Lämmastiku doonoromaduste avaldumise skeem metalli sisaldavates biomolekulides Elumetallid (raud, tsink, molübdeen, vask, mangaan) on kompleksi moodustajad paljude redoksprotsesse katalüüsivate ensüümide molekulides: peroksidaas, katalaas (raud) ); karboksüpeptidaas (tsink); ksantiinoksüdaas (molübdeen ja raud). Praeguseks on tekkinud uus keemia suund - bioanorgaaniline keemia, mis uurib selliste oluliste eluilmingute olemust nagu ainevahetus, pärilikkus, immuunsus, mõtlemine, mälu. 83 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-teenindusagentuur Paljude ensüümide molekulid on üles ehitatud kompleksisiseste ühendite tüübi järgi, milles kompleksimoodustaja rolli mängivad “elumetallid” – raud, vask, mangaan. , molübdeen, koobalt. Ensüümide aktiivsuse spetsiifilisus sõltub sellest, milline metall on valgu molekulides kompleksimoodustaja. Samal ajal uuritakse kompleksühendite rolli taimede mineraalses toitumises. On kindlaks tehtud, et mikroelementide imendumine ja õhulämmastiku fikseerimine toimub kompleksimoodustajate osalusel. Aastal 1964 M.E. Volpin ja V.B. Schur tegi avastuse orgaaniliste elementide ühendite instituudis. Nad muutsid molekulaarse lämmastiku normaalsetes tingimustes ilma kuumutamata keerukaks ühendiks. Leiti, et raua, molübdeeni ja vanaadiumi ühendite juuresolekul lämmastik aktiveerub ja käitub ligandina, moodustades kompleksühendeid, mis lagunevad vee toimel ammoniaagiks. Küsimused enesekontrolliks 1. Kompleksühendi mõiste. 2. Kirjutage kompleksühendi valem, kui kompleksimoodustajaks on 3+ Al ja ligandiks on OH-ioonid. 3. Täitke reaktsioonivõrrand: CuSO4 + NH3 → 4. Kirjutage reaktsioonivõrrand: FeCl3 + K4 → 5. Määrake kompleksimoodustaja koordinatsiooniarv ja oksüdatsiooniaste SO4 ühendites. 6. Kirjutage kompleksühendi K3 ebastabiilsuse konstandi avaldis. VIITED Põhiline 1. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 2. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. Täiendav 1. Anorgaaniline keemia (biogeensed ja abiogeensed elemendid): Õpik / toimetanud prof. V.V. Egorova. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 320 lk. 2. Ugay, Ya.A. Üldine ja anorgaaniline keemia /Ya.A. Ugai. – M.: lõpetanud kool , 2004. – 528 lk. 3. Lensky, A.S. Sissejuhatus bioanorgaanilisse ja biofüüsilisse keemiasse / A.S. Lensky. – M.: Kõrgkool, 1989. – 256 lk. 84 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Loeng 9 KEEMILINE KINEETIKA. KEEMILINE TASAKAAL 9.1. Keemilise kineetika mõiste Keemiline kineetika on keemiliste reaktsioonide kiiruste ja mehhanismide uurimine. Keemiline kineetika uurib reaktsiooni kulgu ajas, uurib keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavaid tegureid ja annab teavet reaktsioonimehhanismi kohta. Enamik keemilisi reaktsioone läbib mitmeid vaheetappe. Vaheastmeid nimetatakse elementaarseteks etappideks. Reaktsioonimehhanism on kõigi selle elementaarsete etappide täielik jada. Reaktsiooni kiiruse määrab reaktsiooni aeglasema (piirava) etapi kiirus. Vesinikjodiidi sünteesi reaktsioonimehhanism 1. etapp 2. etapp 3. etapp 4. etapp (kiire) (aeglane) Reaktsiooni koguvõrrand: H2 + I2 2HI Naatriumtiosulfaadi reaktsioon väävelhappega Reaktsiooni koguvõrrand Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 H2O 1. etapp Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4 (kiire) 2. etapp H2S2O3 = H2SO3 + S ↓ (aeglane) 3. etapp H2SO3 = SO2 + H2O (kiire) 9.2. Keemilise reaktsiooni kiirus Keemilise reaktsiooni kiirus on aktiivsete molekulide vaheliste kokkupõrgete arv, mille tulemusena moodustub reaktsioonisaadus ruumalaühiku või pinnaühiku kohta ajaühikus. Keemilise reaktsiooni kiirust mõõdetakse ühe reageeriva aine kontsentratsiooni muutusega ajaühikus. Kasutatakse keskmise ja hetkelise reaktsioonikiiruse mõisteid. Keskmise reaktsioonikiiruse määrab kontsentratsiooni muutus teatud aja jooksul: 85 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur ΔС Δt Vav Reaktsioonikiiruse tegelik (hetkeline) väärtus arvutatakse piirväärtuseks mille keskmine kiirus kaldub Δt → 0 juures, s.o. kontsentratsiooni tuletisena ajas: dС dt Vist. Märk + või – sõltub sellest, kas arvutustes kasutatakse millise aine - originaali või toote - kontsentratsiooni muutust. Kui kasutatakse reageeriva aine kontsentratsiooni, on reaktsioonikiirusel miinusmärk (–), kuna selle kontsentratsioon reaktsiooni käigus väheneb. Keemilise reaktsiooni kiirus Kontsentratsioon C, mol/l Joonis 9.1. Kontsentratsiooni muutuste sõltuvus reaktsiooniajast 9.3. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid Skeem 9.1. Kineetiliste tegurite mõju keemilise reaktsiooni kiirusele 86 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabel 9. 1 – Reageerivate ainete olemuse tähtsus reaktsiooni võimalikkusele ja aktiivsusele Au + HCl = ei lähe Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Reaktsioonivõime on aine molekulide võime osaleda teatud kindlatel reaktsioonidel. määra. 9.3.1. Kontsentratsiooni mõju reaktsiooni kiirusele Massimõju seadus (K. Guldberg ja P. Waage (1864-1867 Norra): Keemilise reaktsiooni algfaasi kiirus (V) on võrdeline keemiliste reaktsioonide molaarsete kontsentratsioonide korrutisega. reageerivad ained (C) tõstetakse nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmeni.aA + bB = cC + dD;V = KC àÀ C b , kus K on reaktsiooni kiiruskonstant Kiirusekonstant sõltub reagentide olemusest ja temperatuur, kuid ei sõltu nende kontsentratsioonist Kiirusekonstant on arvuliselt võrdne reaktsiooni kiirusega, kui iga reageeriva aine kontsentratsioon on 1 mol/dm3 Heterogeensete reaktsioonide puhul tahke aine kontsentratsiooni ei arvestata kineetilises võrrandis, kuna pindala on praktiliselt konstantne ja ained reageerivad ainult pinnal Massimõju seaduse avaldumispiirkond Massimõju seadus kehtib ühes etapis toimuva reaktsiooni või iga indiviidi kohta. mitmeastmelise reaktsiooni etapp.Massimõju seaduse rakendamine reaktsiooni kiiruse arvutamiseks ilma mitmeastmelist mehhanismi arvesse võtmata toob kaasa ekslikud tulemused. Näited 1. Homogeenne reaktsioon 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 4 Pöördreaktsiooni jaoks 1 = K1C HCl CO 2 Pöördreaktsiooni jaoks 2 = K2C 2H 2O C Cl2 2 2. Heterogeenne reaktsioon Fe3O4( sov) + H2(g) 3FeO(s) + H2O(g) Pöördreaktsiooni jaoks V1 = K1 CH 2(r) Pöördreaktsiooni jaoks V2 = K2 C H2O(g) 87 Autoriõigus JSC Keskprojekteerimisbüroo BIBKOM & LLC agentuuri raamatuteenus" 9.3.2. Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele 1. Van't Hoffi reegel Iga 10 kraadi võrra temperatuur tõuseb, reaktsioonikiirus suureneb 2-4 korda: Vt 2 = Vt 1 t1 t 2 10 Vt 2 ; Vt1 Δt 10 γ, kus on temperatuuri koefitsient, võttes väärtused 2 kuni 4. Van't Hoffi reegel on ligikaudne. Seda saab kasutada temperatuurimuutuste mõju ligikaudseks hindamiseks reaktsioonikiiruste muutustele väikeses temperatuurivahemikus. 2. Lisateabe saamiseks täpne määratlus temperatuuri mõju keemilise reaktsiooni kiirusele laias temperatuurivahemikus, rakendatakse Arrheniuse võrrandit: K = Ae Ea /RT, kus K on kiiruskonstant; A – konstantne; e – naturaallogaritmi alus; Ea – aktiveerimisenergia; R – gaasikonstant; T – absoluutne temperatuur. Rootsi teadlane Svante Arrhenius lõi 1887. aastal elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ja pakkus 1889. aastal välja uue ühendite reaktsioonivõime mõõtmise – aktivatsioonienergia. Tema poolt keemilist kineetikat kasutusele võetud võrrandit on reaktsioonide kiiruste ja mehhanismide uurimiseks kasutatud enam kui 100 aastat. S. Arrheniuse aktivatsiooniteooria põhisätted: Reaktsioonikiirus sõltub aktiivsete molekulide arvust, mitte nende koguarvust. Ainult aktiivsed molekulid reageerivad. Aktiveerimisenergia Ea on energia, mis tuleb molekulidele edasi anda, et need üle viia aktiivsesse olekusse (1 mooli aine kohta) Mida väiksem on aktiveerimisenergia, seda suurem on reaktsioonikiirus. Et lähteainetest moodustuksid reaktsiooniproduktid, on vaja ületada energiabarjäär Ea. Selleks peavad lähteained absorbeerima energiat, mis on vajalik olemasolevate keemiliste sidemete katkestamiseks. Uued keemilised sidemed ei teki kohe. Esiteks moodustub süsteemi maksimaalse energiaga vahepealne siirdeseisund (aktiveeritud kompleks). Seejärel see laguneb ja reaktsiooniprodukti molekulid moodustuvad uute keemiliste sidemetega ning energia vabaneb. Reaktsioon on eksotermiline, kui vabaneva energia hulk on suurem kui aktiveerimisenergia. Katalüsaatori juuresolekul aktivatsioonienergia väheneb ja reaktsioonikiirus suureneb. 88 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book- Service Agency Joonis 9.2. Reaktsiooni energiadiagramm 9.3.3. Katalüsaatorite mõju keemilise reaktsiooni kiirusele Katalüsaatorid on ained, mis mõjutavad reaktsiooni kiirust, kuid mida selle käigus ei tarbita. Positiivsed katalüsaatorid suurendavad reaktsiooni kiirust, kuna need vähendavad aktiveerimisenergiat. Negatiivsed katalüsaatorid (inhibiitorid) vähendavad keemilise reaktsiooni kiirust. Katalüüs on keemiliste reaktsioonide kiiruse muutumine katalüsaatorite mõjul. Katalüütilised reaktsioonid on reaktsioonid, mis toimuvad katalüsaatorite mõjul. Katalüütilised reaktsioonid mängivad suurt rolli keemiatootmises ja biokeemias. 90% kogu toodangust keemiatööstus kasutatakse katalüsaatoreid (ammoniaagi, lämmastikhappe, väävelhappe, kummi jne tootmine). Katalüsaatoreid kasutatakse kütuse põletamisel ja puhastamisel Reovesi . Kõrgtehnoloogilised ammoniaagitehased kasutavad vähem energiat ja toodavad vähem jäätmeid kui traditsioonilised tehased. Katalüüs võib olla homogeenne või heterogeenne. Homogeenses katalüüsis on reaktiivid ja katalüsaator samas agregatsiooniseisundis, heterogeense katalüüsi puhul kasutatakse tahket katalüsaatorit, reaktiivid on lahuse või gaasisegu osad. Katalüsaatori juuresolekul kulgeb reaktsioon kiiremini, kuna selle osalusel moodustunud aktiveeritud kompleksil on väiksem aktivatsioonienergia kui katalüsaatori puudumisel. Praegu töötatakse välja uusi katalüsaatoreid, kasutades nanokompositsioone, pooljuhtmaterjale ja kompleksühendeid. Suurt tähelepanu pööratakse nanokomposiitkatalüsaatoritele, mis sisaldavad suure hajutusega metalle või metallioksiide, mis on stabiliseeritud tseoliitmaatriksis, millel on molekulisuurusega (0,3–1,2 nm) pooride (kanalite) korrapärane kolmemõõtmeline struktuur. Tänu katalüütilisele selektiivsusele, happekindlusele ja termilisele stabiilsusele on neil lai kasutusala. 89 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Katalüs toimub bioloogilistes süsteemides. Enamik elusorganismides toimuvatest keemilistest reaktsioonidest on katalüütilised reaktsioonid. Bioloogilised katalüsaatorid – ENSÜÜMID – osalevad valkude ainevahetusprotsessides, katalüüsivad tärklise muundumist suhkruks ja kiirendavad redoksreaktsioone. „Võrdlus biokatalüüsiga näitab, et hoolimata suurtest edusammudest oleme veel kaugel kõigist selles osas katalüüsis avanenud võimalustest. See õpetab tagasihoidlikkust” (S.Z. Roginsky). Põllukultuuri saadusi on vaja säilitada madalal temperatuuril, kuna see aeglustab soovimatuid ensümaatilisi protsesse. Paljud seemnete puhtimisel kasutatavad ained blokeerivad ensüümid ja tapavad soovimatud mikroorganismid. Keemiline kineetika selgitab elusrakus toimuvate reaktsioonide mehhanisme. Geenitehnoloogia meetodid on meetodid biokeemiliste reaktsioonide kiiruse kontrollimiseks. 9.4. Võnkumisreaktsioonide mõiste Võnkereaktsioonid on reaktsioonid, mille käigus toimuvad vaheühendite kontsentratsiooni ja reaktsiooni kiiruse kõikumised, mis võivad olla perioodilised. Nobeli preemia laureaat Ilja Prigogine nimetas võnkereaktsioonide avastamist 20. sajandi teaduslikuks saavutuseks. Feat seisnes selles, et kahekümnendal sajandil suudeti tõestada võnkereaktsioonide olemasolu, kuna enne seda lükati need tagasi. Infot võnkereaktsioonide kohta on arhiivides 17.–19. Raamat "Võnkumisteooria", autor A.A. Andronova, A.A. Witta ja S.E. Khaikina ilmus 1937. aastal. JAH. Frank-Kamenetsky avaldas 1947. aastal raamatu "Difusioon ja soojusülekanne keemilises kineetikas". Need tööd olid uuenduslikud, kuid neid ei aktsepteeritud ja need jäeti unustusehõlma. Aastal 1951 B.P. Belousov avastas ja kirjeldas visuaalset võnkereaktsiooni, pakkus välja ideid selle mehhanismi võtmemomentide kohta, kuid see lükati tagasi. 10 aasta pärast jätkas võnkereaktsioonide uurimist teadlaste rühm, mida juhtis A.M. Jabotinsky. Eksperimentaalselt ja matemaatiliselt on tõestatud, et võnkereaktsioonid on võimalikud. Belousovi-Žabotinski reaktsioon saavutas ülemaailmse kuulsuse. Paljud tööd on pühendatud Belousovi-Žabotinski reaktsiooni eksperimentaalsele ja mudeluuringule, kuna see võimaldab keemiline süsteem omadusi jälgida keerulised protsessid iseorganiseeruv ja võimaldab erinevat tüüpi juhtimist. Belousovi-Žabotinski reaktsiooni uurimise tulemused andsid võimsa tõuke selliste uute lõikude väljatöötamisele kaasaegne teadus , kui sünergia, mittetasakaaluliste protsesside termodünaamika. Sünergia uurib iseorganiseerumisprotsesse avatud mittetasakaalulistes süsteemides. Sünergia õpetab sind nägema maailma uuel viisil. Sünergia demonstreerib, kuidas kaos võib toimida evolutsiooni mehhanismina, kuidas kaosest kord saab tekkida. See võimaldab teil vaadata maailma ühtse ja väga keeruka süsteemina, mis areneb vastavalt mittelineaarse dünaamika seadustele. On vaja uurida mitmesuguseid protsesse - pöörduvaid ja pöördumatuid, tasakaalulisi ja mittetasakaalulisi, deterministlikke ja mittedeterministlikke, mis toimuvad erineva keerukusega nähtustes. 90 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC raamatuteenindusagentuur 9.5. Keemiline tasakaal. Keemiliste protsesside juhtimise võimalused 9.5.1. Keemilise tasakaalu mõiste Keemilised reaktsioonid jagunevad kahte rühma: 1. Pöörduvad reaktsioonid on reaktsioonid, mis kulgevad kahes vastastikku vastassuunas: N2 + 3H2 2NH3 2. Pöördumatud reaktsioonid kulgevad ühes suunas: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Keemiline tasakaal – See on reageerivate ainete süsteemi olek, milles edasi- ja tagasireaktsioonide kiirus on võrdne. Pöörduva reaktsiooni korral antud temperatuuril on reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja lähteainete tasakaalukontsentratsioonide korrutis, mis on tõstetud nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmeni, konstantne väärtus, mida nimetatakse tasakaalukonstandiks ( Kp). Massi mõju seaduse rakendamine pöörduvale reaktsioonile võimaldab tuletada tasakaalukonstandi Kp. Tasakaalukonstant näitab, mitu korda on edasisuunalise reaktsiooni kiirus suurem kui pöördreaktsiooni kiirus antud temperatuuril ja kõigi osalevate ainete konstantsete kontsentratsioonide korral, mis on võrdsed ühtsusega. Keemilises tasakaalus saavutatud ainete kontsentratsioone nimetatakse tasakaaluks. Need on näidatud nurksulgudes olevate reageerivate ainete valemitega. Reaktsiooni jaoks aA + bB V1 = K1[A]a [B]b; cC + dD V2 = K1[C]c [D]d Tasakaalus V1 = V2. Siis K1[A]a [B]b = K1[C]c [D]d Kr = K1 K2 Kp = [C]C [D]d. [A]a [B]b Tasakaalukonstant Kp sõltub reagentide olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu kontsentratsioonist. Kr on mõõtmeteta suurus. 9.5.2. Le Chatelier' põhimõte 1901. aastal töötas prantsuse keemik Henri Louis Le Chatelier välja ja patenteeris meetodi ammoniaagi sünteesimiseks lämmastikust ja vesinikust. Uurides tingimusi, milles see reaktsioon toimub, avastas ja sõnastas ta põhimõtte, mille järgi määratakse keemilise tasakaalu nihke suund reagentide kontsentratsiooni, temperatuuri ja rõhu (gaaside puhul) muutmisel. reaktsioonid). Tabel 9.2 – Le Chatelier' põhimõte Näide: 2CO2 + 568 kJ/mol 2CO + O2 ∆Н = – 568 kJ/mol Tingimused tasakaalu nihutamiseks toote suunas: 1. O2 kontsentratsiooni tõus 2. rõhu tõus 3. temperatuuri langus 9.5.3. Termokeemia elemendid Le Chatelier' põhimõte on termodünaamika teise seaduse tagajärg. Keemilise tasakaalu nihe temperatuurimuutustega on seotud keemiliste reaktsioonide energiaga. Neid küsimusi uuritakse füüsikalise keemia kursuse rubriigis “Keemiliste protsesside termodünaamika”. Temperatuuri mõju uurimine keemilise tasakaalu nihkele tuleks läbi viia termokeemia - keemilise termodünaamika haru - mõistete abil. Termokeemia on keemilise termodünaamika haru, mis uurib keemiliste protsesside termilisi mõjusid. Eksotermilised reaktsioonid on reaktsioonid, mis eraldavad soojust. Endotermilised reaktsioonid on reaktsioonid, mis hõlmavad soojuse neeldumist. Reaktsiooni termokeemiline võrrand on võrrand, mis määrab reaktsiooni termilise efekti. Reaktsiooni termiline efekt on eralduva või neeldunud soojushulk 1 mooli aine kohta. Termokeemiliste võrrandite kirjutamisel kasutatakse kahte vormi: 1. Soojus iseloomustab reaktsiooniprotsessi käigus toimuvaid muutusi keskkonnas (reaktsiooni Q termokeemiline mõju). Sel juhul on eksotermilise reaktsiooni korral soojusefekt Q näidatud võrrandi paremal küljel plussmärgiga (+), kuna soojust eraldub keskkonda. 92 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Endotermilise reaktsiooni korral on soojusefekt Q tähistatud miinusmärgiga (–), kuna soojus neeldub keskkonnast: 2H2 + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol (ekso); N2 + O2 = 2NO – 180,5 kJ/mol (endo) 2. Reaktsiooni termiline efekt peegeldab muutusi reagentide süsteemis endas (reaktsiooni termodünaamiline termiline efekt). Sel juhul kasutatakse entalpia muutuse ΔH mõistet. Entalpia H on aine energiavaru konstantsel rõhul ja temperatuuril. Eksotermilise reaktsiooni jaoks ΔH< 0, так как система теряет теплоту и запас еѐ энергии уменьшается (знак –). Для эндотермической реакции ΔН >0, kuna süsteem neelab soojust ja selle energiavaru suureneb (+ märk): 2H2 + O2 = 2H2O; ΔHo = – 571 kJ/mol (ekso) N2 + O2 = 2NO; ΔHo = 180,5 kJ/mol (endo) Reaktsiooni termiline efekt on tavaliselt antud standardtingimuste korral: normaalrõhk 101,3 kPa (1 atm) ja temperatuur 298 K (ΔHo). Reaktsiooni termokeemiline efekt on suuruselt võrdne ja vastupidise märgiga termodünaamilisele termilisele efektile: Q = – ΔН. 9.6. Keemiliste protsesside juhtimise võimalused Pööratavate reaktsioonide olemasolu on looduses toimiva vastandite ühtsuse ja võitluse seaduse ilming. Selle seaduse mõistmine selle konkreetses vormis on väga oluline praktiline tähtsus , keemiliste protsesside optimaalseks juhtimiseks soodsates tingimustes, tootmise efektiivsuse ja kvaliteedi rakendamiseks. Tabel 9.3 - Keemilist protsessi mõjutavad kineetilised ja termodünaamilised tegurid Keemiline reaktsioon Reageerivate ainete olemus Termodünaamilised tegurid: tasakaalu nihe, reaktsiooni võimalus Reaktsiooni kiirust mõjutavad kineetilised tegurid (aine iseloom, kontsentratsioon, temperatuur, rõhk) Vastuolu võimalus tegevus 93 Reaktsiooni väliskeskkond Autoriõigus JSC "CDB "BIBKOM" & LLC "Agentuur Kniga-Service" Keemiliste reaktsioonide juhtimine on võimalik ainult nende seaduste mõistmise alusel, millele nad alluvad. See peaks põhinema teadmistel keemilisest kineetikast ja termodünaamikast – nii isoleeritud süsteemide tasakaaluprotsesside klassikalisel termodünaamikal kui ka avatud mittetasakaaluliste süsteemide kaasaegsel termodünaamikal, milles on võimalikud iseorganiseerumisnähtused. Küsimused enesekontrolliks 1. Tooge näiteid reaktsioonidest, mis toimuvad suurel ja madalal kiirusel. 2. Määrake aktiveerimisenergia. 3. Kuidas muutub reaktsioonikiirus kuumutamisel 20°-lt 50°-le, kui Van't Hoffi koefitsient on 2? 4. Arvutage van’t Hoffi koefitsient, kui temperatuuri muutumisel 20°-lt 50°-le reaktsioonikiirus suureneb 27 korda. 5. Milliste ainete kontsentratsiooni ei sisaldu reaktsiooni kiiruse ja tasakaalukonstandi avaldises: FeO3 + 3CO 2Fe + 3CO2 6. Millised tegurid aitavad nihutada reaktsiooni tasakaalu reaktsioonisaaduse moodustumise suunas: 2H2 + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol. ∆Н = – 571 kJ/mol VIITED Peamine 1. Knyazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 2. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 3. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. Täiendav 1. Barkovski, E.V. Üldine keemia: Loengute kursus /E.V. Barkovski, S.V. Tkatšov. – Minsk: BSMU, 2009. – 132 lk. 2. Trubetskov, D.I. Sissejuhatus avatud süsteemide iseorganiseerumise teooriasse. /DI. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasitškov. – M.: Füüsikalise ja matemaatilise kirjanduse kirjastus, 2002. – 200 lk. 3. Ruzavin, G.I. Lihtsad ja keerulised probleemid teaduste evolutsioonis. //G.I. Ruzavin. – Filosoofia küsimused. – 2008. Nr 3. – Lk. 102. 94 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency BIBLIOGRAAFILINE LOETELU 1. Agafoshin, N.P. Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem D.I. Mendelejev. /N.P.Agafoshin - M.: Haridus, 1973. – 208 lk. 2. Barkovski, E.V. Üldine keemia: Loengute kursus /E.V. Barkovski, S.V. Tkatšov. – Minsk: BSMU, 2009. – 132 lk. 3. Vlasov, V.M. Plahvatuseni viivad vead / V.M. Vlasov // Keemia ja elu. – 2006. – Nr 7. Lk. 60. 4. Gelfman, M.I. Anorgaaniline keemia / M.I. Gelfman, V.P. Justratov. – Peterburi: Kirjastus “Lan”, 2009. – 528 lk. 5. Glinka, N.L. Üldine keemia / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 lk. 6. Guzey, L.S. Üldine keemia / L.S. Guzey, V.N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Moskva Riikliku Ülikooli Kirjastus, 1999. – 333 lk. 7. Dmitrijev, S.N. Üliraskemetallide keemiline tuvastamine ja omaduste uurimine. Perioodilise süsteemi areng D.I. Mendelejev / S.N. Dmitrijev – XVIII Mendelejevi üld- ja rakenduskeemia kongressi ettekannete kokkuvõtted: 5 köites; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – P. 47. 8. Egorov, V.V. Keskkonnakeemia. /V.V. Egorov. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 192 lk. 9. Klinsky, G.D. Anorgaaniline keemia /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Kirjastus MCHA, 2001. – 384 lk. 10. Knjazev, D.A. Anorgaaniline keemia/D.A. Knjazev, S.N. Smarygin – M.: Bustard, 2004. – 592 lk. 11. Lensky, A.S. Sissejuhatus bioanorgaanilisse ja biofüüsilisse keemiasse / A.S. Lensky. – M.: Kõrgkool, 1989. – 256 lk. 12. Minejev, V.G. Nitraatide ja fosfaatide kaitseks / V.G. Mineev // Keemia ja elu. – 2008. Nr 5. – Lk 20. 13. Naydysh, V.M. Kaasaegse loodusteaduse kontseptsioonid. /V.M. Naydysh. – M.: Alfa-M; INFRA-M, 2004, – 622 lk. 14. Anorgaaniline keemia (biogeensed ja abiogeensed elemendid): õpik / toim. V.V. Egorova. – Peterburi: kirjastus Lan, 2009. – 320 lk. 15. Ruzavin, G.I. Lihtsad ja keerulised probleemid teaduste evolutsioonis. //G.I. Ruzavin. – Filosoofia küsimused. – 2008. Nr 3. – Lk. 102. 16. Rjazanova, G.E. Anorgaaniline ja analüütiline keemia / G.E. Rjazanova - Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus "Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool", 2006. - 172 lk. 17. Rjazanova, G.E. Üldine ja anorgaaniline keemia. Tabelid ja diagrammid / G.E. Rjazanov. – Saratov: Föderaalne Riiklik Kõrgharidusasutus “Saratovi Riiklik Põllumajandusülikool”, 2006 – 284 lk. 18. Sirotkin, O.S. Keemia omal kohal / O.S. Sirotkin // Keemia ja elu. – 2003. - nr 5. – Lk 26. 19. Trubetskov, D.I. Sissejuhatus avatud süsteemide iseorganiseerumise teooriasse. / D.I. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasitškov. – M.: Füüsikalise ja matemaatilise kirjanduse kirjastus, 2002. – 200 lk. 20. Ugai, Ya.A. Üldine ja anorgaaniline keemia /Ya.A. Ugai. – M.: Kõrgkool, 2004. – 528 lk. 95 Autoriõigus OJSC "CDB "BIBKOM" & LLC "Agentuur Kniga-Service" SISUKORD Sissejuhatus................................ ................................................... ...................................................... .. 3 Loeng 1. Keemia põhimõisted ja põhiseadused. ................................... 4 1.1. Distsipliini õppimise eesmärgid................................................ ................................................... 4 1.2. Keemia tähtsus põllumajandusele................................................ .............. ...... 4 1.3. Keemia aine ................................................... ...................................................... ......... 5 1.4 . Põhimõistete ja keemiaseaduste dialektika................................................ ........ 5 1.5. Keemia õppimise meetodid................................................ .............................................. 8 Küsimused enesekontrolliks ................................................................ .............................................. 11 Kasutatud kirjandus...... .............................................................. ................................................................ 12 Loeng 2. Kaasaegne õpetus aatomi ehitusest................................................ ... ................ 13 2.1. Aatomi ehituse ideede dialektika................................................ ........ 13 2.2. Aatomi ehituse kaasaegne kvantmehaaniline mudel................................... 14 2.3. Elementide elektroonilised valemid................................................ ..... ............... 17 Küsimusi enesekontrolliks ........................ ............................................................ .................. 20 Viited................................... ................................................................ ...................................... 20 Loeng 3. Perioodiline seadus ja perioodilisussüsteem D.I. Mendelejev .................................................. ...................................................... ........ 21 3.1 . Perioodiline seadus ja perioodiline elementide süsteem D.I. Mendelejev – kaasaegse keemia alus................................................ ......... ... 21 3.2. Perioodilise tabeli struktuur.................................................. .......................... 23 3.3. Algoritm elemendi aatomi üldiste karakteristikute jaoks................................................ ........ 24 3.4. Elementide ja nende ühendite omaduste muutumise sagedus.................. 27 Küsimusi enesekontrolliks................... .............................................................. ........................ ..... 30 Kasutatud kirjandus................ ................................................................ .......................................... .. 30 Loeng 4. Manifestation of anorgaaniliste ühendite happe-aluse omaduste perioodiline seadus...................................... ...................................................... 32 4.1. Anorgaaniliste ühendite põhiklasside geneetiline seos....... 32 4.2. Oksiidide, aluste, hapete ja soolade keemilised omadused. ...................... 33 4.3. Kemikaalide happe-aluse omaduste muutumise sagedus................................................ .............................................................. ................... 39 4.4. Küsimused ametialase pädevuse kohta................................................ ..................... .. 40 Küsimused enesekontrolliks................................ ................................................................ ................. 40 Kasutatud kirjandus......... ................................ ................................................................ .................. 41 Loeng 5. Keemiline side......... ................ .............................................................. ............ 43 5.1. Kaasaegsed ideed keemilise sideme kohta................................................ ....... 43 5.2. Valentssideme meetodi (MVM) alused W. Heitler ja F. London (1927) ................................... ................................................... 43 5.2.1 . Kovalentse sideme moodustumise mehhanismid................................................ ....... 43 5.2.2. Kovalentne side................................................ ................................... 44 5.2.3. Keemiliste sidemete tüübid .................................................. .............................. 45 5.2.4. Keemiliste sidemete tüübid .................................................. ..................................................... 46 5.2 .5. Sideme ioonsuse aste................................................ ...................................................... 46 5.2.6. Aatomiorbitaalide hübridiseerumine................................................ ...... ...... 48 5.2.7. Metallühendus................................................ ...................................................... 50 5.2.8. Vesinikside................................................ ................................... 50 5.3. Molekulaarorbitaalmeetodi kontseptsioon................................................ ........ 50 96 Autoriõigus OJSC keskne projekteerimisbüroo BIBKOM & LLC raamatuteenindusagentuur Küsimused enesekontrolliks....................... ...................................................... ............ .. 52 Kasutatud kirjandus................................... ................................................................ ........................ 52 Loeng 6. Kaasaegne lahendusteooria................... ................................................................ .... 53 6.1. Hajusüsteemide klassifikatsioon.................................................. ..................................................... 53 6.2. Lahuste koostise väljendamise meetodid........................................ .......................... 54 6.3. Mullalahuse kontsentratsioon ja osmoos................................................ ......... ... .. 54 6.4. Elektrolüütide lahused................................................ ................................................... 55 6.4.1. Vesilahused................................................ ...................................................... 55 6.4.2. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ................................................... ................... .. 56 6.4.3. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni kvantitatiivsed omadused................................................ .............................................................. ........................... 57 6.4.4. Tugevate elektrolüütide omadused.................................................. ..................................... 58 6.4.5. Elektrolüütide tüübid................................................ ..................................................... 59 6.4.6. Elektrolüütide dissotsiatsioon................................................ .................................... 60 6.4.7. Reaktsioonid elektrolüütide lahustes ................................................... ...................... 61 6.4.8. Soolade hüdrolüüs................................................ ..................................................... 61 6.4. 9. Vee ioonne saadus. Vesiniku pH................................. 62 6.4.10. Lahenduste tähendus.................................................. ..................................................... 64 Küsimusi enesekontrolliks..... ...................................................... ................................................ 64 Kasutatud kirjandus..... ................................................................ ................................................................ ........... 65 Loeng 7. Redoksreaktsioonid................... ............... ............ 66 7.1. Moodne redoksreaktsioonide teooria (ORR) ...... 66 7.1.1. Redoksprotsesside tähtsus........................ 66 7.1.2. ODD teooria põhisätted........................................ .............. .............. 67 7.1.3. Elemendi oksüdatsiooniastme arvutamine................................................ ........ 68 7.1.4. Algoritm kompleksühendite redoksomaduste iseloomustamiseks................................................ ...................................................... 70 7.1.5 . Redoksreaktsioonide tüübid.................................................. ...... 70 7.2. Redoksreaktsioonide võrrandite koostamise algoritmid................................................... ...................................................... .............................................. 71 7.2.1. Algoritm ORR võrrandi koostamiseks elektroonilise tasakaalu meetodil...... ................................................... ...................................................... 71 7.2.2. ORR võrrandi koostamine elektronioonmeetodil (poolreaktsiooni meetod) ................................. ................................................................ .......................... .... 71 7.3. Biogeensete elementide ühendite redoksomadused................................................ ...................................................... .............................................. 73 7.4. Redokspotentsiaalid. ODD suund........................ 74 Küsimused enesekontrolliks................ .............................................................. .......................... ...... 75 Kasutatud kirjandus................ ................................................................ .............................................................. 75 Loeng 8. Kompleksühendid................................... ....... ...................................... 76 8.1. Komplekssete ühendite (CC) lühiajalugu ................................................... ........ 76 8.2. Werneri koordinatsiooniteooria ja kaasaegsed ideed................................. 77 8.2.1. Kompleksühendite molekulide koostis................................................ ........ 78 8.2.2. Kompleksühendite nomenklatuur................................................ ...................... 79 8.3. Keemiline side kompleksühendites................................................ ....... .. 80 8.4. Kompleksühendite elektrolüütiline dissotsiatsioon.................................. 81 Küsimusi enesekontrolliks... ................................................... ...................................... 84 Kasutatud kirjandus................ .............................................................. .......................................................... 84 97 Autoriõigus JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Teenindusagentuur Loeng 9. Keemiline kineetika. Keemiline tasakaal................................................ ... 85 9.1. Keemilise kineetika mõiste.................................................. .......................................... 85 9.2. Keemilise reaktsiooni kiirus ................................................... ...................................................... 85 9.3. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid................................................ ........ 86 9.3.1. Kontsentratsiooni mõju reaktsioonikiirusele................................................ ........ 87 9.3. 2. Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele .............................................. ......... 88 9.3.3. Katalüsaatorite mõju keemiliste reaktsioonide kiirusele................................................ 89 9.4. Võnkumisreaktsioonide mõiste................................................ .............................................. 90 9.5. Keemiline tasakaal. Keemiliste protsesside juhtimise võimalused................................................ .............................................................. .......................................................... ... 91 9.5.1. Keemilise tasakaalu mõiste.................................................. .......................... 91 9.5.2. Le Chatelier' põhimõte................................................ ...................................................... 91 9.5.3. Termokeemia elemendid ................................................... ..................................... 92 9.6. Keemiliste protsesside juhtimise võimalused................................................ ....... 93 Küsimused enesekontrolliks..... ................................. ...................................................... ....... 94 Viited.................................................. ................................................................ ................... 94 Bibliograafia...................... ................. ................................................................ .............. 95 Sisu.................................................. .............................................................. ...................................... 96 98

1. peatükk.

Üldised keemilised ja keskkonnamustrid.

Kust keemia algab?

Kas see on raske küsimus? Igaüks vastab sellele erinevalt.

Keskkoolis õpivad õpilased keemiat mitu aastat. Paljudel inimestel läheb keemia lõpueksamil üsna hästi. Kuid…

Vestlused kandideerijate ja seejärel esmakursuslastega näitavad, et keemia jääkteadmised pärast keskkooli on ebaolulised. Mõned inimesed satuvad segadusse erinevatest määratlustest ja keemilised valemid, samas kui teised ei suuda isegi keemia põhimõisteid ja seadusi taastoota, ökoloogia mõistetest ja seadustest rääkimata.

Nende keemia ei alanud kunagi.

Keemia algab ilmselt oma põhialuste ja ennekõike põhimõistete ja seaduste sügavast valdamisest.

1.1. Keemilised põhimõisted.

D.I. Mendelejevi tabelis on elemendi sümboli kõrval numbrid. Üks number näitab elemendi aatomnumbrit ja teine ​​aatommassi. Seerianumbril on oma füüsiline tähendus. Räägime sellest hiljem, siin keskendume aatommassile ja tõstame esile, millistes ühikutes seda mõõdetakse.

Tuleb kohe märkida, et elemendi aatommass tabelis on suhteline väärtus. Suhtelise aatommassi ühikuks võetakse 1/12 süsinikuaatomi massist, isotoobi massinumbriga 12 ja seda nimetatakse aatommassiühikuks /amu/. Seetõttu 1 amu võrdne 1/12 süsiniku isotoobi massist 12 C. Ja see on võrdne 1,667 * 10 –27 kg. /Süsinikuaatomi absoluutmass on 1,99*10 –26 kg./

Aatommass Tabelis toodud aatomi mass on väljendatud aatommassi ühikutes. Kogus on mõõtmeteta. Konkreetselt iga elemendi kohta näitab aatommass, mitu korda on antud aatomi mass suurem või väiksem kui 1/12 süsinikuaatomi massist.

Sama võib öelda ka molekulmassi kohta.

Molekulmass on molekuli mass, mida väljendatakse aatommassi ühikutes. Suurus on ka suhteline. Konkreetse aine molekulmass on võrdne kõigi molekuli moodustavate elementide aatomite masside summaga.

Keemias on oluline mõiste "mutt". Sünnimärk– selline ainekogus, mis sisaldab 6,02 * 10 23 struktuuriüksust /aatomeid, molekule, ioone, elektrone jne/. Aatomite moolid, molekulide moolid, ioonide moolid jne.

Antud aine ühe mooli massi nimetatakse selle molaar- / või molaarmassiks. Seda mõõdetakse g/mol või kg/mol ja tähistatakse tähega “M”. Näiteks väävelhappe M H 2 SO4 molaarmass = 98 g/mol.

Järgmine mõiste on "Ekvivalent". Samaväärne/E/ on aine massikogus, mis interakteerub ühe mooli vesinikuaatomitega või asendab sellise koguse keemilistes reaktsioonides. Seetõttu on vesiniku ekvivalent E H võrdne ühega. /E N =1/. Hapnikuekvivalent E O on võrdne kaheksaga /E O =8/.

Eristatakse elemendi keemilist ekvivalenti ja kompleksaine keemilist ekvivalenti.

Elemendi ekvivalent on muutuv suurus. See sõltub aatommassist /A/ ja valentsist /B/, mis elemendil konkreetses ühendis on. E=A/B. Näiteks määrame väävli ekvivalendi oksiidides SO 2 ja SO 3. SO 2 E S = 32/4 = 8 ja SO 3 E S = 32/6 = 5,33.

Ekvivalendi molaarmassi, väljendatuna grammides, nimetatakse ekvivalentmassiks. Seetõttu on vesiniku ekvivalentmass ME H = 1 g/mol, hapniku ekvivalentmass ME O = 8 g/mol.

Kompleksaine /hape, hüdroksiid, sool, oksiid/ keemiline ekvivalent on vastava aine kogus, mis interakteerub ühe mooli vesinikuaatomiga, s.o. ühe ekvivalendi vesinikuga või asendab selle koguse vesinikku või mis tahes muud ainet keemilistes reaktsioonides.

Happe ekvivalent/E K/ võrdub happe molekulmassi jagatisega reaktsioonis osalevate vesinikuaatomite arvuga. Happe H 2 SO 4 korral, kui mõlemad vesinikuaatomid reageerivad H 2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO + 2H 2 O, on ekvivalent võrdne EN 2 SO4 = M H 2 SO 4 /n H = 98/2 = 49

Hüdroksiidi ekvivalent /E hüdr. / on defineeritud kui hüdroksiidi molekulmassi jagatis reageerivate hüdroksorühmade arvuga. Näiteks NaOH ekvivalent on võrdne: E NaOH = M NaOH / n OH = 40/1 = 40.

Soola ekvivalent/E soola/ saab arvutada, jagades selle molekulmassi reageerivate metalliaatomite arvu ja nende valentsi korrutisega. Seega on soola Al 2 (SO 4) 3 ekvivalent võrdne E Al 2 (SO 4) 3 = M Al 2 (SO 4) 3 /6 = 342/2,3 = 342/6 = 57.

Oksiidi ekvivalent/E ok / saab defineerida vastava elemendi ja hapniku ekvivalentide summana. Näiteks CO 2 ekvivalent oleks võrdne summaga süsiniku ja hapniku ekvivalendid: E CO 2 =E C +E O =3+8=7.

Sest gaasilised ained mugav on kasutada samaväärseid mahtusid /E V /. Mis ajast normaalsetes tingimustes Gaasi mool mahutab 22,4 liitrit, siis on selle väärtuse põhjal lihtne määrata mis tahes gaasi samaväärset mahtu. Vaatleme vesinikku. Vesiniku molaarmass 2g võtab enda alla 22,4 liitrit, siis selle ekvivalentmass 1g mahutab 11,2 liitrit / või 11200 ml /. Seetõttu E V N =11,2l. Kloori ekvivalentmaht on 11,2 l /E VCl = 11,2 l/. CO ekvivalentmaht on 3,56 /E VC O =3,56 l/.

Vahetusreaktsioonide stöhhiomeetrilistes arvutustes kasutatakse elemendi või kompleksaine keemilist ekvivalenti ning redoksreaktsioonide vastavates arvutustes oksüdatiivseid ja redutseerivaid ekvivalente.

Oksüdatiivne ekvivalent on defineeritud kui oksüdeeriva aine molekulmassi jagatis elektronide arvuga, mis ta antud redoksreaktsioonis vastu võtab.

Redutseeriv ekvivalent võrdub redutseerija molekulmassiga, mis on jagatud elektronide arvuga, mis ta antud reaktsioonis loobub.

Kirjutame redoksreaktsiooni ja määrame oksüdeeriva aine ja redutseerija ekvivalenti:

5N2aS+2KMnO4+8H2SO4=S+2MnSO4+K2SO4+5Na2SO4+8H2O

Selle reaktsiooni oksüdeerija on kaaliumpermanganaat. Oksüdeeriva aine ekvivalent võrdub KMnO 4 massiga, mis on jagatud oksüdeerija poolt reaktsioonis vastuvõetud elektronide arvuga (ne=5). E KMnO4 = M KMnO4 /ne = 158/5 = 31,5. Oksüdeeriva aine KMnO 4 ekvivalendi molaarmass happelises keskkonnas on 31,5 g/mol.

Redutseerija Na 2 S ekvivalent on: E Na 4 S = M Na 4 S / ne = 78/2 = 39. Na 2 S ekvivalendi molaarmass on 39 g/mol.

Elektrokeemilistes protsessides, eriti ainete elektrolüüsi ajal, kasutatakse elektrokeemilist ekvivalenti. Elektrokeemiline ekvivalent määratakse elektroodil vabaneva aine keemilise ekvivalendi jagatis Faraday arvuga /F/. Elektrokeemilisest ekvivalendist tuleb täpsemalt juttu kursuse vastavas lõigus.

Valents. Kui aatomid interakteeruvad, moodustub nende vahel keemiline side. Iga aatom saab moodustada ainult teatud arvu sidemeid. Selle määrab ühenduste arv ainulaadne vara iga element, mida nimetatakse valentsiks. Kõige rohkem üldine vaade Valentsus on aatomi võime moodustada keemiline side. Ühte keemilist sidet, mille vesinikuaatom võib moodustada, võetakse valentsiühikuna. Sellega seoses on vesinik monovalentne element ja hapnik kahevalentne element, sest Hapnikuaatomiga ei saa sidet moodustada rohkem kui kaks vesinikku.

Võimalus määrata iga elemendi valentsust, sealhulgas keemilises ühendis, on vajalik tingimus keemiakursuse edukas läbimine.

Valents on seotud ka sellise keemia mõistega nagu oksüdatsiooni olek. Oksüdatsiooni alamolek on laeng, mis elemendil on ioonühendis või oleks kovalentses ühendis, kui jagatud elektronipaar nihutaks täielikult elektronegatiivsemasse elemendisse. Oksüdatsiooniastmel pole mitte ainult numbriline avaldis, vaid ka vastav laengumärk (+) või (–). Valentsil neid märke pole. Näiteks H2SO4-s on oksüdatsiooniaste: vesinik +1, hapnik -2, väävel +6 ja valents on vastavalt 1, 2, 6.

Valents ja oksüdatsiooniaste arvväärtustes ei lange alati väärtuses kokku. Näiteks etüülalkoholi molekulis CH 3 –CH 2 –OH on süsiniku valents 6, vesinik on 1, hapnik on 2 ja näiteks esimese süsiniku oksüdatsiooniaste on –3, teise –1: –3 CH 3 – –1 CH 2 –OH.

1.2. Keskkonna põhimõisted.

Hiljuti on ökoloogia mõiste sügavalt meie teadvusesse jõudnud. See mõiste, mille 1869. aastal tutvustas E. Haeckel, pärineb kreeka keelest oikos- maja, koht, eluruum, logod– õpetus / häirib inimkonda üha enam.

Bioloogiaõpikutes ökoloogia defineeritud kui teadus elusorganismide ja nende keskkonna vahelistest suhetest. Peaaegu kaashäälikulise ökoloogia definitsiooni annab B. Nebel oma raamatus “Keskkonnateadus” – Ökoloogia on teadus organismide omavahelise ja keskkonnaga suhtlemise erinevatest aspektidest. Laiemat tõlgendust võib leida teistest allikatest. Näiteks Ökoloogia – 1/. Teadus, mis uurib organismide ja nende süsteemsete koosluste seost keskkonnaga; 2/. Teadusdistsipliinide kogum, mis uurib süsteemsete bioloogiliste struktuuride /makromolekulidest biosfääri/ suhet omavahel ja keskkonnaga; 3/. Distsipliin, mis uurib ökosüsteemide toimimise üldseadusi erinevatel hierarhilistel tasanditel; 4/. Põhjalik teadus, mis uurib elusorganismide elupaiku; 5/. Inimese kui liigi positsiooni uurimine planeedi biosfääris, tema seoseid ökoloogiliste süsteemidega ja mõju neile; 6/. Teadus keskkonna ellujäämisest. / N.A. Agidzhanjan, V.I. Torshik. Inimökoloogia./. Mõiste “ökoloogia” ei viita aga mitte ainult ökoloogiale kui teadusele, vaid ka keskkonna seisundile ning selle mõjule inimestele, taimestikule ja loomastikule.

Käsiraamat on mõeldud koolilastele, taotlejatele ja õpetajatele. Kasutusjuhend kirjeldab lühidalt, kuid informatiivset ja selget vormi kaasaegsed põhitõed keemia. Need on põhitõed, mida iga gümnaasiumi lõpetaja peab mõistma ja kindlasti teadma igaüks, kes peab end 21. sajandi keemia-, arsti- või bioloogiõpilaseks.

Aatomi-molekulaarne teooria.
Aatom-molekulaarne aine struktuuri teooria tekkis teadlaste katsete tulemusena lahendada kaks peamist probleemi. 1) Millest ained koosnevad? 2) Miks on ained erinevad ja miks võivad mõned ained muutuda teisteks? Selle teooria põhisätted võib sõnastada järgmiselt:
1. Kõik ained koosnevad molekulidest. Molekul on aine väikseim osake, millel on selle keemilised omadused.
2. Molekulid koosnevad aatomitest. Aatom on keemiliste ühendite elemendi väikseim osake. Erinevad elemendid vastavad erinevad aatomid.
3. Keemiliste reaktsioonide käigus muudetakse osade ainete molekulid teiste ainete molekulideks. Aatomid ei muutu keemiliste reaktsioonide käigus.

Vaatleme lühidalt aatomi-molekulaarteooria loomise ja arengu ajalugu.
Aatomid leiutati Kreekas 5. sajandil. eKr e. Filosoof Leucippus mõtles, kas iga ainetükki, olgu see nii väike, saab jagada veelgi väiksemateks tükkideks. Leucippus uskus, et sellise jagunemise tulemusena on võimalik saada nii väike osake, et edasine jagunemine muutub võimatuks. Leucippuse õpilane ja filosoof Demokritos nimetas neid pisikesi osakesi "aatomiteks". Ta uskus, et iga elemendi aatomitel on eriline suurus ja kuju ning see seletab elementide omaduste erinevusi. Ained, mida me näeme ja tunneme, on aatomite ühendid erinevaid elemente, ja selle ühendi olemust muutes saab ühe aine teisendada. Demokritos lõi peaaegu aatomiteooria kaasaegne vorm. See teooria on aga vaid filosoofilise mõtiskluse vili, mida eksperimentaalsed vaatlused ei kinnita.

SISUKORD
Eessõna 3
1. OSA. TEOREETILINE KEEMIA 5
PEATÜKK 1. Keemia põhimõisted ja seadused 5
§ 1.1. Keemia aine 5
§1.2. Aatomi-molekulaarne teooria 7
§ 1.3. Massi ja energia jäävuse seadus 10
§ 1.4. Perioodiline seadus 12
§ 1.5. Keemia põhimõisted 14
§ 1.6. Stöhhiomeetrilised suhted keemias 18
§ 1.7. Gaasiseadused 19
PEATÜKK 2. Aatomi ehitus 22
§ 2.1. Ideede arendamine selle kohta keeruline struktuur aatom 22
§ 2.2. Elektronide kvantarvud 25
§ 2.3. Elektronide jaotus aatomites 28
§ 2.4. Radioaktiivsed muundumised 33
§ 2.5. Elementide aatomite omaduste perioodilisus 37
PEATÜKK 3. Keemiline side ja molekulaarstruktuur 41
§ 3.1. Keemilise sideme olemus 41
§ 3.2. Kovalentne side 44
§ 3.3. Ioonne side 48
§ 3.4. Metallist ühendus 50
§ 3.5. Molekulidevahelised keemilised sidemed 51
§ 3.6. Valents ja oksüdatsiooniaste 55
§ 3.7. Molekulide ruumiline struktuur 58
4. PEATÜKK. Aine olekud 63
§ 4.1. Iseloomulikud omadused gaasid, vedelikud ja tahked ained 63
§ 4.2. Ainete faasidiagrammid 66
§ 4.3. Gaasid 68
§ 4.4. Vedelikud 70
§ 4.5. Kristallilised ained 73
§ 4.6. Erinevad kujundid ainete olemasolu 80
5. PEATÜKK. Keemiliste reaktsioonide energiamõjud 81
§ 5.1. Energia eraldumine ja neeldumine keemilistes reaktsioonides 81
§ 5.2. Eksotermilised ja endotermilised reaktsioonid. Hessi 87 termokeemiline seadus
PEATÜKK 6. Keemiliste reaktsioonide kineetika 93
§ 6.1. Keemilise kineetika põhimõisted ja postulaadid 93
§ 6.2. Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele 97
§ 6.3. Katalüüs 99
PEATÜKK 7. Keemiline tasakaal 103
§ 7.1. Tasakaaluseisundi määramine 103
§ 7.2. Keemilise tasakaalu konstant 105
§ 7.3. Nihe keemilises tasakaalus. Le Chatelier' põhimõte 108
§ 7.4. Optimaalsete tingimuste kohta ainete saamiseks tööstuslikus mastaabis 111
PEATÜKK 8. Lahendused 114
§ 8.1. Lahustumine kui füüsikalis-keemiline protsess 114
§ 8.2. Ainete lahustuvust mõjutavad tegurid 117
§ 8.3. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise viisid 121
PEATÜKK 9. Elektrolüütiline dissotsiatsioon ja ioonreaktsioonid lahustes 122
§ 9.1. Elektrolüüdid ja elektrolüütiline dissotsiatsioon 122
§ 9.2. Dissotsiatsiooni aste. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Dissotsiatsioonikonstant 123
§ 9.3. Ioonreaktsiooni võrrandid 126
§ 9.4. Soolade hüdrolüüs 128
PEATÜKK 10. Keemiliste reaktsioonide põhitüübid 129
§ 10.1. Reaktsioonide sümboolika ja klassifitseerimistunnused 129
§ 10.2. Klassifikatsioon reaktiivide ja reaktsioonisaaduste arvu ja koostise järgi 131
§ 10.3. Reaktsioonide klassifikatsioon faasikarakteristikute järgi 136
§ 10.4. Reaktsioonide klassifikatsioon ülekantavate osakeste tüübi järgi 137
§ 10.5. Pööratav ja pöördumatu keemilised reaktsioonid 138
PEATÜKK 11. Redoksprotsessid 140
§ 11.1. Redoksreaktsioonid 140
§ 11.2. Stöhhiomeetriliste koefitsientide valik OVR 144-s
§ 11.3. Standardpotentsiaalid OVR 148
§ 11.4. Elektrolüütide lahuste ja sulamite elektrolüüs 152
II OSA. ANORGAANILINE KEEMIA 154
12. PEATÜKK. üldised omadused anorgaanilised ühendid, nende klassifikatsioon ja nomenklatuur 154
§ 12.1. Oksiidid 155
§ 12.2. Alused (metallihüdroksiidid) 158
§ 12.3. Happed 160
§ 12.4. soolad 165
PEATÜKK 13. Vesinik 168
§ 13.1. Aatomi struktuur ja asend perioodilisustabelis D.I. Mendelejeva 168
§ 13.2. Vesiniku keemilised omadused 171
§ 13.3. Vesiniku tootmine ja kasutamine 173
§ 13.4. Vesinikoksiidid 174
PEATÜKK 14. Halogeenid 178
§ 14.1. Füüsikalised omadused halogeenid 178
§ 14.2. Halogeenide keemilised omadused ja tootmine 180
§ 14.3. Vesinikhalogeniidid, vesinikhalogeniidid ja nende soolad 185
§ 14.4. Hapnikku sisaldavad ühendid halogeenid 187
PEATÜKK 15. Kalkogeenid 190
§ 15.1. Üldised omadused 190
§ 15.2. Lihtained 191
§ 15.3. Väävliühendid 196
PEATÜKK 16. Lämmastiku alarühm 204
§ 16.1. Üldised omadused 204
§ 16.2. Lihtainete omadused 205
§ 16.3. Ammoniaak. Fosfiin. Fosforhalogeniidid 207
§ 16.4. Lämmastikoksiidid. Lämmastik- ja lämmastikhape 210
§ 16.5. Fosforoksiidid ja happed 214
PEATÜKK 17. Süsiniku alarühm 218
§ 17.1. Üldised omadused 218
§ 17.2. Süsinik 219
§ 17.3. Süsinikoksiidid 223
§ 17.4. Süsinikhape ja selle soolad 226
§ 17.5. Räni 228
§ 17.6. Oksüdatsiooniastmega räniühendid +4 230
§ 17.7. Räniühendid oksüdatsiooniastmega -4 233
PEATÜKK 18. S-metallide ja nende ühendite omadused 234
§ 18.1. Üldised omadused 234
§ 18.2. Metallide keemilised omadused 236
§ 18.3. S-metallide ühendid 239
PEATÜKK 19. Alumiinium ja boor 240
§ 19.1. Üldised omadused 240
§ 19.2. Lihtainete omadused ja valmistamine 242
§ 19.3. Boori ja alumiiniumi ühendid 247
PEATÜKK 20. Peamised siirdemetallid 249
§ 20.1. Üldised omadused 249
§ 20.2. Kroom ja selle ühendid 251
§ 20.3. Mangaan ja selle ühendid 253
§ 20.4. Raudne kolmik 255
§ 20.5. Raua ja terase tootmine 258
§ 20.6. Vask ja selle ühendid 261
§ 20.7. Tsink ja selle ühendid 263
§ 20.8. Hõbe ja selle ühendid 264
PEATÜKK 21. Väärisgaasid 265
§ 21.1. Üldised omadused 265
§ 21.2. Väärisgaaside keemilised ühendid 267
§ 21.3. Väärisgaaside kasutamine 269
III OSA. ORGAANILINE KEEMIA 271
PEATÜKK 22. Põhimõisted ja mustrid sisse orgaaniline keemia 271
§ 22.1. Orgaanilise keemia aine 271
§ 22.2. Orgaaniliste ühendite klassifikatsioon 272
§ 22.3. Orgaaniliste ühendite nomenklatuur 274
§ 22.4. Orgaaniliste ühendite isomeeria 278
§ 22.5. Orgaaniliste ühendite elektrooniline mõju ja reaktsioonivõime 279
§ 22.6. Üldised omadused 281
PEATÜKK 23. Küllastunud süsivesinikud 283
§ 23.1. Alkaanid 283
§ 23.2. Tsükloalkaanid 286
PEATÜKK 24. Alkeenid ja alkadieenid 289
§ 24.1. Alkeenid 289
§ 24.2. Dieeni süsivesinikud 293
PEATÜKK 25. Alküünid 295
§ 25.1. Üldised omadused 295
§ 25.2. Valmistamine ja keemilised omadused 296
PEATÜKK 26. Arenas 300
§ 26.1. Üldised omadused 300
§ 26.2. Valmistamine ja keemilised omadused 303
§ 26.3. Esimese ja teise liigi orientandid (saadikud) 308
PEATÜKK 27. Alkohol ja fenoolid 310
§ 27.1. Üldised omadused 310
§ 27.2. Ühehüdroksüülsed alkoholid 311
§ 27.3. Mitmehüdroksüülsed alkoholid 315
§ 27.4. Fenoolid 316
GRUPP 28. Aldehüüdid ja ketoonid 321
§ 28.1. Üldised omadused 321
§ 28.2. Kuidas saada 323
§ 28.3. Keemilised omadused 324
PEATÜKK 29. Karboksüülhapped 327
§ 29.1. Klassifikatsioon, nomenklatuur ja isomeeria 327
§ 29.2. Ühealuselised küllastunud karboksüülhapped 334
§ 29.3. Ühealuselised küllastumata karboksüülhapped 339
§ 29.4. Aromaatsed karboksüülhapped 342
§ 29.5. Kahealuselised karboksüülhapped 343
PEATÜKK 30. Karboksüülhapete funktsionaalsed derivaadid 345
§ 30.1. Funktsionaalsete tuletiste klassifikatsioon 345
§ 30.2. Karboksüülhappe anhüdriidid 346
§ 30.3. Karboksüülhappe halogeniidid 348
§ 30.4. Karboksüülhapete amiidid 350
§ 30.5. Estrid 352
§ 30.6. Rasvad 353
GRUPP 31. Süsivesikud (suhkrud) 357
§ 31.1. Monosahhariidid 357
§ 31.2. Monosahhariidide üksikud esindajad 363
§ 31.3. Oligosahhariidid 366
§ 31.4. Polüsahhariidid 368
PEATÜKK 32. Amiinid 371
§ 32.1. Küllastunud alifaatsed amiinid 371
§ 32.2. Aniliin 375
PEATÜKK 33. Aminohapped. Peptiidid. Valgud 377
§ 33.1. Aminohapped 377
§ 33.2. Peptiidid 381
§ 33.3. Valgud 383
PEATÜKK 34. Lämmastikku sisaldavad heterotsüklilised ühendid 387
§ 34.1. Kuueliikmelised heterotsüklid 387
§ 34.2. Viieliikmelise rõngaga ühendid 390
PEATÜKK 35. Nukleiinhapped 393
§ 35.1. Nukleotiidid ja nukleosiidid 393
§ 35.2. Nukleiinhapete struktuur 395
§ 35.3. Nukleiinhapete bioloogiline roll 398
GRUPP 36. Sünteetilised kõrgmolekulaarsed ühendid (polümeerid) 400
§ 36.1. Üldised omadused 400
§ 36.2. Plastik 402
§ 36.3. Fiber 404
§ 36.4. Kummid 405
Soovitatav lugemine 410.

M.: Kõrgkool, 2002. - 415 lk.

Käsiraamat on mõeldud koolilastele, taotlejatele ja õpetajatele. Käsiraamat kirjeldab lühidalt, kuid informatiivselt ja selgelt keemia kaasaegseid aluseid. Need on põhitõed, mida iga gümnaasiumi lõpetaja peab mõistma ja kindlasti teadma igaüks, kes peab end 21. sajandi keemia-, arsti- või bioloogiõpilaseks.

Vorming: pdf

Suurus: 1 3,4 MB

Lae alla: drive.google

Vorming: djvu

Suurus: 5 MB

Lae alla: yandex.disk

SISUKORD

Eessõna ...................... 3

1. OSA. TEOREETILINE KEEMIA ............ 5

1. PEATÜKK. Keemia põhimõisted ja seadused.......... 5

§ 1.1. Keemia aine.................. 5

§1.2. Aatomi-molekulaarteooria............ 7

§ 1.3. Massi ja energia jäävuse seadus......... 10

§ 1.4. Perioodiline seadus........................ 12

§ 1.5. Keemia põhimõisted........................ 14

§ 1.6. Stöhhiomeetrilised suhted keemias........ 18

§ 1.7. Gaasiseadused........................ 19

2. PEATÜKK. Aatomi struktuur................. 22

§ 2.1. Ideede arendamine aatomi keerulise struktuuri kohta... 22

§ 2.2. Elektronide kvantarvud............ 25

§ 2.3. Elektronide jaotus aatomites......... 28

§ 2.4. Radioaktiivsed muundumised............ 33

§ 2.5. Elementide aatomite omaduste perioodilisus....... 37

3. PEATÜKK. Keemiline side ja molekulaarstruktuur......... 41

§ 3.1. Keemilise sideme olemus........................ 41

§ 3.2. Kovalentne side........................ 44

§ 3.3. Iooniline side........................ 48

§ 3.4. Metallist side........................ 50

§ 3.5. Molekulidevahelised keemilised sidemed......... 51

§ 3.6. Valents ja oksüdatsiooniaste........ 55

§ 3.7. Molekulide ruumiline struktuur......... 58

4. PEATÜKK. aine olekud................ 63

§ 4.1. Gaaside, vedelike ja tahkete ainete iseloomulikud omadused... 63

§ 4.2. Ainete faasidiagrammid............ 66

§ 4.3. Gaasid........................ 68

§ 4.4. Vedelikud ................... 70

§ 4.5. Kristallilised ained........................ 73

§ 4.6. Ainete eksisteerimise erinevad vormid...... 80

5. PEATÜKK. Keemiliste reaktsioonide energiamõjud...... 81

§ 5.1. Energia vabanemine ja neeldumine keemilistes reaktsioonides... 81

§ 5.2. Eksotermilised ja endotermilised reaktsioonid. Termokeemiline

Hessi seadus.................. 87

PEATÜKK 6. Keemiliste reaktsioonide kineetika............ 93

§ 6.1. Keemilise kineetika põhimõisted ja postulaadid... 93

§ 6.2. Temperatuuri mõju reaktsioonikiirusele........ 97

§ 6.3. Katalüüs........................ 99

7. PEATÜKK. Keemiline tasakaal............... 103

§ 7.1. Tasakaaluseisundi määramine......... 103

§ 7.2. Keemilise tasakaalu konstant......... 105

§ 7.3. Nihe keemilises tasakaalus. Le Chatelier' põhimõte.. 108

§ 7.4. Optimaalsete tingimuste kohta ainete saamiseks tööstuses

skaala................... 111

8. PEATÜKK. Lahendused.................... 114

§ 8.1. Lahustumine kui füüsikaline ja keemiline protsess....... 114

§ 8.2. Ainete lahustuvust mõjutavad tegurid...... 117

§ 8.3. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise meetodid...... 121

9. PEATÜKK. Elektrolüütiline dissotsiatsioon ja ioonreaktsioonid lahustes . 122

§ 9.1. Elektrolüüdid ja elektrolüütiline dissotsiatsioon...... 122

§ 9.2. Dissotsiatsiooni aste. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Dissotsiatsioonikonstant....... 123

§ 9.3. Ioonreaktsiooni võrrandid........................ 126

§ 9.4. Soolade hüdrolüüs.................. 128

10. PEATÜKK. Keemiliste reaktsioonide põhitüübid.......... 129

§ 10.1. Reaktsioonide sümboolika ja klassifitseerimistunnused.... 129

§ 10.2. Klassifikatsioon reaktiivide ja reaktsioonisaaduste arvu ja koostise järgi................................................ 131

§ 10.3. Reaktsioonide klassifikatsioon faasikarakteristikute järgi..... 136

§ 10.4. Reaktsioonide klassifikatsioon ülekantavate osakeste tüübi järgi... 137

§ 10.5. Pöörduvad ja pöördumatud keemilised reaktsioonid..... 138

11. PEATÜKK. Redoksprotsessid....... 140

§ 11.1. Redoksreaktsioonid....... 140

§ 11.2. Stöhhiomeetriliste koefitsientide valik OVR-is... 144

§ 11.3. Standardsed OVR-i potentsiaalid........ 148

§ 11.4. Elektrolüütide lahuste ja sulamite elektrolüüs..... 152

II OSA. ANORGAANILINE KEEMIA........... 154

12. PEATÜKK. Anorgaaniliste ühendite üldised omadused, nende klassifikatsioon ja nomenklatuur.154

§ 12.1. Oksiidid......................... 155

§ 12.2. Alused (metallihüdroksiidid) ......... 158

§ 12.3. Happed................... 160

§ 12.4. Soolad........................ 165

13. PEATÜKK. Vesinik.................... 168

§ 13.1. Aatomi struktuur ja asend perioodilisustabelis D.I.

Mendelejev ................... 168

§ 13.2. Vesiniku keemilised omadused........... 171

§ 13.3. Vesiniku tootmine ja kasutamine........ 173

§ 13.4. Vesinikoksiidid............. 174

14. PEATÜKK. Halogeenid................... 178

§ 14.1. Halogeenide füüsikalised omadused........... 178

§ 14.2. Halogeenide keemilised omadused ja tootmine....... 180

§ 14.3. Vesinikhalogeniidid, vesinikhalogeniidid ja nende soolad 185

§ 14.4. Hapnikku sisaldavad halogeenühendid...... 187

15. PEATÜKK. Kalkogeenid .................. 190

§ 15.1. Üldised omadused........................ 190

§ 15.2. Lihtsad ained............ 191

§ 15.3. Väävliühendid................ 196

16. PEATÜKK. Lämmastiku alarühm................. 204

§ 16.1. Üldised omadused........................ 204

§ 16.2. Lihtainete omadused........................ 205

§ 16.3. Ammoniaak. Fosfiin. Fosforhalogeniidid........ 207

§ 16.4. Lämmastikoksiidid. Lämmastik- ja lämmastikhape...... 210

§ 16.5. Fosforoksiidid ja happed............ 214

17. PEATÜKK. Süsiniku alarühm............... 218

§ 17.1. Üldised omadused........................ 218

§ 17.2. Süsinik........................ 219

§ 17.3. Süsinikoksiidid........................ 223

§ 17.4. Süsinikhape ja selle soolad............ 226

§ 17.5. Räni ................... 228

§ 17.6. Räniühendid oksüdatsiooniastmega +4..... 230

§ 17.7. Räniühendid oksüdatsiooniastmega -4..... 233

18. PEATÜKK. Omadused s-metallid ja nende ühendid .......... 234

§ 18.1. Üldised omadused........................ 234

§ 18.2. Metallide keemilised omadused........ 236

§ 18.3. Ühendused s-metallid........................ 239

19. PEATÜKK. Alumiinium ja boor.................. 240

§ 19.1. Üldised omadused........................ 240

§ 19.2. Lihtainete omadused ja valmistamine........ 242

§ 19.3. Boori ja alumiiniumi ühendid............ 247

20. PEATÜKK. Peamised siirdemetallid............ 249

§ 20.1. Üldised omadused........................ 249

§ 20.2. Kroom ja selle ühendid........................ 251

§ 20.3. Mangaan ja selle ühendid........................ 253

§ 20.4. Raudkolmkõla ................... 255

§ 20.5. Raua ja terase tootmine............ 258

§ 20.6. Vask ja selle ühendid................... 261

§ 20.7. Tsink ja selle ühendid........................ 263

§ 20.8. Hõbe ja selle ühendid........................ 264

21. PEATÜKK. Väärisgaasid ................ 265

§ 21.1. Üldised omadused........................ 265

§ 21.2. Väärisgaaside keemilised ühendid....... 267

§ 21.3. Väärisgaaside rakendamine............ 269

III OSA. ORGAANILINE KEEMIA............ 271

22. PEATÜKK. Orgaanilise keemia põhimõisted ja põhimõtted.. 271

§ 22.1. Orgaanilise keemia aine............. 271

§ 22.2. Orgaaniliste ühendite klassifikatsioon........ 272

§ 22.3. Orgaaniliste ühendite nomenklatuur........ 274

§ 22.4. Orgaaniliste ühendite isomeeria......... 278

§ 22.5. Orgaaniliste ühendite elektroonilised mõjud ja reaktsioonivõime....... 279

§ 22.6. Üldised omadused........................ 281

23. PEATÜKK. Küllastunud süsivesinikud............. 283

§ 23.1. Alkaanid.............................. 283

§ 23.2. Tsükloalkaanid................... 286

24. PEATÜKK. Alkeenid ja alkadieenid............... 289

§ 24.1. Alkeenid........................ 289

§ 24.2. Dieeni süsivesinikud.......................... 293

25. PEATÜKK. Alküünid.................... 295

§ 25.1. Üldised omadused........................ 295

§ 25.2. Ettevalmistus ja keemilised omadused......... 296

26. PEATÜKK. Areenid .................... 300

§ 26.1. Üldised omadused........................ 300

§ 26.2. Ettevalmistus ja keemilised omadused........ 303

§ 26.3. Esimese ja teise liigi orientandid (saadikud).... 308

27. PEATÜKK. Alkohol ja fenoolid................. 310

§ 27.1. Üldised omadused........................ 310

§ 27.2. Ühehüdroksüülsed alkoholid...................311

§ 27.3. Mitmehüdroksüülsed alkoholid......................... 315

§ 27.4. Fenoolid.......................... 316

28. PEATÜKK. Aldehüüdid ja ketoonid............... 321

§ 28.1. Üldised omadused........................ 321

§ 28.2. Saamisviisid ............ 323

§ 28.3. Keemilised omadused........................ 324

29. PEATÜKK. Karboksüülhapped............... 327

§ 29.1. Klassifikatsioon, nomenklatuur ja isomeeria....... 327

§ 29.2. Ühealuselised küllastunud karboksüülhapped..... 334

§ 29.3. Ühealuselised küllastumata karboksüülhapped.... 339

§ 29.4. Aromaatsed karboksüülhapped......... 342

§ 29.5. Kahealuselised karboksüülhapped......... 343

30. PEATÜKK. Karboksüülhapete funktsionaalsed derivaadid..... 345

§ 30.1. Funktsionaalsete tuletiste klassifikatsioon...... 345

§ 30.2. Karboksüülhapete anhüdriidid........ 346

§ 30.3. Karboksüülhappe halogeniidid........ 348

§ 30.4. Karboksüülhapete amiidid.............. 350

§ 30.5. Estrid........................ 352

§ 30.6. Rasvad........................ 353

31. PEATÜKK. Süsivesikud (suhkrud)................ 357

§ 31.1. Monosahhariidid........................ 357

§ 31.2. Monosahhariidide valitud esindajad....... 363

§ 31.3. Oligosahhariidid................... 366

§ 31.4. Polüsahhariidid........................ 368

32. PEATÜKK. Amiinid.................... 371

§ 32.1. Küllastunud alifaatsed amiinid........ 371

§ 32.2. Aniliin.................. 375

PEATÜKK 33. Aminohapped. Peptiidid. Oravad............ 377

§ 33.1. Aminohapped........................ 377

§ 33.2. Peptiidid........................ 381

§ 33.3. Valgud........................ 383

34. PEATÜKK. Lämmastikku sisaldavad heterotsüklilised ühendid...... 387

§ 34.1. Kuueliikmelised heterotsüklid............ 387

§ 34.2. Viieliikmelise rõngaga ühendid......... 390

35. PEATÜKK. Nukleiinhapped............... 393

§ 35.1. Nukleotiidid ja nukleosiidid........................ 393

§ 35.2. Nukleiinhapete struktuur............ 395

§ 35.3. Nukleiinhapete bioloogiline roll........ 398

36. PEATÜKK. Sünteetilised kõrgmolekulaarsed ühendid (polümeerid).