Ministerul Educației și Științei al Federației Ruse

Instituție de învățământ de stat de învățământ profesional superior

„Universitatea Tehnică a Petrolului de Stat Ufa”

Biblioteca studenților USPTU

Un scurt curs de prelegeri la disciplina „chimie”

pentru studenţii specialităţilor nechimice

Sub redactia generala

Profesorul S.S. Zlotsky și profesorul A.K. Mazitova

Aprobat de Consiliul Editorial și de Publicare al USPTU

ca ajutor didactic

Autori: O.F. Bulatova, S.B. Denisova, L.N. Zorina, O.I. Mikhailenko, M.A. Molyavko, M.N. Nazarov, L.Z. Rolnik, L.E. Salova, L.G. Sergeeva, O.B. Chalova, A.T. Chanysheva, F.B. Departementul General și Ana Shemistry of Chemistry Yu.N.

Recenzători:

Șef catedra „Chimie” a Universității Tehnice de Aviație de Stat Ufa Doctor în Științe Chimice Profesor V.A. Dokiciov

Șef al Departamentului „Chimie generală” al Academiei de Stat de Economie și Servicii din Ufa, candidat la științe chimice

Conf. univ. I.P. Zhurkina

K78 Un scurt curs de prelegeri la disciplina „Chimie” / Yu.N. Biglova și alții; sub

total ed. S.S. Zlotsky și A.K. Mazitova. - Ufa: UGNTU, 2010. - 69 p.

ISBN 978-5-7831-0955-3

Sunt susținute pe scurt prelegeri la disciplina „Chimie”. Conținutul prelegerilor este în conformitate cu standardele educaționale de stat. Se reflectă principiul modular al pregătirii, se oferă conținutul orelor practice și de laborator, se oferă o listă de literatură de bază pentru studiul suplimentar al materialului. Conceput pentru studenții de specialități non-chimice: AG, AT, AE, BAG, BAT, BAE, BMZ, BMP, BPG, BPS, BTE, VV, GF, DS, MZ, MP, MS, PG, PS, TE, EG , ES, ET, precum și formele de învățământ cu normă întreagă și cu fracțiune de normă AC, BOS, MX, OS, TS, TN.

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

Universitatea tehnică, 2010

cuvânt înainte

În programa studenților specialităților non-chimice ale unei universități tehnice, în special USPTU, există o disciplină „Chimie”. Pentru marea majoritate a specialităților din această materie sunt prevăzute 12-20 de prelegeri (24-40 ore), 3-5 ore practice (6-10 ore) și 10-15 ore de laborator (20-30 ore).

Conținutul materialului de curs include două secțiuni principale: structura, proprietățile generale (integrale) ale substanțelor și proprietăți elemente esentiale. La lecțiile practice în modul interactiv sunt luate în considerare în detaliu aspectele cheie, fundamentale ale programului, atenția fiind concentrată pe secțiunile care sunt de cea mai mare importanță pentru întregul curs. Lucrările de laborator sunt dedicate studiului unei game largi de probleme de termodinamică, cinetică, soluții, electrochimie și transformări ale celor mai importante compusi organici. Studenții în cursul efectuării experimentelor primesc abilitățile și experiența necesară în lucrul cu reactivi și reactivi chimici. Împreună, lecțiile de clasă, consultațiile, temele și munca independentă permit studenților să stăpânească cu succes materialul programului și să-și folosească în continuare cunoștințele de chimie în studiul disciplinelor speciale.

În prezent, cursul „Chimie” are un număr mare de manuale, manuale, ateliere, culegeri de sarcini etc., atât în ​​formă tipărită, cât și pe suport electronic. În anii 2005-2009, profesorii departamentelor OAH și PCiP au publicat o literatură educațională extinsă pentru studenții de specialități non-chimice (a se vedea lista literaturii recomandate).

În același timp, din experiența didactică rezultă că lipsa unui manual care să conțină informații de bază despre disciplină într-o formă concisă, accesibilă, împiedică creșterea progresului studenților la cursul „Chimie”.

În acest sens, echipele de profesori ale catedrelor AAC și PC&P ale USPTU au elaborat în comun acest manual*, al cărui scop este de a sistematiza, simplifica și facilita studiul și familiarizarea cu conținutul principal al disciplinei „Chimie” pentru prima dată. -studenți de anul specialităților nechimice. Un scurt rezumat al fiecăreia dintre cele 23 de prelegeri conține o descriere a prevederilor de bază, termenilor, formulelor și definițiilor. Sunt oferite întrebări pentru autoexaminare și control, precum și link-uri către 2-4 manuale, unde această secțiune este prezentată mai detaliat și în detaliu. La sfârșitul cărții există o listă extinsă de literatură educațională recomandată și enumeră principalele întrebări depuse pentru teste și examene.

Acest manual nu înlocuiește manualele și atelierele existente, ci, dimpotrivă, prevede o cunoaștere și un studiu mai detaliat și detaliat al secțiunilor programului conform manualelor principale. În același timp, simplitate și accesibilitate ghid de studiu, în opinia noastră, permite studenților să se familiarizeze preliminar cu subiectele și conținutul prelegerilor, să prezinte mai bine schema cursului și să conecteze secțiuni individuale ale programului.

Autorii - profesorii de conducere ai departamentelor de AAC și PC&P - au rezumat și sistematizat principalii parametri, scopuri și obiective ale fiecărei prelegeri într-o formă succintă, de teză. Acest lucru permite studenților să minimizeze pierderea neproductivă de timp, să se concentreze asupra problemelor și prevederilor cheie ale disciplinei.

Considerăm că manualul va fi util și interesant pentru toți, fără excepție, studenții care studiază disciplina „Chimie” în primul an și va fi, de asemenea, solicitat de tinerii profesori și cercetători începători pentru a se pregăti pentru prelegeri, laborator și ore practice. Recomandăm acest manual cadrelor didactice, profesorilor din licee, școli tehnice, colegii, precum și elevilor de liceu interesați de un studiu aprofundat al chimiei.

Ne exprimăm profunda recunoștință față de profesorul asociat Buylova E.A. și profesor asociat Chalova O.B. pentru pregătirea manuscrisului pentru publicare.

profesorul Zlotsky S.S., șef al departamentului OAH;

Profesor Mazitova A.K., Șef Departament PC&P.

Curs 1. Modelul cuantic-mecanic al structurii atomului……..……............
Curs 2. Configurații electronice ale atomilor. Legea periodică. Sistemul periodic al D.I. Mendeleev……………………………………………..
Curs 3. Principalele tipuri de legături chimice. Legătură covalentă…………...
Curs 4. Teoria hibridizării și geometria moleculelor. Polaritatea și polarizabilitatea legăturilor și moleculelor covalente…………………………………
Curs 5. Interacțiuni intermoleculare. Legătură de hidrogen.………….
Curs 6. Termodinamică chimică………………………………………...
Cursul 7. Cinetica chimică…………………………………………………………..
Curs 8. Echilibrul chimic………………………………………………………..
Curs 9. Soluții. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor. Proprietățile soluțiilor…………………………………………………………………
Curs 10. Sisteme disperse. Fenomene de suprafață…………………..
Curs 11. Soluții electrolitice. Disocierea electrolitică………
Curs 12. Disocierea apei. Disocierea acizilor și bazelor. Indicele de hidrogen…………………………………………………………………
Curs 13. Produs de solubilitate. Reacții de schimb de ioni……….
Curs 14. Hidroliza sărurilor. Soluții tampon ………………………………..
Cursul 15. Reacții redox……………
Curs 16. Conceptul de „potenţial de electrod”. Procese electrochimice………………………………………………………………………………
Curs 17. Electroliza topiturii și soluțiilor…………………………………………..
Cursul 18. Proprietățile generale ale metalelor…………………………………….………
Curs 19. Coroziunea metalelor. Metode de protecție împotriva coroziunii……………
Curs 20. Metale din subgrupa principală a grupei II. Duritatea apei..........
Curs 21. Metale structurale. Aluminiu. Crom. Fier…………
Curs 22. Polimeri……………………………………………………………………………………
Cursul 23. Identificarea chimică, analiza unei substanțe…………
Întrebări de testare

Drepturi de autor OJSC „Biroul central de proiectare „BIBCOM” & LLC „Serviciul de carte de agenție” Ministerul Agriculturii al Federației Ruse Bugetul de stat federal Instituție de învățământ profesional superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov numită după N.I. Vavilov" CHIMIE GENERALĂ curs scurt de prelegeri pentru studenții anului I Curs de studiu 110400.62 Agronomie Profil de formare Agronomie Saratov 2011 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" UDC 54 LBC 24 R99 Recenzători: Doctor of Științe Chimice, Profesor al Departamentului de Ecologie » Universitatea Tehnică de Stat Saratov T.I. Gubina Doctor în Științe Tehnice, Profesor al Departamentului de Biotehnologie și Chimie, Universitatea Agrară de Stat Saratov L.A. Fomenko P99 Chimie generală: un scurt curs de prelegeri pentru studenții din primul an de pregătire 110400.62 „Agronomie” / Comp.: G.E. Ryazanova // FGBOU VPO „Universitatea Agrară de Stat din Saratov”. - Saratov, 2011. - 97 p. Un scurt curs de prelegeri la disciplina „Chimie generală” este întocmit în conformitate cu programul disciplinei și este destinat studenților direcției de pregătire 110400.62 „Agronomie”. Un scurt curs de prelegeri conține material teoretic despre principalele probleme ale chimiei generale. Se urmărește dezvoltarea cunoștințelor elevilor despre legile de bază ale fenomenelor chimice, aplicarea acestor cunoștințe pentru înțelegerea proceselor care au loc în natură, pentru rezolvarea problemelor de mediu. Materialul este orientat spre întrebări. competențe profesionale viitori profesionisti ai agriculturii. UDC 54 LBC 24 Ryazanova GE, 2011 Saratov State Agrarian University, 2011 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agency Book-Service Introducere Chimia este una dintre disciplinele științelor naturale. Studiază structura, proprietățile și transformările substanțelor ca rezultat al reacțiilor chimice. Chimia modernă constă din multe secțiuni, granițele dintre care sunt condiționate. Baza chimiei generale (teoretice) este teoria atomică și moleculară, teoria structurii atomilor și moleculelor, teoria periodicității, teoria legăturilor chimice, teoria soluțiilor, teoria reacțiilor redox, teoria complexului. compuși, cinetica chimică, termodinamica proceselor chimice. Cunoștințele de chimie generală sunt de bază pentru studiul altor discipline chimice, precum și pentru studiul ulterior al agrochimiei, științei solului, fiziologiei plantelor și al protecției chimice a plantelor. Chimia este o știință indisolubil legată de activitățile de producție ale oamenilor. Calitatea cunoștințelor în chimia generală face posibilă înțelegerea teoretică a problemelor asociate organizării chimizării eficiente a agriculturii. 3 Drepturi de autor OJSC „Biroul Central de Proiectare „BIBCOM” & LLC „Serviciul de carte de agenție” Cursul 1 CONCEPTE DE BAZĂ ȘI LEGILE DE BAZĂ ALE CHIMIEI 1.1. Scopul studierii disciplinei Chimie este unul dintre științele naturii, adică științe despre natură, despre lumea din jurul nostru. Chimia este o educație generală, nu o disciplină specială, dar are mare importanță pentru muncitorii agricoli. Este o parte importantă a viziunii asupra lumii și a bagajului profesional al oricărui specialist în agricultură. Acest lucru determină scopurile studierii chimiei: Pentru a obține cunoștințe chimice, care este o parte importantă a științei și culturii umane; Stăpânește metodele de studiu a chimiei. Pe exemplul fenomenelor chimice, dezvoltați abilitățile intelectuale, capacitatea de a gândi logic; Înțelegeți semnificația chimiei pentru agricultură, pentru mediu, obțineți orientare profesională. 1.2. Importanța chimiei pentru agricultură Chimia este de mare importanță pentru agricultură. Cel mai important factor intensificarea producției agricole este chimizarea agriculturii (acest termen a fost introdus de D.N. Pryanishnikov în 1924). Chimizarea agriculturii este utilizarea de substanțe chimice și procese pentru a crește fertilitatea solului, a crește eficiența producției și a productivității muncii în agricultură. Include: Utilizarea îngrășămintelor minerale care conțin nutrienți pentru plante. Acestea sunt: ​​- Cei mai importanți macronutrienți - azot, fosfor, potasiu (NPK); - Oligoelemente - magneziu, fier, cupru, zinc, molibden, sulf, bor etc. Recuperare chimică, creând un mediu favorabil plantelor. Acestea sunt: ​​– vararea solurilor acide (СаСО3), etc.; – gipsarea solurilor saline alcaline (gips – CaSO4∙2H2O), etc. Mijloace chimice de protectie a plantelor. Acestea sunt: ​​- pesticidele (de la dăunători și boli); - erbicide (pentru combaterea buruienilor), etc. Regulatori de creştere a plantelor. Mijloace de biotehnologie: îngrășăminte microbiologice, enzime, vitamine etc. Eficacitatea chimizării agriculturii depinde de cultura agriculturii. D.N. Pryanishnikov a spus: „Lipsa cunoștințelor necesare nu poate fi înlocuită nici măcar cu un exces de îngrășăminte”. Deci, dacă dozele și termenii de fertilizare sunt încălcate, apar probleme de mediu, metabolismul plantelor este perturbat. Desfășurarea necorespunzătoare a reabilitării chimice înrăutățește fertilitatea solului. 4 Drepturi de autor OJSC „Biroul central de proiectare „BIBCOM” & LLC „Serviciul de carte de agenție” 1.3. Subiectul chimiei Studiul chimiei ar trebui să înceapă cu o înțelegere a ceea ce este chimia. În prezent, există câteva zeci de definiții ale subiectului chimiei propuse de diverși autori. Ele diferă unele de altele prin acuratețea definiției și aspectele abordării problemei. Această întrebare devine uneori chiar discutabilă. Să dăm câteva definiții. Chimia este o știință care studiază procesele de transformare a substanțelor, însoțite de o modificare a compoziției și structurii chimice. Chimia este știința compușilor chimici ai atomilor ( substanțe chimice oh și transformările lor. … Prezența unei legături chimice într-o substanță este principalul criteriu pentru a stabili dacă aceasta este chimică. (OS Sirotkin) Chimia este o știință care studiază procesele de modificare a compoziției și structurii formei materiale a materiei, ai căror purtători materiale sunt atomii. (V.E. Komarov) Sarcina pt muncă independentă: familiarizați-vă cu definiția subiectului chimiei de către diferiți autori (F. Engels, D. I. Mendeleev, N. L. Glinka, O. S. Zaitsev, N. N. Semenov, D. N. Knyazev etc.) și alegeți cel mai mult în funcție de înțelegerea dvs. a problemei. DI. Mendeleev credea: „Atomii sunt unități chimice ale materiei care sunt indecompuse prin mijloace chimice”. Purtătorul material al unei substanțe chimice (cea mai mică particulă a acesteia) este un atom. 1.4. Dialectica conceptelor de bază și a legilor chimiei Chimia se bazează pe date experimentale obținute de multe generații de oameni de știință tari diferite. Baza chimiei generale (teoretice) este teoria atomică și moleculară, teoria periodicității, teoria structurii atomilor și moleculelor, teoria legăturilor chimice, teoria soluțiilor, teoria reacțiilor redox, teoria complexului. compuși, cinetică chimică și termodinamica proceselor chimice. Teoria atomo-moleculară, care este teren comun nu numai chimia, ci și toate științele naturii au fost create încă din secolul al XVIII-lea și continuă să se dezvolte și în prezent. Se bazează pe legile de bază ale chimiei, legile stoichiometriei (din grecescul stoicheion - element). Stoichiometria este o ramură a chimiei care studiază relația dintre cantitatea de reactanți care intră într-o reacție și cantitatea de reactanți formați ca rezultat al reacției. Coeficienții din fața formulelor substanțelor din ecuațiile reacțiilor chimice se numesc coeficienți stoichiometrici. Cunoașterea umană nu este ceva înghețat. Ele corespund stării științei la o anumită etapă de dezvoltare și se pot schimba, deoarece știința este un sistem deschis, luptă pentru o reflectare din ce în ce mai adevărată, profundă și completă a fenomenelor naturale. Un exemplu în acest sens este schimbarea ideilor despre legile de bază ale chimiei în diferite etape ale dezvoltării științei. Legea conservării masei a fost descoperită de marele om de știință rus M.V. Lomonosov (1748-1756): 5 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Masa substanțelor care au intrat în reacție este egală cu masa substanțelor formate ca urmare a reacției. Independent de el, această lege a fost confirmată în 1789 de chimistul francez A.-L. Lavoisier.Legea conservării masei face posibilă întocmirea ecuațiilor de reacție și punerea unui semn egal între formulele substanțelor inițiale și ale produselor de reacție. : 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Acest lucru este de mare importanță pentru rezolvarea problemelor practice, deoarece vă permite să calculați cantitatea necesară de materii prime pentru a obține produsele dorite la scară industrială. În secolul al XX-lea, această lege a fost perfecţionată. Legea generală a naturii este legea conservării energiei: Energia nu ia naștere din nimic și nu dispare fără urmă, ci trece doar de la o formă la alta în cantități strict definite. Creatorul teoriei relativității A. Einstein (1905) a demonstrat relația dintre masă și energie: E = mc2 Prin urmare, în timpul reacțiilor exoterme când se eliberează căldură sau al reacțiilor endoterme când este absorbită căldura, masa produselor de reacție va fi oarecum mai mică sau mai mare decât masa substanțelor inițiale conform ecuației: ∆Е = ∆mc2 Pe baza acesteia, următoarea formulare a Legii conservării masei este mai exactă: Pentru reacțiile exoterme, masa substanțelor care au intrat în reacție este egală cu suma masei produselor de reacție și a masei echivalente cu energia eliberată. Pentru o reacție endotermă, masa substanțelor care au intrat în reacție este egală cu diferența dintre masa produselor de reacție și masa echivalentă cu energia absorbită. Deoarece în reacțiile chimice modificarea masei cauzată de degajarea sau absorbția de căldură este foarte mică, se poate susține că legea conservării masei este îndeplinită cu mare precizie. S-a schimbat și conținutul legii constanței compoziției. Legea constanței compoziției (J. Proust (1801-1808), Franța): Fiecare compus chimic are o compoziție constantă, indiferent de metoda de preparare a acestuia. Legea lui Proust este de o importanță fundamentală. El a confirmat existența moleculelor și indivizibilitatea atomilor. Adversarul lui Proust a fost Berthollet (Franţa). Berthollet a susținut că compoziția unei substanțe depinde de metoda de preparare a acesteia. Proust a fost susținut de marele chimist englez John Dalton, iar ideea lui Berthollet a fost respinsă. S-a stabilit acum că legea constanței compoziției este valabilă numai pentru substanțele cu structură moleculară. 6 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Compoziția substanțelor cu structură nemoleculară depinde de metoda de preparare a acestora (oxizi, sulfuri ale metalelor tranziționale, feldspat etc.). Ideea lui Berthollet stă în prezent la baza științei materialelor chimice, care folosește tocmai dependența compoziției structurii și proprietăților materialului de metoda de preparare a acestuia. Acum substanțele cu compoziție constantă se numesc daltonide, iar substanțele cu compoziție variabilă sunt numite berthollide în onoarea oamenilor de știință pentru care formularea legii constanței compoziției a fost subiectul discuțiilor. În 1811, Amadeo Avogadro (Italia) a descoperit o lege care a fost recunoscută 50 de ani mai târziu (1860). Legea lui Avogadro: volume egale de gaze diferite în aceleași condiții (p și t) conțin același număr de molecule. Prima consecință a legii lui Avogadro: un mol din orice gaz în condiții normale ocupă 22,4 litri. A doua consecință a legii lui Avogadro: Masa molară a unui gaz este egală cu produsul dintre densitatea relativă a unui gaz față de altul (D) cu masa molară a altui gaz: N2, Cl2); - 1 mol din orice substanță conține 6.023 1023 atomi sau molecule (numărul lui Avogadro). Legea echivalenților a fost formulată de W. Richter (1793) și W. Wollaston (1807) independent unul de celălalt: Substanțele reacționează între ele în cantități proporționale cu echivalenții lor. Legea echivalentelor se bazează pe conceptul de „echivalent chimic”. Un echivalent chimic este o particulă reală sau condiționată a unei substanțe, care într-o reacție acido-bazică dată este echivalentă cu un cation de hidrogen sau într-o reacție redox dată la un electron. Factorul de echivalență f'eq este calculat pe baza coeficienților stoichiometrici ai unei anumite reacții. Factorul de echivalență este un număr care indică ce fracție dintr-o particulă reală este echivalentă cu un cation de hidrogen într-o reacție acid-bază dată sau cu un electron într-o reacție redox dată. Factorul de echivalență este o mărime adimensională. Factorul de echivalență poate fi egal cu unul sau mai mic decât unu. De exemplu: a) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O; fequiv (H 2 SO 4) \u003d b) H2SO4 + KOH \u003d KНSO4 + H2O; feq (H 2 SO 4) = 1 1 2 Calculele stoichiometrice sunt utilizate pe scară largă pentru procesele care implică substanțe chimice. 7 Copyright SA „Central Design Bureau” BIBCOM „ & LLC „Agency Kniga-Service” Principalele prevederi ale teoriei atomice și moleculare: - substanțele constau din molecule; - Moleculele sunt formate din atomi - Moleculele și atomii sunt într-o stare de mișcare continuă. Un atom este cea mai mică particulă neutră electric a unui element chimic. O moleculă este cea mai mică particulă neutră din punct de vedere electric a unei substanțe chimice. În prezent, unitatea de măsurare a cantității de substanță este MOL. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține atâtea unități structurale câte atomi există în 0,012 kg de carbon 12C. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține 6,02 1023 (numărul lui Avogadro) unități de formulă (molecule sau atomi). Pentru calcule se folosesc următoarele rapoarte: m nM n m M M m , n unde m este masa substanței, g; M este masa molară, g/mol; n este cantitatea de substanță, mol. Din punct de vedere modern, structura substanțelor chimice poate fi diferită: moleculară (metan CH4, amoniac NH3), atomică (diamant), ionică (sare), radicalică (Cl, H). O substanță poate consta din macromolecule sau poate fi o combinație complexă de diferite particule. Chimia modernă pornește de la principiul diversității calitative infinite a lumii materiale. Substanțele cu structuri diferite se supun modelelor diferite. 1.5. Metode de studiu a chimiei O înțelegere profundă a fenomenelor chimice este posibilă numai din punctul de vedere al filosofiei, atunci când se aplică teoriile și categoriile acesteia. Filosofie – dragoste de înțelepciune (philosophia – greacă). Cea mai importantă teorie a filozofiei este dialectica. Dialectica - Categorii de filosofie doctrina celor mai generale legi ale materiei, mișcării, contradicției, naturii, societății și gândirii, cantității și calității, cauzei și efectului Materia este o categorie filozofică pentru desemnarea realității obiective. Tipuri de materie O substanță este un tip de materie caracterizat printr-o masă în repaus m ≠ 0; O substanță chimică este un fel de substanță, al cărei purtător material sunt atomii; Câmp - un tip de materie care are masa în repaus zero (câmp magnetic, electromagnetic, gravitațional) m = 0; Vidul este o stare specială a materiei. Nu există particule (vide) în el, dar „particulele virtuale” apar din fluctuațiile energetice pe termen scurt. Particulele reale apar în câmpuri puternice. Plasma este o stare specială a materiei temperaturi mari(> 7000). O asemănare a gazului se formează din particule elementare, nuclee, ioni. 8 Copyright JSC „TsKB „BIBCOM” & LLC „Agency Kniga-Service” BEC (condens gazos Bose-Einstein) - o nouă stare a materiei la temperaturi ultra-scăzute. Proprietăți speciale: lumina încetinește până la V = 17 m/sec, ca lângă o gaură neagră rotativă. Figura 1.1. Formele de mișcare ale materiei (fdm) Figura 1.2. Tipuri de mișcare Figura. 1.3. Evoluția materiei anorganice 9 Copyright JSC Biroul Central de Proiectare „BIBCOM” & LLC „Agenția Kniga-Service” Relații cauzale în fenomenele chimice Principiul determinismului: fenomenele reale apar, se dezvoltă și sunt distruse în mod natural, ca urmare a acțiunii anumitor cauze . Figura 1.4. circuit simplu cauzalitate Figura 1.5. Relații cauzale în proprietățile unor hidroxizi Metode de studiere a fenomenelor chimice Experiment Observare Simularea reacțiilor chimice Inducția este o metodă de raționament de la particular la general. Deducția este o metodă de raționament de la general la particular. Reguli generale ar trebui aplicate problemelor specifice. Analogia este o metodă de cunoaștere în care, pe baza asemănării caracteristicii obiectelor chimice, se face o concluzie despre asemănarea lor în alte caracteristici. Deci, cunoscând formula acid fosforic , puteți scrie formula acidului ortoarsenic. Analiză - separarea unei substanțe chimice sau a unui fenomen chimic în părțile sale componente (proprietăți, semne). 10 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Kniga-Service” Sinteza este combinația de aspecte, proprietăți, semne ale unei substanțe chimice sau ale unui fenomen chimic într-un singur întreg. Un concept este un gând despre un obiect sau despre trăsăturile sale Judecata este operarea conceptelor Inferența este operarea judecăților Schema 1.1. Forme logice de gândire Să încercăm să aplicăm cunoştinţele dobândite pentru a rezolva problema orientării profesionale. Pentru aceasta, folosim: - concepte de proprietăți ale substanțelor chimice; – metoda deducerii; - categoria „cauză-efect”; – forme logice de gândire: concept → judecată → concluzie. Sarcină: Este eficientă aplicarea micronutrienților CuSO4 pe solurile alcaline? CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 solubil insolubil 1. Concepte: CuSO4 este o sare solubilă. Cu(OH)2↓ este o bază slabă insolubilă. 2. Raționament: Doar substanțele solubile sunt disponibile pentru a fi absorbite de către plante. Pe solurile alcaline, CuSO4 solubil se transformă în Cu(OH)2↓ insolubil și devine inaccesibil plantelor. 3. Concluzie: Utilizarea CuSO4 pe soluri alcaline este impracticabila. Întrebări pentru autocontrol 1. Dați o definiție a chimiei care să corespundă înțelegerii dvs. despre această problemă. 2. Comparați înțelegerea legii conservării masei în secolele al XVIII-lea și al XXI-lea. 3. Determinați tipul de dezvoltare (progres sau regresie în reacțiile chimice): H2CO3 \u003d CO2 + H2O CaO + CO2 \u003d CaCO3 4. Pe baza metodei analogiei, scrieți formulele pentru acidul arsenic și selenic. 5. Aplicați metoda deducției pentru a explica ineficiența aplicării micronutrienților FeSO4 pe soluri alcaline. 6. Cum înțelegi cuvintele lui D.N. Pryanishnikova: „Lipsa cunoștințelor necesare nu poate fi înlocuită nici măcar cu un exces de îngrășăminte”? 11 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Book-Service” REFERINȚE Principalul 1. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin. – M.: Butarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. Suplimentar 1. Egorov, V.V. Chimie ecologică. /V.V. Egorov. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 192 p. 2. Naidysh, V.M. Concepte ale științelor naturale moderne. /V.M. Naydysh. – M.: AlfaM; INFRA-M, 2004, - 622 p. 3. Sirotkin O.S. Chimia este pe loc. / O.S. Sirotkin // Chimie și viață. - 2003. - № 5. - P. 26. 4. Mineev VG, În apărarea nitraților și fosfaților. / V.G. Mineev // Chimie și viață. - 2008. Nr. 5. - P. 20. 5. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 12 Copyright OJSC „Central Design Bureau „BIBKOM” & LLC „Agency Book-Service” Prelegere 2 DOCTRINA MODERNĂ PRIVIND STRUCTURA ATOMULUI 2.1. Dialectica ideilor despre structura atomului În chimia clasică, existau idei despre două tipuri de microparticule - atomi și molecule. Până în secolul al XIX-lea, în știință a existat ideea că atomul era indivizibil și nu conținea părți constitutive. La sfârșitul secolului al XIX-lea, fizicienii au descoperit fapte care dovedesc complexitatea structurii atomului (descoperirea electronului, a razelor catodice și a fenomenelor de radioactivitate). În 1911, laureatul premiului Nobel Ernest Rutherford, pe baza unei serii de experimente privind împrăștierea particulelor - de către plăci subțiri de metal, a propus un model nuclear (planetar) al structurii atomului. Modelul planetar al atomului lui Rutherford Un atom este format dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ care se învârt în jurul nucleului pe orbite. Contradicțiile modelului Rutherford 1. De ce este atomul stabil? Conform legilor fizicii clasice, un electron, atunci când se deplasează în jurul nucleului, trebuie să emită energie, să o epuizeze în 10-8 secunde. și cad în miez. 2. Dacă un electron emite energie într-un flux continuu, acesta trebuie să corespundă unui spectru continuu. Cu toate acestea, spectrul este linie. De ce? Rezolvând aceste probleme, Niels Bohr a propus în 1913 o teorie care combina modelul nuclear al atomului lui Rutherford cu teoria cuantică a luminii a lui Planck. Ideea principală a lui Bohr (foarte îndrăzneață): mișcarea unui electron într-un atom nu respectă legile fizicii clasice. Există legi diferite în macrocosmos și în microcosmos. Postulatele lui Bohr 1. Un electron dintr-un atom nu se mișcă de-a lungul vreunei, ci de-a lungul unei anumite orbite staționare și nu radiază energie. 2. Emisia de energie in portiuni (quanta) are loc doar atunci cand un electron se misca de pe o orbita pe alta.Teoria lui Bohr nu putea explica unele proprietati importante ale atomului, existand contradictii in el. În anii 1920, a fost creată o teorie mecanică cuantică a structurii atomului. Teoria se bazează pe ideea lui Louis de Broglie (1924): un electron are proprietăți de unde corpusculare duble, adică. proprietățile atât ale particulelor, cât și ale undelor în același timp. 13 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Un electron ca particulă are o masă și se manifestă ca un întreg. Proprietățile de undă ale unui electron se manifestă în caracteristicile mișcării sale, în interferența și difracția electronului. Ecuația de Broglie reflectă acest dualism (dualitate): λ = h/m, unde h este constanta lui Planck; m este masa particulelor; este viteza particulei. E. Schrödinger (Austria, 1926) a formulat o ecuație, a cărei soluție permite găsirea funcției de undă a electronilor Ψ(x, y, z), corespunzătoare amplitudinii unui proces de undă tridimensional. Ecuația Schrodinger (Austria, 1926) ψ x2 2 ψ y2 ψ z2 2 2 8π 2 m (E V)ψ h2 0, unde este funcția de undă; x, y, z – coordonate spațiale tridimensionale. Valoarea 2 corespunde probabilității de a găsi un electron în diferite puncte din spațiul circumnuclear. Soluția ecuației Schrödinger permite găsirea orbitalului electronilor. Van den Broek (Olanda, 1912) a sugerat: Sarcina nucleului unui atom al oricărui element este numeric egală cu numărul ordinal al elementului din sistemul periodic. Această presupunere intuitivă ingenioasă a fost confirmată experimental în 1913 de Moseley (Anglia). 2.2. Model modern cuantic-mecanic al structurii atomului Un atom are o structură complexă. Este format dintr-un nucleu încărcat pozitiv, care include protoni și neutroni, și electroni încărcați negativ care se mișcă în jurul nucleului. Un electron dintr-un atom se mișcă cu o viteză variabilă extraordinară. Traiectoria lui este necunoscută. Un electron se mișcă aleatoriu, aleatoriu, formând un nor de electroni (orbital de electroni). Un orbital de electroni este o regiune a spațiului din jurul nucleului unui atom în care electronul este cel mai probabil să se miște. Comportarea unui electron într-un atom este caracterizată de principiul incertitudinii Heisenberg: pentru o microparticulă la scara unui atom, este imposibil să se indice simultan coordonatele și momentul impulsului cu aceeași precizie. Numerele cuantice Descrierea stării unui electron într-un atom este determinată de patru numere cuantice. Numărul cuantic principal n caracterizează rezerva de energie a electronului la un anumit nivel și distanța acestuia față de nucleu. Corespunde cu numarul nivelului electronic. Ia valorile numerelor întregi: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... electron. Determină forma spațială a norului de electroni (orbitali). Acceptă valori întregi de la 0 la n-1. Valorile numerice (0, 1, 2, 3) au denumiri de litere (s, p, d, f). Tabel 2.1 - Numerele cuantice orbitale și forma orbitalilor 0 1 2 3 Forma orbitală Haltera sferică Două gantere încrucișate O formă și mai complexă l (s) (p) (d) (f) Electronii cu aceeași formă a orbitalilor electronici formează subniveluri la un anumit nivel energetic. Numărul de subnivele dintr-un nivel corespunde numărului de nivel. Tabel 2.2 - Dependența numărului de subniveluri de numărul de niveluri n (nivel) 1 2 3 4 l (subnivele) S s, p s, p, d s, p, d, f Numărul cuantic magnetic m Caracterizează proprietățile magnetice ale electron, care depind de direcția norilor de electroni în spațiu. Preia valori întregi în cadrul numărului cuantic lateral, atât pozitive, cât și negative, inclusiv 0 (zero). Tabelul 2.3 - m Relația dintre valorile numerelor cuantice laturi și magnetice Valori m 0 (unu) 1, 0, –1 (trei) 2, 1, 0, –1, –2 (cinci) 3, 2 , 1, 0, –1 , –2, –3 (șapte) l 0 1 2 3 Numărul de valori ale numărului cuantic magnetic Nm poate fi calculat prin formula: Nm = 2l +1, unde l este valoarea numărului cuantic lateral. Tabel 2.4 – Numărul de orbitali la subniveluri Subnivel s p D f Numărul de orbitali – (unul) – – – (trei) – – – – – (cinci) – – – – – – – (şapte) 15 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO „Agency Kniga-Service” Numărul cuantic de spin caracterizează impulsul intrinsec al impulsului electronului. Ia valorile h 1 1 + și– (în unități). 2 2 2 Principiul Pauli Un atom nu poate avea doi electroni cu aceleași valori ale tuturor celor patru numere cuantice. Consecință: maximum doi electroni cu spini opuși pot fi într-un orbital. Tabelul 2.5 - Numărul maxim de electroni la nivelul n N 1 2 2 8 3 18 4 32 Nn = 2n2, unde n este numărul nivelului (numărul cuantic principal). Tabelul 2.6 - Numărul maxim de electroni la subnivelul l N1 0(s) 2 unde l este un număr cuantic lateral. 1(p) 6 2(d) 10 3(f) 14 N1 = 2(2l + 1), Principiul energiei minime Un electron dintr-un atom ocupă o poziție cu o rezervă minimă de energie la un nivel și subnivel, este energetic favorabil și stabil pentru aceasta. 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. Legea periodică iar sistemul periodic de elemente D.I. Mendeleev - baza chimiei moderne Legea periodică și sistemul periodic D.I. Mendeleev este cea mai mare realizare a științei chimice. Descoperirea legii și crearea sistemului periodic este rezultatul unei munci lungi și asidue a marelui om de știință rus D.I. Mendeleev. Legea periodică: Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea greutăților atomice ale elementelor D.I. Mendeleev (1869) Mendeleev credea că „Viitorul nu amenință lege periodică cu distrugere, dar promite doar suprastructuri și dezvoltare”. Legea periodică a fost descoperită în secolul al XIX-lea. În secolul al XX-lea, S.A. Shchukarev a spus: „Înțelegerea întregului sens al sistemului este o sarcină de profunzime fără fund, la soluția căreia o persoană se va strădui pentru totdeauna, ca unul dintre adevărurile inaccesibile și de neînțeles”. Legea periodică (formulare modernă) Proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, sunt într-o dependență periodică de mărimea sarcinilor nucleelor ​​atomilor lor. Cunoștințele chimice extinse sunt concentrate în sistem periodic într-o formă extrem de concisă. Sistemul periodic de elemente trebuie luat în considerare în condiții specifice de spațiu și timp. La temperaturi ultraînalte, un atom pierde electroni, presiunea înaltă modifică aranjarea lor în atomi. În aceste condiții, atomii încetează să se supună legii periodice. Sistemul periodic de elemente este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice. Sistemul este o categorie matematică strictă, adică o mulțime ordonată. Pentru a stabili o conexiune între seturile de funcții, se folosește conceptul de matrice. O matrice este un tabel dreptunghiular format din rânduri și coloane. 21 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” și OOO „Agency Book-Service” Tabel 3.1. Tabelul periodic al elementelor chimice de DI Mendeleev 22 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBKOM” & LLC „Agency Book-Service” Tabelul periodic este un fel de matrice. Elementele sale sunt elemente chimice. Rândurile sunt puncte. Coloanele sunt grupuri. Sistemul periodic reflectă faptul că elementele chimice individuale reprezintă un set ordonat de elemente supuse interconexiunii interne. Fiecare element chimic este o etapă naturală în dezvoltarea materiei, și nu o formare aleatorie. Clasificarea elementelor chimice Obținerea substanțelor cu proprietăți dorite Confirmarea legilor filosofiei Un instrument de prevedere a cercetărilor ulterioare Drept periodic Agrochimie Explorarea geologică a mineralelor Cercetare spațială Medicină, industria farmaceutică Schema 3. 1. Semnificația legii periodice „Materia vie în compoziția sa medie este legată de solul și își construiește celulele din elemente după aceleași legi conform cărora materia este construită din materiale sau din atmosfera Soarelui și a stelelor”. A.E. Fersman Tabelul periodic al elementelor include 118 elemente descoperite în prezent, care sunt situate în 7 perioade și 8 grupuri. 3.2. Structura sistemului periodic Fiecare element chimic are un număr de serie. Numărul de serie este egal cu: sarcina nucleului unui atom; numărul de protoni din nucleu; numărul total de electroni dintr-un atom neutru. O perioadă este un rând orizontal de elemente care începe cu s elemente (metale alcaline) și se termină cu p elemente (gaze nobile). Într-o perioadă, nivelul electronic extern este construit de la 1 la 8 electroni. Nivelul exterior finalizat conține 8 electroni. Numărul perioadei corespunde numărului de niveluri de energie din atom. Perioada I conține doar două elemente (un rând). A doua și a treia perioadă conțin câte 8 elemente. Perioadele I, II și III sunt numite „perioade mici” (un rând). Perioadele IV, V și VI (perioade mari) sunt formate din două rânduri. 23 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBCOM & OOO Agenția Kniga-Service Un grup este o secvență verticală de elemente cu aceeași configurație electronică. Grupul de elemente conține două subgrupe: principale (A) și secundare (B). Principalele subgrupe formează s - și p - elemente. Subgrupurile laterale formează d - elemente. Numărul de electroni (ē) la nivelul energetic exterior al elementelor subgrupurilor principale este egal cu numărul grupului. Numărul de electroni din nivelul energetic exterior al elementelor subgrupurilor secundare este 2, indiferent de numărul grupului. Modificarea periodică a structurii electronice a atomilor elementelor este cauza modificării periodice a proprietăților chimice ale elementelor, precum și a compușilor complecși pe care îi formează. Valoarea sistemului periodic pentru rezolvarea problemelor educaționale Folosind sistemul periodic, puteți caracteriza proprietățile chimice ale unui element. Pentru a face acest lucru, trebuie să utilizați numerele sistemului periodic ca un cifr care dezvăluie structura atomului și proprietățile elementului. 3.3. Algoritm pentru caracteristicile generale ale unui atom al unui element 1. Numărul ordinal al elementului (№). 2. Sarcina nucleului unui atom (Z). 3. Numărul de protoni din nucleul unui atom (p+). 4. Masa atomică relativă (Ar). 5. Numărul de neutroni din nucleul unui atom (nr). 6. Numărul total de electroni dintr-un atom (ē). 7. Numărul perioadei → numărul de niveluri de energie. 8. Număr grup, subgrup (principal sau secundar) → numărul ē la nivelul exterior al atomului. 8.1. Subgrupul principal → numărul ē de la nivelul exterior este egal cu numărul grupului. 8.2. Numărul subgrupului lateral ē la nivelul exterior este egal cu 2, indiferent de numărul grupului (sau 1). 9. Evaluați dacă un element este un metal sau un nemetal (numărul ē la nivelul exterior). 10. Stabiliți cărei familii electronice îi aparține elementul (s, p sau d) și ce număr este printre elementele acestei familii electronice. 11. Realizați o formulă electronică, subliniați electronii de valență. 11.1. Pentru un element al subgrupului principal, electronii de la nivelul exterior. 11.2. Pentru un element al unui subgrup lateral, electroni ai nivelului exterior și d, un subnivel al penultimului nivel. 12. Compune formule electron-grafice (pe baza regulii lui Hund), arată distribuția electronilor de valență la niveluri și subnivele în stările normale și excitate. 13. Numiți stările de oxidare ale elementului. 14. Scrieți formulele celor mai importanți compuși corespunzătoare stărilor de oxidare ale elementului (oxizi, hidroxizi, compuși cu hidrogen). 15. Descrieți proprietățile celor mai importanți compuși. 24 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” 16. Dezvăluie importanța elementului și a compușilor săi pentru plante, pentru agricultură, pentru industrie. Exemple: Azot N 1) Nr. 7 9) Nemetal (acceptă ē, dar poate da, de asemenea, 2) +7 (încărcare de nucleu) 3) 7p + 10) al treilea p - element 4) Ar \u003d 14 11) Formula electronică : 5 ) 7no 1s22s22p3 nivel de valență 6) Total 7 ē 7) Perioada II - două niveluri de energie 12) Formula grafică electronică: 8) Grupa V, subgrup principal - 5 ē excitația este imposibilă la nivel extern 13) Stări de oxidare: - 3 , +1 , +2, +3, +4, +5. 14) Formulele celor mai importanți compuși 3 1 N H3 → amoniac NH4OH → NH4Cl, NH4NO3, (NH4)SO4 hidroxid de amoniu săruri de amoniu Amoniu îngrășăminte minerale Compuși ai oxigenului: 2 2 1 2 oxizi indiferenți N 2 O, N O - 3 2 HNO2 → N 2 O3 → acid azotat 4 2 gaz brun N O2 - 5 2 HNO3 → N 2 O5 → săruri de acid azotic - nitriți - săruri NaNO2 - nitrați – KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3 îngrășăminte cu azot azotat (nitrați) Azotul este cel mai important macronutrient. Fosfor Р Р 1s22s22p63s23р3_ nivel de valență Formula grafică electronică a nivelurilor de bază ent Stări de oxidare: -3, +3, +5 P H 3 ; P2 H 4 P2 O 3 2 P2 O 5 → H3PO4 → săruri - fosfați → H3PO3 → săruri-fosfiți acid fosforic Forme ale acidului fosforic: HPO3 - meta - H3PO4 - orto - H4P2O7 - piro - Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 îngrășăminte Phos (Fh2PO4) 2 - fosfat dihidrogen de calciu (superfosfat) CaHPO4 2H2O - hidrofosfat de calciu (precipitat) Ca3 (PO4) 2 ↓ - fosfat de calciu (rocă fosfatică) Fosforul este cel mai important macroelement. d - elemente ale perioadelor mari În perioadele mari (4, 5, 6, 7) dintre elementele s- și d- se introduc 10 elemente d-, în care electronii umplu subnivelul d - al celui de-al doilea nivel din exterior. Toate elementele d, indiferent de numărul grupului, au doi electroni la nivelul exterior (sau un electron dacă există o alunecare a electronilor). Prin urmare, elementele d prezintă proprietăți metalice . Pentru elementele d, electronii de valență sunt două niveluri - nivelul exterior și subnivelul d al penultimului nivel, adică (n - 1) d și nSnP. elementele d formează subgrupuri laterale ale sistemului periodic. Majoritatea metalelor d au mai multe stări de oxidare, astfel încât compușii lor prezintă proprietăți redox. Oxizii și hidroxizii elementelor d au proprietăți bazice, amfotere sau acide, în funcție de gradul de oxidare al elementului d care le formează. d-metale sunt buni agenți de complexare și formează compuși complecși stabili. d- metalele manganul, cobaltul, cuprul, zincul sunt oligoelemente vitale. Sulfații acestor metale sunt folosiți ca microîngrășăminte, care sunt utilizați pentru tratarea semințelor înainte de însămânțare și pentru hrănirea foliară a plantelor. Exemplu: Fier Fe Fe 1s22s22p63s23р63d64s2 niveluri de valență Nr. 26 26 ē al 6-lea element d Formule electron-grafice Stări de oxidare a Fe: +2, +3, +6. 26 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Kniga-Service” Compuși importanți 2 FeO → Fe(OH)2 proprietăți de bază ale oxidului de bază 3 H3FeO3 → săruri de ferită KFeO2 Fe2 O3 → Fe(OH)3 amfoteren slab amfoter proprietățile H2O HFeO2 6 FeO3 → proprietățile acide ale H2FeO4 → acidul fierului K2FeO4 săruri-ferați (oxidanți) Fierul este un microelement esențial. 3.4. Periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor și compușilor acestora Proprietățile elementelor chimice se modifică periodic. Modificare periodică: razele atomice (R); energia de ionizare (potențial de ionizare I); afinitate electronică (E) electronegativitate (χ) χ=I+E sau χ= I E . 2 Razele atomice (R) în perioada scad cu creșterea numărului de serie (periodicitatea orizontală). Motiv: Sarcina nucleului unui atom crește, iar numărul de niveluri de energie dintr-o perioadă este constant. Cu cât raza este mai mică, cu atât atomul cedează mai greu electroni (scăderea proprietăților metalice). În perioade mari se observă: 1. d - compresiune (reducerea razei în seria d - elemente); 2. f - compresie (reducerea razei în seria f - elemente); a) în perioada VI - compresia lantanidelor; b) în perioada VII - compresie actinoidă. În grupuri, cu o creștere a numărului de serie, razele elementelor cresc (modelul principal). Motiv: Creșterea numărului de niveluri de energie. Consecință: Creșterea capacității de a dona electroni → întărirea proprietăților metalice. Tabelul 3.2 - Modificarea normală a razei în IA - grupa Element R, nm Li 0,155 Na 0,189 K 0,236 Rb 0,248 Proprietățile metalice ale elementelor cresc. 27 Cs 0.268 Fr 0.280 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agenția Kniga-Service Elementele scad (efectul compresiei lantanidelor). Energia de ionizare este energia necesară pentru a desprinde un electron dintr-un atom. Potențialul de ionizare I este cea mai mică tensiune (în electron volți) care trebuie aplicată unui atom pentru a elimina un electron din acesta. Potențialul de ionizare I caracterizează proprietățile metalice și reducătoare ale elementelor. E0 \u003d E + + ē atom ion Model general: în perioadele cu o creștere a numărului de serie, potențialul de ionizare crește. Valoarea lui I atinge un maxim până la sfârșitul perioadei. Model general: potențialele de ionizare în grupuri scad odată cu creșterea numărului de serie. Încălcarea tiparului general: (influența gradului de umplere a subnivelului). Subnivelurile care sunt complet umplute sau pe jumătate umplute cu electroni sunt cele mai stabile (I crește). Tabel 3.4 - Influența gradului de umplere a subnivelului asupra potențialului de ionizare Element Electroni de valență I, eV N 2s22p3 14,53 O 2s22p4 13,61 Tabel 3.5 - Efectul comprimării lantanidelor asupra potențialului de ionizare Element R, nm I, eV Cu 0,128 7 1473 . .57 Au 0.144 9.22 Afinitatea electronică (E, eV) este energia care este eliberată atunci când un electron este atașat unui atom.Afinitatea electronică caracterizează proprietățile nemetalice, oxidante ale elementelor. Model general: Într-o perioadă cu o creștere a numărului de serie, afinitatea pentru un electron crește. Într-un grup, pe măsură ce numărul atomic crește, afinitatea electronilor scade. 28 Copyright JSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Tabelul 3.6 - Modificarea valorii afinității electronilor în grupul VII - A Element E, eV F 3,62 Cl 3,82 Br 3,54 J 3,24 Electronegativitate (χ) este capacitatea atomilor dintr-o moleculă de a atrage electroni spre ei înșiși. Măsura electronegativității este considerată a fi energie egală cu suma energiilor de ionizare (I) și afinității electronilor (E) χ = I + E. Acceptat condiționat că Li 1 . În mod convențional, granița dintre metale și nemetale este 2 (sau 1,7). nemetale metale 2< 2 χ >2 Figura 3.1. Limita condiționată a metalelor și nemetalelor Tabelul 3.7 - Electronegativitatea atomilor unor elemente Element χ Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 metale Ge 2,02 Cl 2,83 F 4,10 nemetale Proprietățile chimice ale elementelor se modifică periodic. Într-o perioadă, proprietățile elementelor se schimbă de la metal la nemetalic la un gaz inert (nobil). Starile de oxidare ale elementelor se schimba periodic. Starea de oxidare este sarcina unui atom dintr-un compus acceptat convențional ca ionic. Cea mai mare stare de oxidare este cea mai mare valoare pozitivă a acesteia. Este egal cu numărul grupului. Excepții: O, F, Fe, Cu, Ag, Au. Cea mai scăzută stare de oxidare este cea mai mică valoare a acesteia. Toate celelalte stări de oxidare sunt medii sau intermediare. Starea de oxidare are semnul (+) sau (-). Grade permanente oxidare: 1) metale alcaline I grupe A: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: +1 2) metale II A - grupe: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: +2 3) Al : +3 4) H: +1 (excepție - hidruri de NaH) 5) O: - 2 (excepție: OF2) 6) Starea de oxidare a atomului este zero (atomul este neutru din punct de vedere electric) 7) Starea de oxidare a atomului molecula este zero (molecula este neutră din punct de vedere electric). Valenta elementelor se schimba periodic. Valența este măsurată prin numărul de legături chimice pe care un anumit atom este legat de alți atomi. Valency nu are semne. Este posibil ca valorile stării de oxidare și ale valenței să nu se potrivească. Tabelul 3.8 – Starea de oxidare și valența azotului în NH3 și NH4Cl Substanța NH3 NH4Cl Starea de oxidare a azotului –3 –3 Valența azotului 3 4 conexiuni complexe. Schema 3.2. Caracteristicile proprietăților elementelor Întrebări pentru autocontrol 1. Dați formularea legii periodice a D.I. Mendeleev. Explicați cum îl înțelegeți. 2. Comparați structura atomului și proprietățile oricărui macroelement și microelement. 3. Explicați de ce gazele inerte sunt inerte și metalele alcaline sunt active. 4. Comparați razele atomice și potențialele de ionizare în mărime. 1) sodiu și potasiu; 2) oxigen și fluor. 5. Dați exemple de dependență a proprietăților compușilor complecși de proprietățile elementelor care îi formează. REFERINȚE Principalul 1. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. 30 Copyright JSC "TsKB" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Suplimentar 1. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Manual / ed. V.V. Egorova. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 320 p. 2. Guzey, L.S. Chimie generală /L.S. Guzey, V.N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Ed. Universitatea de Stat din Moscova, 1999. - 333 p. 3. Agafoshin, N.P. Legea periodică și sistemul periodic D.I. Mendeleev. /N.P.Agafoshin - M .: Educație, 1973. - 208 p. 4. Dmitriev, S.N. Identificarea chimică și studiul proprietăților metalelor supergrele. Evoluția sistemului periodic D.I. Mendeleev / S.N. Dmitriev - Rezumate ale celui de-al XVIII-lea Congres Mendeleev de chimie generală și aplicată: În 5 volume; v.1. - M.: Border, 2007. - P. 47. 31 Copyright OJSC „Central Design Bureau” BIBCOM „ & LLC „Agency Book-Service” Cursul 4 MANIFESTAREA LEGII PERIODICE ÎN PROPRIETĂȚILE ACIDO-BAZICE ALE COMPUSILOR ANORGANICI 4. 1. Relația genetică a principalelor clase de compuși anorganici În natură, există un număr mare de compuși anorganici care aparțin o suma mica principalele clase de compuși anorganici. Oxizii și hidroxizii diferă prin gradul de manifestare a proprietăților bazice sau acide. Hidroxizii diferă prin puterea electrolitului. Fiecare substanță, în plus, are propriile sale caracteristici individuale. Este necesar să se reprezinte clar această dialectică a proprietăților chimice ale elementelor pentru a putea prezenta dialectica proprietăților chimice ale compușilor complecși. Proprietățile principalelor clase de compuși anorganici ajută la înțelegerea legii periodice și vă permit să vă bazați pe ea ca fundație solidă cunoştinţe. În toate fenomenele și procesele naturii există o prezență de tendințe contradictorii, care se exclud reciproc, opuse. Aceste tendințe opuse se manifestă în proprietățile atomilor metalici, care sunt capabili să doneze electroni, și în proprietățile atomilor nemetalici, care sunt capabili să accepte electroni. Odată cu complicarea compoziției substanțelor, aceste tendințe opuse continuă să se manifeste. Metalele tipice și elementele de tranziție în starea cea mai scăzută de oxidare formează oxizi bazici, iar nemetalele tipice și elementele de tranziție în stare de oxidare ridicată formează oxizi acizi cu proprietăți opuse. Cu o complicație suplimentară a compoziției substanțelor, se formează hidroxizi, cu oxizi bazici corespunzând bazelor și oxizi acizi corespunzând acizilor. Bazele și acizii au, de asemenea, proprietăți opuse. Astfel, o modificare a compoziției substanțelor duce la o modificare a proprietăților acestora. Opusul proprietăților metalelor și nemetalelor determină opusul proprietăților atât ale oxizilor bazici și acizi, cât și ale bazelor și acizilor. Aceasta este dovada că proprietățile substanțelor complexe sunt în dependență dialectică de proprietățile atomilor elementelor și, prin urmare, sunt interconectate și interdependente. În complicarea compoziției și proprietăților substanțelor se manifestă dezvoltarea formei chimice a mișcării materiei. La urma urmei, legea periodică conține ideea că proprietățile compușilor complecși depind de proprietățile elementelor din care sunt formați. Prin urmare, ar trebui de așteptat, de exemplu, ca metalele cu activitate diferită să corespundă compușilor complecși care diferă în proprietăți unul de celălalt, iar metalele și nemetalele care diferă radical unul de celălalt vor corespunde compuși complecși care diferă brusc de fiecare. alte. Compușii complecși sunt formați din substanțe simple. Cei mai simpli dintre compușii complecși sunt oxizii. Oxizii sunt substanțe complexe formate din două elemente, dintre care unul este oxigenul. Odată cu complicația moleculei de oxid datorită adăugării de apă (direct sau indirect), se obțin hidroxizi. Existența principalelor clase de compuși anorganici reflectă dezvoltarea materiei anorganice. 32 Drepturi de autor Biroul central de proiectare JSC BIBCOM & OOO Agenție Schema de servicii de carte 4.1. Relația genetică a principalelor clase de compuși anorganici și nivelurile de dezvoltare a unei substanțe chimice Tabelul 4.1 - Niveluri de dezvoltare a unei substanțe chimice 4 3 2 1 Săruri Hidroxizi Oxizi Atomi ai elementelor Fenomenele chimice se caracterizează prin inconsistență internă. Este motivul diversității proprietăților chimice și al imposibilității de a le explica în cel mai mult cele mai bune scheme fără excepții dincolo de acest domeniu. 4.2. Proprietățile chimice ale oxizilor, bazelor, acizilor și sărurilor Oxizii bazici Oxizii bazici sunt substanțe complexe formate dintr-un metal și oxigen, cărora bazele le corespund sub formă de hidroxizi. Tabel 4.2 - Modele de dezvoltare a metalelor Proprietăţile chimice ale oxizilor bazici Oxizii bazici reacţionează: 1) cu oxizii acizi: Na2O + CO2 = Na2CO3; 2) cu acizi: CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O; 3) cu apă (reacționează doar oxizii celor mai active metale, alcaline și alcalino-pământoase): CaO + H2O = Ca(OH)2 CuO + H2O oxizii sunt substanțe complexe formate dintr-un nemetal și oxigen, cărora le corespund acizii ca hidroxizi. Tabel 4.3 - Modele de dezvoltare a nemetalelor Proprietăţile chimice ale oxizilor acizi Oxizii acizi reacţionează: 1) cu oxizii bazici: SO3 + Na2O = Na2SO4; 2) cu baze: CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O; 3) cu apă: SO3 + H2 O = H2SO4. Baze Bazele sunt substanțe formate dintr-un metal și grupări hidroxil OH–. Bazele sunt substanțe care se disociază pentru a forma ioni de hidroxid de OH. Metalele alcaline foarte active (grupa 1, subgrupa principală: Na, K etc.) metalele alcalino-pământoase (grupa 2, subgrupa principală: Ca, Sr, Ba) formează baze puternice (alcalii).Sunt solubile în apă, se disociază complet ( NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2). Metale inactive (toate cu excepția alcaline și alcalino-pământoase): Al, Zn, Cu, Fe, Pb formează baze slabe. Sunt slab solubili în apă, parțial disociați: (Cu(OH)2↓, Fe(OH)3↓). Metalele mai active cu un grad mai mic de oxidare formează baze mai tari 2 3 Fe (OH) 2 > Fe (OH) 3 Obținerea bazelor tari 1) oxid cu apă: CaO + H2O = Ca (OH) 2; 2) metal cu apă: 2Na + H2O = 2NaOH + H2; 3) electroliza soluției de sare: NaCl, KCl. 34 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Obținerea bazelor slabe Sare a unui metal slab activ cu alcalii: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4. Proprietăţile chimice ale bazelor Bazele reacţionează: 1) cu acizii (reacţie de neutralizare): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; 2) cu oxizi acizi: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O; 3) cu săruri (dacă se formează un precipitat): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4. Regula: Sărurile solubile ale metalelor inactive reacţionează cu bazele tari. Competență profesională: Utilizarea microîngrășămintelor CuSO4, FeSO4, MnSO4 etc. pe solurile alcaline este ineficientă, deoarece acestea devin insolubile. Hidroxizii amfoteri Hidroxizii amfoteri au proprietăți duble - atât baze, cât și acizi în același timp. Reacţionează atât cu acizii, cât şi cu bazele. Tabel 4.4 - Metale care formează hidroxizi amfoteri (inconsistență internă a proprietăților) Grupa Elemente Gradul de oxidare I Au +3 II Be, Zn +2 III Al +3 IV Ge, Sn, Pb +2; +4 VI Cr +3 Proprietăţi amfoterice ale hidroxidului de zinc Zn(OH)2: amfot. Zn(OH)2 ↓+ H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O acid de bază Topitură: amfot. Zn(OH)2 + 2NaOH = H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O acid bază zincat de sodiu În soluție: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 sau Na Metalele cu aceeași stare de oxidare (+2) formează hidroxizi amfoteri cu proprietăți similare: Zn (OH)2, Be(OH)2, Ge(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2 Proprietăţi amfotere ale hidroxidului de aluminiu: amfot. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O acid de bază Al(OH)3 + NaOH → H3AlO3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O acid bază H2O metaaluminat de sodiu metaaluminiu acid HAlO2 În soluție: Al(OH)3 + 3NaOH = Na3 sau Na, sau Na Metale cu aceeași stare de oxidare (+3) formează hidroxizi amfoteri cu proprietăți similare: Al(OH)3, Cr(OH)3, Au(OH)3. Acizi Acizii sunt compuși complecși care se disociază pentru a forma cationi de hidrogen H+ (protoni). Tabel 4.5 - Acizi și săruri Denumirea acidului Acid clorhidric (clorhidric) Acid azotic Formula Reziduu acid Denumirea sării Exemple de săruri HCl Cl - Cloruri NaCl HNO3 Nitrați Sulfați hidrosulfați Fosfați hidrofosfați dihidrofosfați hidrosulfiți hidrosulfiți hidrosulfiți hidrosilicați hidrosilicați hidrosilicați hidrosulfiți hidrosulfiți hidrosulfiți hidrosulfiți SO43O 2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2SO3 NaHSO3 Na2S NaHS Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 NaHSiO3 NaNO2 Cyanides KCN Sulfuric H2SO4 Phosphoric H3PO4 Sulphurous H2SO3 Hydrogen sulfide H2S Coal H2CO3 Silicic H2SiO3 Nitrogen Hydrocyanic HNO2 NO3–SO42– HSO4– HPO4SO2–HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO4 – S2– HS– CO32– HCO3– SiO32– HSiO3– NO2– HCN CN– Proprietățile chimice ale acizilor Acizii interacționează cu: 1) baze 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O; 2) oxizi bazici H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) săruri (dacă se formează un precipitat sau un gaz): a) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, b) 2HСl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O; 4) Interacțiunea acizilor cu metalele Acizi convenționali (tipici) H Cl, H 2 SO4. (razb.). Agentul de oxidare este H+. Acizii reacţionează cu metalele pentru a elibera hidrogen. Serii de tensiune ale metalelor: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metalele situate în seria de tensiuni până la hidrogenul înlocuiește hidrogenul din obișnuit acizi . În H2SO4 diluat, agentul de oxidare este cationii de hidrogen H + (acceptați electroni, schimbați starea de oxidare). 0 2 H 2 SO4 Z n razb. 0 2 2e Zn Zn o f 0 2e 2H 0 Zn SO4 H2 o ck H2 1 1 nu funcționează. H2SO4Cu razb. 6 5 5 Acizi oxidanți: H2 S O4, H N O3, H N O3 conc. conc. razb. 6 5 Un agent oxidant este un element care formează acid: S , N . Acizii oxidanți reacționează cu metalele fără a elibera hidrogen. Acizii oxidanți pot reacționa chiar și cu Cu, Hg, Ag (fără degajare de hidrogen). H2SO4 concentrat reacționează cu metalele fără a elibera hidrogen (agentul de oxidare este ionul SO 42, adică S). 0 2е Cu vol 6 S 2 Cu 2е okl 4 S 1 1 Acid sulfuric concentrat H2SO4 pasivează Al, Fe, Cr: 3Н2SO4 + 2Fe → Fe2O3 + 3SO2 + 3H2O conc. film 37 Copyright OJSC „Central Design Bureau” BIBCOM „ & LLC „Agency Book-Service” Proprietăți acid azotic Acidul azotic are proprietăți oxidante. 5 În acidul azotic, ionii NO3 sunt agentul de oxidare (N acceptă electroni, modifică starea de oxidare). Când acidul azotic reacţionează cu metalele, hidrogenul nu este eliberat. HNO3 concentrat se transformă de obicei în NO2 gaz brun. 5 4 HNO3 NO 2 maro conc HNO3 pasivează Al, Fe, Cr. conc. HNO 3 Al Al 2 O 3 NO 2 conc. film H 2O HNO3 dizolvă Cu, Hg, Ag: conc. HNO 3 Cu conc. Cu NO 3 2 NO 2 H 2O Tabelul 4.6 - Interacțiunea acidului azotic cu metalele 5 HNO3 razb. Cu, Ag, Pb cu activitate redusă metale cu activitate medie Mg, Zn foarte activ 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 H2O razb. razb. HNO 3 Na dil. NaNO3NH3H2O ​​sau HNO3Na dil. 3 N H 3 , N H 4 NO 3 0 NaNO 3 NH 4 NO 3 H 2 O Produșii interacțiunii acidului diluat cu metalele depind de activitatea metalului și de gradul de diluție a acidului azotic. Cu cât metalul este mai activ, cu atât produsul transformării lui este mai redus. De obicei, se formează mai multe produse simultan. Cinetica procesului determină avantajul formării unuia dintre ele. 38 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Săruri Sărurile sunt electroliți care se disociază în cationi metalici și anioni reziduali acizi. Sărurile medii constau dintr-un metal și un reziduu acid. 1 Exemplu: Na3PO43 - fosfat de sodiu. Sărurile acide (hidrosărurile) constau dintr-un cation metalic și un anion complex care conține hidrogen și un reziduu acid. 1 Exemplu: Na2HP042 - fosfat acid de sodiu. Sărurile bazice (hidroxisărurile) constau dintr-un cation complex care conține un metal și o grupare hidroxil și un anion al unui reziduu acid. 2 Exemplu: AlO H Cl 41 - hidroxoclorura de aluminiu. Proprietăţile chimice ale sărurilor Sărurile reacţionează: 1) cu bazele (dacă se formează un precipitat): FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl; 2) cu acizi (dacă se formează un precipitat sau se eliberează gaz): AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3, Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O; 3) cu săruri (dacă se formează un precipitat): Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl 4) cu metale (mai active decât metalul care formează sarea): CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4. 4.3. Periodicitatea modificărilor proprietăților acido-bazice ale substanțelor chimice Proprietățile acido-bazice ale compușilor complecși depind de proprietățile elementelor din care au fost formați: 1. Proprietățile elementelor în perioade se schimbă de la metalice la nemetalice. În conformitate cu aceasta, proprietățile compușilor complecși (oxizi și hidroxizi) se schimbă periodic de la bazic la acid. 2. Metalele active (alcaline și alcalino-pământoase) formează baze puternice (alcali); 3. Metalele mai puțin active formează baze slabe; 4. Metalele mai active cu un grad mai mic de oxidare corespund bazelor mai puternice; 5. Acizii mai puternici corespund nemetalelor mai active cu un grad mai mare de oxidare; 6. Acizii tari corespund nemetalelor active. 39 Copyright JSC „Biroul central de proiectare „BIBCOM” & LLC „Serviciul de carte de agenție” 4.4. Întrebări de competență profesională 1. Suprafosfatul Ca(H2PO4)2 nu este indicat să se utilizeze pe soluri alcaline, deoarece se transformă în Ca3(PO4)2 insolubil: Ca(H2PO4)2 + 2Сa(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 4H2O mediu alcalin solubil insolubil 2. Faina de fosforit Ca3 (PO4) 2 se foloseste pe solurile acide, unde treptat se transforma in fosfat dihidrogen de calciu solubil: Ca3 (PO4) 2 + H3PO4 → Ca (H2PO4) 2 mediu acid insolubil solubil 3. Microîngrășăminte (CuSO4, MnSO4 etc.) nu este indicată utilizarea pe solurile alcaline, deoarece se transformă în compuși insolubili: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 mediu alcalin solubil insolubil 4. La calcararea solurilor acide, calcar CaCO3 sau făină de dolomit CaCO3 MgCO3 se adaugă în sol . În sol acid se pot desfășura procese, datorită cărora aciditatea solului scade: + H + Ca2+ + CO2 + H2O PPC): N PPC H CaCO 3 PPC Ca 2 CO 2 H 2O 5. La gipsarea solurilor saline alcaline, gipsul În sol se adaugă CaSO4 2H2O. În solul de salinizare cu sodă au loc următoarele procese: a) Na 2 CO3 CaSO4 CaCO3 Na 2SO 4 înnobilează - leșie ușor solul cu ploaie, irigare b) PPC Na Na CaSO 4 PPC Ca 2 Na 2 SO 4 se spală ușor out Întrebări pentru autocontrol 1. Enumerați principalele clase de compuși anorganici în ordinea complexității lor. 2. Folosind o diagramă genetică, explicați proprietățile chimice ale fiecărei clase de compuși anorganici. 3. Explicați algoritmul pentru compilarea și verificarea formulelor pentru substanțe chimice complexe. Dă exemple. 4. Completați ecuațiile reacțiilor posibile: 1) CaO + H2O → 6) NaOH + Zn(OH)2 → 2) CuO + H2O → 7) Na2SO4 + KCl → 3) Cu + HCl → 8) Na2SO4 + BaCl2 → 4 ) Cu + HNO3 (conc.) → 9) CaCO3 + HCl → 5) NaOH + Ca(OH)2 → 10) CaCO3 + H2SiO3 → 5. Desenați schemele genetice ale principalelor clase de compuși anorganici. 40 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Kniga-Service” 6. Scrieți formulele următorilor compuși: sulfat de sodiu, clorură de aluminiu, fosfat de calciu, fosfat dihidrogen de calciu, azotat de cupru, hidroxoclorura de aluminiu, hidrosulfat de aluminiu, hidrosulfură de sodiu. 7. Dați un exemplu de dependență a proprietăților acido-bazice ale unui compus chimic de proprietățile elementului său constitutiv 8. Explicați de ce este nepotrivit să folosiți îngrășăminte cu superfosfat și micronutrienți (sulfat de mangan, sulfat de cupru) pe solurile alcaline. 9. Ce procese pot avea loc în sol în timpul refacerii chimice a a) solurilor acide b) solurilor alcaline 10. Ce microîngrășământ FeSO4 sau ZnSO4 va fi mai ușor de asimilat pe solurile alcaline? REFERINȚE Principalul 1. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. 2. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006. - 172 p. Adițional 1. Klinsky, G.L. Chimie anorganică /G.L. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M.: Ed. MSHA, 2001. - 384 p. 2. Egorov, V.V. Chimie ecologică. /V.V. Egorov. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 192 p. 3. Vlasov, V.M. Greșeli care duc la o explozie. / V.M. Vlasov // Chimie și viață. - 2006. - Nr. 7. - str. 60. 4. http://www.online-knigi.com/biologiya/agrohimiya-uchebnik-skachat.html 41 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agency Book-Service Tabel 4.7 - Proprietățile elementelor din perioada a III-a și ale denumirea corespunzătoare a oxizilor și hidroxizilor Elementul R atomul R ion J, eV Proprietăți Na 0,189 0,80 5,14 metal activ Oxid Na2O oxid bazic Hidroxid NaOH bază tare Mg 0,160 0,740 7,65 bază 5,90 0,074 Cd (disoluție constantă a metalului activ) Al2O3 oxid amfoter Al(OH)3 bază slabă cu amfoter (dual - atât bazic, cât și acid) 4 10-13 (acid) 1,38 10-9 (bazic) 42 Si 0,134 0,390 8,15 oxid slab activ nemetal SiO2 slab acid H2SiO3 acid slab, insolubil în apă P 0,130 0,350 10,49 mai activ nemetal P2O5 oxid mediu acid H3PO4 acid de tărie medie 2,2 10-10 7,52 10-3 S 0,104 0,290 10,36 acid nemetal puternic SO36 oxid puternic H3PO4 acid nemetal puternic acid Cl 0,999 0,260 13,01 foarte activ nemetal Cl2O7 oxid puternic acid HClO4 acid foarte puternic Idei moderne despre legătura chimică În condiții normale, foarte puține substanțe constau din atomi individuali. Acestea sunt gaze inerte (de exemplu, heliu He). Restul de substanțe constau din particule mai complexe (molecule, ioni moleculari, radicali). O moleculă este o colecție de atomi care are o serie de proprietăți caracteristice. Proprietățile unei molecule depind de puterea legăturilor chimice și de geometria moleculei. Geometria unei molecule este structura spațială a unei molecule, care este determinată de unghiurile și lungimile legăturilor.Moleculele sunt formate din atomi, între care apare o legătură chimică. Există diverse definiții ale conceptului de „legătură chimică”. O legătură chimică este un fenomen de combinare a atomilor în molecule (L.S. Guzey). O legătură chimică este interacțiunea atomilor, ducând la formarea de molecule și cristale de substanțe simple și complexe și asigurând stabilitatea acestora (D.A. Knyazev). O legătură chimică este un set de interacțiuni între electroni și nuclei, care duc la combinarea atomilor în molecule (Yu.A. Ershov). Teoria legăturilor chimice este o ramură a chimiei în care proprietățile unei legături chimice sunt folosite pentru a descrie proprietățile compușilor chimici. În prezent, nu există o teorie unificată a legăturii chimice. Există mai multe teorii ale legăturii chimice (metoda legăturii de valență, metoda orbitalelor moleculare, teoria câmpului cristalin). 5.2. Principalele prevederi ale metodei legăturilor de valență (MVS) W. Geytler și F. London (1927) O legătură chimică este realizată de doi electroni cu spini opuși. Legătura chimică este de doi electroni, două centre, localizată. O legătură chimică realizată de perechi de electroni se numește legătură covalentă. În prezent, metoda legăturilor de valență este importantă pentru înțelegerea calitativă a naturii legăturilor chimice 5.2.1. Mecanisme de formare a unei legături covalente Mecanism de schimb O legătură chimică se formează datorită suprapunerii a doi orbitali cu un electron (Fig. 1). Figura 5.1. Schema suprapunerii norilor de electroni atomici prin mecanismul de schimb Când se formează o legătură chimică, energia sistemului scade, atingând un minim. 43 Copyright JSC „Biroul Central de Proiectare „BIBCOM” & OOO „Agenția Kniga-Service” Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor O legătură chimică se formează atunci când orbitalul cu doi electroni al unui atom se suprapune cu orbitalul liber al altui atom. Figura 5.2. Schema suprapunerii orbitalilor de electroni atomici prin mecanismul donor-acceptor Proprietăți chimice ale amoniacului Proprietățile chimice ale amoniacului sunt determinate de capacitatea sa de a interacționa cu apa și acizii prin mecanismul donor-acceptor, formând compuși de amoniu. În acest caz, donorul este azotul de amoniac, care are o pereche de electroni fără legături, iar acceptorul este un cation de hidrogen, care are un orbital liber. Compușii de amoniu - NH4NO3 (nitrat de amoniu), (NH4)2SO4 (sulfat de amoniu), NH4Cl (clorură de amoniu), NH4H2PO4 și (NH4)2HPO4 (ammofos) sunt îngrășăminte minerale valoroase. Producția lor în industrie se bazează pe reacțiile: HCl → NH4Cl: NH3 + HNO3 → NH4NO3 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 NH3 + H3PO4 → NH4H2PO4 2 NH3 + H3PO4 → (NH4)2HPO4: NH3 + 5. Legătura covalentă Când se formează o legătură chimică, energia sistemului scade și atinge un minim. Formarea unei legături chimice este un proces exotermic. O legătură covalentă se caracterizează prin următoarele proprietăți: Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele unei molecule. Cu cât lungimea legăturii este mai mică, cu atât legătura chimică este mai puternică. Energia de legare este energia care este eliberată în timpul formării unei legături chimice (kJ/mol). Cu cât energia de legătură este mai mare, cu atât legătura este mai puternică. Saturația legăturilor este capacitatea atomilor de a forma un anumit număr limitat de legături covalente. 44 Drepturi de autor Biroul central de proiectare JSC BIBCOM & OOO Agenție Schema de servicii de carte 5.1. Proprietățile unei legături covalente 5.2.3. Varietăți de legături chimice - o legătură se formează atunci când orbitalii electronilor se suprapun pe o linie care leagă centrele (nucleele) atomilor. Figura 5.3. Schema de formare - conexiuni Orbitalii se suprapun profund, oferind un câștig maxim de energie. Dacă între doi atomi apare o legătură simplă (singlă), atunci aceasta este o legătură. -legatura se formeaza prin suprapunerea orbitalilor p situati perpendicular pe linia principala de legatura. Figura 5.4. Schema formării legăturilor - Există două zone de suprapunere, de ambele părți ale dreptei care leagă nucleele atomilor. Legătura π, care este mai puțin puternică decât legătura α, se rupe prima. O legătură π se formează numai în prezența unei legături. Aceste link-uri sunt foarte diferite. În jurul conexiunii este posibilă rotația axială liberă. Rotația în jurul legăturii π este imposibilă, deoarece are două zone de suprapunere. 45 Copyright JSC „Central Design Bureau” BIBCOM „ & LLC „Agency Kniga-Service” Multiplicitatea legăturilor chimice O legătură covalentă realizată de o pereche de electroni se numește legătură simplă. Multiplicitatea unei legături chimice este numărul de perechi de electroni care formează legături (legătură dublă sau triplă). Proprietățile substanțelor chimice, activitatea lor, depind de numărul de perechi de electroni care formează legături chimice în molecule. Deci, hidrocarburile nesaturate cu o legătură dublă sau triplă (alchene sau alchine) sunt oxidate de permanganat de potasiu, decolorează apa de brom, iar hidrocarburile saturate cu o singură legătură cu un lanț neramificat nu intră în astfel de reacții în condiții normale. 5.2.4. Tipuri de legături chimice Legătură nepolară covalentă O legătură nepolară covalentă se formează între atomi identici ai aceluiași element cu aceeași electronegativitate. Molecule nepolare de substanțe simple: H2, O2, N2, Cl2 Н + Н Н:Н perechea de electroni este situată simetric Legătură polară covalentă O legătură polară covalentă se formează între atomi ai diferitelor elemente cu electronegativitate diferită. HCl, H2O, NH3, H2S Cu cât molecula este mai polară, cu atât este de obicei mai reactivă. Polarizarea este deplasarea norului de electroni de legare. Măsura polarizării este sarcina efectivă a atomilor (q). Multe molecule de substanțe complexe construite simetric sunt nepolare, deși legăturile dintre ele sunt polare: CH4, CCI4, SO3, BeCl2, CO2, C6H6 O=C=O 8,99∙10-30 C∙m ← → 8,99∙10- 30 C ∙m Momentul dipol electric dintre sarcini este egal cu produsul dintre sarcina dipolului cu distanța=ql (C∙m) Momentele dipolului electric – cantități vectoriale, deci momentele dipolare ale legăturilor din moleculă sunt însumate ca vectori. 5.2.5. Gradul de ionicitate a legăturii 1. Sarcina teoretică calculată a unui atom dintr-o moleculă este egală cu starea de oxidare 1 1 HF 1 2 H2 O 46 3 1 N H3 densitatea electronică și se determină experimental. 0,42 0,42 0,18 0,18 0,05 0,05 H F H Cl H I Gradul de ionicitate i (%) este egal cu raportul dintre qeff efectiv și sarcinile atomice qcalc calculate. q eff i 100%. q calculat Tabelul 5.1 – Gradul de ionicitate i(%) al unor compuși chimici Substanța HF LiF NaCl NaF RbCl i (%) 42 84 90 97 99 Gradul de ionicitate este egal cu diferența de electronegativitate Δχ a atomilor care formează această legătură. Valoarea Δχ = 1,7 este luată condiționat ca gradul corespunzător de ionicitate al legăturilor, egal cu 50%. Se acceptă condiționat că legăturile cu Δχ >1,7 și i >50% sunt ionice, iar legăturile cu Δχ<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 disociere electrolitică electroliti. Cu cât legătura chimică este mai polară, cu atât este mai ușor de disociat. Disocierea are loc cel mai ușor printr-o legătură ionică. Tabel 5.3 - Împărțirea condiționată a unei substanțe în polar și ionic Grad de ionic i XA - XB > 50%< 50% > 1,7 < 1,7 (Д) Тип вещества >4-11 > 0-4 ionic polar 5.2.6. Hibridizarea orbitalilor atomici Hibridizarea este amestecarea diferiților orbitali atomici, rezultând alinierea lor în formă și energie. Figura 5.5. Schema de hibridizare a orbitalilor de valență Numărul de orbitali hibrizi formați este egal cu numărul de orbitali atomici inițiali implicați în hibridizare. Cele mai simple cazuri de hibridizare apar la amestecarea orbitalilor s și p. 1. Cu sp - hibridizare, se amestecă doi orbitali - s (forma bilei) și p (forma ganterei). În acest caz, se formează doi orbitali hibrizi, având forma unei gantere asimetrice. Sunt situate pe aceeași linie la un unghi de 180o. Aceasta determină geometria moleculelor cu hibridizarea sp a atomului central. O astfel de moleculă are o structură liniară. 48 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Un exemplu este molecula BeF2, în care sp este hibridizarea atomului de beriliu în stare excitată. Figura 5.6. Schema unei molecule liniare BeF2 2 2. În timpul hibridizării sp, se amestecă trei orbitali - unul s și doi p -. În acest caz, se formează trei orbitali hibrizi. Sunt situate în același plan și sunt orientate la un unghi de 120o una față de alta. Acest tip de hibridizare corespunde geometriei unui triunghi plat. Un exemplu este molecula de fluorură de bor BF3. Figura 5.7. Schema unei molecule triunghiulare BF3 3. În timpul hibridizării sp3 se formează patru orbitali hibrizi. Ele sunt orientate la un unghi de 109o28 "una față de alta, alungite până la vârfurile tetraedrului. Un exemplu este molecula de metan CH4, care are forma unui tetraedru. și oxigen. Unghiul de legătură în aceste molecule este apropiat de tetraedric, dar nu egal cu acesta.În molecula de NH3, unghiul de legătură este de 107,3o.Distorsiunea unghiului tetraedrului are loc datorită influenței unui orbital nelegativ.În molecula de apă, unghiul de legătură este de 104,5o datorită influența a doi orbitali nelegatori Amoniac NH3 (forma piramidală trigonală) Apă H2O Forma unghiulară a moleculei Figura 5.9 Schema influenței orbitalilor nelegatori asupra geometriei conexiunii moleculelor dintre un numar mare cationi metalici situati in nodurile retelei cristaline ale metalului, efectuate cu ajutorul electronilor care se misca liber (gazul de electroni). Caracteristicile structurii metalelor conduc la proprietăți precum conductivitatea electrică, conductibilitatea termică, ductilitatea, luciul metalic. Cele mai comune rețele cristaline ale metalelor sunt cubice și centrate pe față. Conceptul de energie de legătură nu este aplicabil legăturilor metalice din cauza naturii lor multicentrice. 5.2.8. Legătura de hidrogen O legătură de hidrogen este o legătură între un hidrogen legat de un atom al unui element puternic electronegativ și un atom al aceluiași element al unei alte (sau aceleiași) molecule. Legatura de hidrogen se datoreaza: 1. Atractiei electrostatice a protonului si grupului polar. 2. Interacțiunea donor-acceptor. Legătură de hidrogen intermoleculară: 1. Asociere H2O; (H20)2; (H20)5; (H2O)n Legături de hidrogen Schema 5.2. Efectul legăturilor de hidrogen asupra proprietăților substanțelor chimice 5.3. Conceptul metodei orbitalilor moleculari (1928-1932) R. Mulliken Chimistul fizician american Mulliken (Mulliken) Robert Sanderson. Pentru studiul legăturilor chimice și al structurilor electronice ale moleculelor prin metoda orbitalilor moleculari, i s-a acordat Premiul Nobel pentru Chimie (1966). 50 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Dispoziții de bază ale metodei orbitale moleculare O moleculă este o colecție de nuclei și electroni, în care fiecare electron se mișcă în câmpul tuturor celorlalți electroni și al tuturor nucleelor. O legătură chimică poate fi nu numai cu doi electroni, ci și cu trei electroni, multielectron și multicentric. Metoda orbitală moleculară este metoda orbitală atomică extinsă la moleculă. Un orbital molecular este o combinație liniară de orbitali atomici. Funcția de undă a unui orbital molecular este obținută ca rezultat al adunării sau scăderii funcțiilor de undă atomice. Un orbital de legătură este un orbital a cărui funcție de undă se obține prin adăugarea funcțiilor de undă ale orbitalilor atomici. Are mai puțină energie decât un orbital atomic. Un orbital de antilegare este un orbital a cărui funcție de undă se obține prin scăderea funcțiilor de undă ale orbitalilor atomici. Are mai multă energie decât un orbital atomic. Figura 5.10. Schema formării orbitalilor moleculari în molecula de hidrogen H2 Metoda orbitalilor moleculari este mai complexă decât metoda legăturilor de valență. Cu toate acestea, utilizarea sa face posibilă explicarea unor proprietăți ale substanțelor care nu pot fi explicate cu ajutorul legăturilor de valență (de exemplu, proprietățile paramagnetice ale oxigenului). Interacțiuni intermoleculare Proprietățile unei substanțe depind nu numai de proprietățile moleculelor individuale, ci și de asocierile lor. În stare gazoasă, forțele de interacțiune dintre molecule sunt slabe, astfel încât proprietățile moleculelor individuale sunt de cea mai mare importanță. În stare lichidă și solidă, forțele de interacțiune dintre molecule sunt de mare importanță. Forțele intermoleculare universale de interacțiune se numesc forțe van der Waals. 51 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Au 4 componente: forțe de orientare (între moleculele polare); forțe de inducție (între moleculele polare și nepolare); forțe dispersate; energia de repulsie a învelișurilor de electroni. Semnificația practică a interacțiunilor intermoleculare este mare. Ele afectează proprietățile fizice și chimice ale substanțelor. Pentru determinarea acestora se folosesc abordări bazate pe legile fizicii clasice și pe metodele teoretice ale chimiei cuantice. Întrebări pentru autocontrol 1. Ce este o legătură chimică? 2. Dați exemple de substanțe cu legături nepolare, polare și ionice. 3. Explicați manifestarea mecanismului donor-acceptor de formare a legăturilor folosind ca exemplu proprietățile chimice ale amoniacului. 4. Explicați geometria moleculelor cu SP3 - hibridizarea atomului central (CH4, NH3, H2O). 5. Comparați proprietățile legăturilor covalente și ionice. 6. Substanțele cu ce tip de legătură chimică se disociază cel mai ușor? 7. Câte legături π sunt într-o moleculă de acid sulfuric? 8. Cum se modifică polaritatea unei legături chimice în seria HCl –––––– NaCl? REFERINȚE Principalul 1. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. Suplimentar 1. Klinsky, G.D. Chimie anorganică /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. - M: Editura Academiei Agricole din Moscova, 2001. - 384 p. 2. Gelfman, M.I. Chimie anorganică / M.I. Gelfman, V.P. Yustratov. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 528 p. 3. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 4. ru.wikipedia.org 52 Copyright OJSC «Central Design Bureau «BIBCOM» & LLC «Agency Book-Service» Cursul 6 TEORIA MODERNĂ A SOLUȚIILOR 6.1. Clasificarea sistemelor dispersate Un sistem dispersat este un sistem în care o substanță este distribuită uniform sub formă de particule în interiorul unei alte substanțe. Faza dispersată (DP) este o substanță fin divizată. Un mediu de dispersie (DS) este o substanță în care este distribuită o fază dispersată. Tabel 6.1 - Clasificarea sistemelor dispersate în funcție de gradul de dispersie Sisteme grosier dispersate Sisteme coloidale Soluții adevărate În prezent se acceptă următoarea definiție a unei soluții: Soluțiile sunt sisteme omogene, stabile termodinamic, de compoziție variabilă, formate dintr-un dizolvat, un solvent și produse a interacțiunii lor. Solventul predomină cantitativ. Solutul este în cantitate mai mică. Dizolvarea unei substanțe este însoțită de efecte termice: Tabel 6.2 - Efecte termice ale procesului de dizolvare Proces endotermic (absorbție de căldură) - ruperea legăturii ΔН1 > 0 Proces exotermic (eliberare de căldură) - formarea de noi legături (solvatare, hidratare ΔН2)< 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 stare lichida moleculele de apă sunt asociate: (Н2О)2; (H20)3; (H20)4; (H2O)x. LA rețea cristalină gheață, fiecare atom de oxigen este legat de 4 atomi de oxigen a 4 molecule de apă prin patru legături de hidrogen. Există cavități între moleculele de apă. Figura 6.1. Impactul informației asupra cristalului de apă 6.4.2. Teoria disocierii electrolitice Conceptele de „electroliți” și „neelectroliți” erau deja cunoscute în secolul al XIX-lea. Electroliții sunt substanțe ale căror soluții (sau topituri) nu conduc electricitatea. Non-electroliții sunt substanțe ale căror soluții (sau topituri) nu conduc electricitatea. Pentru proprietățile generale (coligative) ale soluțiilor neelectrolitice s-a descoperit legea Raoult-Vant Hoff: o scădere a presiunii vaporilor saturați față de o soluție, o creștere a punctului de fierbere, o scădere a punctului de îngheț proporțional cu molarul. concentrația soluției. S-a constatat că soluțiile electrolitice nu respectă legea Raoult-Vant Hoff. Pentru electroliți, toate proprietățile coligative sunt de o importanță mai mare. De exemplu, pentru KCl ≈ de 2 ori, pentru BaCl2 ≈ de 3 ori. Problema este: de ce este așa? În 1887, S. Arrhenius (Suedia) a propus teoria disocierii electrolitice. Disocierea electrolitică este dezintegrarea moleculelor în ioni sub acțiunea unui solvent (pentru soluții apoase, sub acțiunea apei). Ionii sunt particule care au o sarcină. Cationii au o sarcină (+). Anionii au o sarcină (-). Electroliții sunt substanțe care conduc electricitatea cu ionii lor. 56 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Proprietățile coligative ale soluțiilor de electroliți sunt mai mari deoarece numărul de particule de solut crește în timpul disocierii. HCl = H+ + Cl– 1 particulă 2 particule Arrhenius a fost un susținător al teoriei fizice a soluțiilor, afirmând că solutul nu interacționează cu solventul. DI. Mendeleev a creat teoria chimică a soluțiilor (1887). El a demonstrat că o substanță dizolvată și un solvent interacționează pentru a forma solvați (pentru soluții apoase, hidrați). Sunt berthollide. IN ABSENTA. Kablukov a combinat teoria fizică a lui Arrhenius și teoria chimică a lui Mendeleev. Teoria disocierii electrolitice s-a ridicat la un nivel nou, mai înalt.Motivul principal al disocierii este solvatarea (hidratarea). Unii ioni sunt foarte hidratați. Astfel, energia de hidratare a cationului de hidrogen (proton) este mare H +: H + + H2 O: \u003d H3O + acceptor donor cation hidroxoniu Într-o soluție apoasă nu există cationi H + liberi, se transformă în cationi puternici de hidroxoniu H3O +. 6.4.3. Caracteristicile cantitative ale disocierii electrolitice Există două caracteristici cantitative ale disocierii electrolitice - gradul de disociere și constanta de disociere. 1. Gradul de disociere electrolitică () este raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni și numărul total de molecule ale solutului. Gradul de disociere se măsoară în fracții de unitate sau ca procent: O 1 sau O 100%. (%) = Sdiss 100%. Generalități Gradul de disociere depinde de: natura substanței dizolvate (substanțele cu o legătură chimică de tip ionic și puternic polar se disociază cel mai bine); asupra naturii solventului (a valorii constantei sale dielectrice); asupra concentrației soluției (când soluția este diluată, gradul de disociere crește); asupra temperaturii; din prezența ionilor cu același nume (gradul de disociere scade). Tabel 6.6 - Dependența rezistenței electrolitului de gradul de disociere și constanta de disociere (Kd) Gradul de disociere () 30% 3% Forța electrolitului Kd 30%< 3% >10-2 Puternic 10-2 – 10–4 Mediu< 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 - puternic; 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. Водородный показатель рН Диссоциация воды: H2O ↔ H+ + OH – слабый электролит Константа диссоциации: Kр = на основании закона действия масс [ H 2 O] Ионное произведение воды при 25оС: = 10–14 Для воды и разбавленных растворов электролитов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. 62 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Из этого следует: 1. Нейтральная среда а) = [ОH–] 2. Кислая среда >10–7(10–6, 10–5, 10–3) b) ∙ = 10–14 c) 2 = 10–14 10 14 d) [H] 2 e) = 10–7 – în mediu neutru 3. Mediu alcalin< 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) Alcalin > 10–7 -8 (10, 10-9, 10-10) Gradul de aciditate sau alcalinitate al unei soluții se caracterizează prin concentrația de hidrogen ioni Indicele de hidrogen Aciditatea sau alcalinitatea unei soluții poate fi caracterizată prin valoarea pH-ului. Valoarea pH-ului este logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen. pH \u003d - lg - concentrația molară a cationilor de hidrogen, sau mai precis pH \u003d - lg a H a H - concentrația activă a cationilor de hidrogen. = 10-pH Indice de hidroxid Indicele de hidroxil pOH este logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidroxid. pOH = - lg = 10–pOH Formule de rezolvare a problemelor 1) ∙ = 10–14; 4) pH + pOH = 14; 2) pH = – lg; 5) = 10–pH; 3) pOH = – log[OH–]; 6) = 10–pH. + 63 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” și OOO „Agency Book-Service” Figura 6.1. Schema modificărilor pH-ului când mediul se modifică Tabel 6.11 - Valoarea acidității mediului Sol Cernoziom Podzolic Solonchaks pH Plant Optim. pH Soluție pH Cartof 4,5-6,3 Sânge 7,4 3,5-6 Varză 7,8-7,4 Suc gastric 1,7 8-9 Sfeclă roșie 7,0-7,5 Apă de la robinet 7,5 7 6.4.10. Semnificația soluțiilor Soluțiile sunt larg distribuite în natură, sunt utilizate în tehnologie, sunt de mare importanță pentru organismele vii. Tabel 6.12 - Soluții electrolitice în natură Apele naturale ale râurilor, lacurilor, mărilor, oceanelor Soluții de sol Fluide biologice și țesuturi ale organismelor vii Soluțiile electrolitice în tehnologie sunt utilizate pentru obținerea de compuși chimici valoroși (acizi, baze, săruri), îngrășăminte minerale. În biologie, rolul soluțiilor este mare deoarece toate procesele celulare au loc în soluții apoase. Plantele asimilează macro și microelemente nutritive din soluțiile apoase ale solului. Liquid vă permite să creați control multifuncțional și Sisteme de informare . Prototipurile unui astfel de sistem sunt o celulă vie și un creier uman. Întrebări pentru autocontrol 1. Ce este disocierea electrolitică? 2. Dați exemple de electroliți puternici și slabi. 3. De ce nu toate sărurile suferă hidroliză? 4. Calculați pH-ul și pOH ale unei soluții de KOH 0,0001 mol/l. 5. Cum se suprimă hidroliza FeCl3? 6. Cum se prepară 3 kg de soluție de NaCl 6%? 7. De ce se folosește uneori sulfatul de fier FeSO4∙7H2O pentru ameliorarea chimică a solurilor slab alcaline? 8. De ce este ineficientă utilizarea microîngrășămintelor CuSO4, FeSO4 pe solurile alcaline? 9. Cum se poate schimba pH-ul solului cu utilizarea sistematică a azotatului de amoniu NH4NO3? 10. De ce plantele se ofilesc la concentrații prea mari de sare în sol? 64 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Book-Service REFERINȚE Principal 1. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. Suplimentar 1. Egorov, V.V. Chimie ecologică. /V.V. Egorov. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 192 p. 2. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006. - 172 p. 3. http://www.ecology-portal.ru/publ/1-1-0-124 65 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Book-Service” Cursul 7 REACȚII REDOX 7.1. Teoria modernă a reacțiilor redox (ORR) 7.1.1. Semnificația proceselor redox Procesele redox sunt printre cele mai importante procese din lumea din jurul nostru. Transformările multor elemente și compuși din natură sunt asociate cu un lanț de reacții redox care apar secvenţial. Respirația, auto-reînnoirea corpurilor proteice, fotosinteza, asimilarea alimentelor de către animale, asimilarea dioxidului de carbon și a unor macro și microelemente de către plante etc. - totul se bazează pe reacții redox. De mare importanță sunt proprietățile redox ale solului, în care are loc constant un ciclu de transformări ale substanțelor, asemănător metabolismului într-un organism viu. Circulația în natură a celor mai importante „elemente ale vieții” - azot, sulf, carbon - este asociată cu procese redox. Atât în ​​sol, cât și în plante, aceste elemente suferă transformări redox. În cazul încălcării recomandărilor bazate științific privind utilizarea îngrășămintelor cu azot (dozele de îngrășăminte, dozele de aplicare a acestora, momentul, lipsa de luare în considerare a dinamicii compoziției solului, condițiile de temperatură, reglarea irigațiilor), sunt create condiții pentru perturbarea echilibrului ecologic. , otrăvirea produselor agricole cu nitrați și nitriți din cauza imposibilității recuperării normale a nitraților la amoniac. Tabel 7.1 - Valoarea OVR pentru plante Sursa de resurse energetice pentru organismele vii Asimilarea de catre plante a anumitor substante nutritive Formarea de humus in sol, cresterea fertilitatii acestuia OVR Procese de transformare a nutrientilor din sol (fier, mangan, azot, sulf) azot, carbohidrați, sulf) Reacțiile redox au o mare importanță tehnologică. Sunt folosite pentru obtinerea de metale in industrie, pentru obtinerea de acizi, fosfor, halogeni, hidrogen etc. Cu ajutorul reacțiilor redox se obține energie care este utilizată în tehnologia auto, rachete și aviație. Multe probleme de mediu ale vremurilor noastre sunt asociate cu reacții redox, de exemplu, poluarea atmosferică cu oxizi de azot și sulf, deșeuri întreprinderile industriale si posibilitatea de a le transforma in substante care au aplicatii utile. Studiul proceselor redox creează o bază pentru înțelegerea unui număr de probleme complexe de chimie anorganică, chimie organică, fizică, biologică, chimie agronomică, știința solului și discipline speciale. Tabel 7.2 - Conexiuni intra-subiect și inter-subiect ale teoriei OVR 7.1.2. Principalele prevederi ale teoriei OVR Reacțiile redox sunt reacții în care stările de oxidare ale elementelor se modifică datorită transferului de electroni de la un atom la altul. Recuperarea este procesul de adăugare de electroni la un atom, ion sau moleculă a unei substanțe. Oxidarea este procesul de donare de electroni dintr-un atom, ion sau moleculă a unei substanțe. Un agent reducător este o particulă (atom, ion, moleculă) care donează electroni. Un agent oxidant este o particulă (atom, ion, moleculă) care acceptă electroni. Când este redusă, starea de oxidare a unui element scade. Când este oxidat, starea de oxidare a unui element crește. Procesul redox este o unitate a două procese opuse. A agent reducător (oxidat) -e– – +e B agent oxidant (redus) Cei mai importanți agenți reducători 2 Metale, H2; H B r; BUNĂ ; NaBr; K I ; H2S2; Na2S2; FeSO4; CO. Cei mai importanți oxidanți Halogeni (F2, Cl2, Br2, I2), oxigen O2; HNO3 (conc. și dil.), H2SO4 (conc.), KMnO4, K2Cr2O7. Proprietățile redox ale substanțelor se modifică periodic. 67 Copyright JSC „TsKB „BIBCOM” & LLC „Agenția Kniga-Service” În perioada cu creșterea numărului de serie, proprietățile elementelor se schimbă de la metalice la nemetalice, prin urmare, de la reducător la oxidant. În grupul de sus în jos, proprietățile metalice ale elementelor cresc și, în consecință, proprietățile reducătoare (capacitatea de a dona electroni). Regula echilibrului electronic Numărul de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni primiți de agentul oxidant. 7.1.3. Calculul stării de oxidare a unui element Starea de oxidare În prezent este acceptat următorul concept al stării de oxidare: Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom al unui element, calculată din ipoteza că molecula este formată din ioni. Se pot propune, de asemenea, următoarele definiții ale stării de oxidare: Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom al unui element dintr-un compus, luată formal ca ionică. Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-o moleculă ipotetică constând din ioni. Folosind conceptul de „stare de oxidare” dorim să evaluăm modul în care sarcina unui element se schimbă atunci când atomii săi donează sau câștigă electroni. Cantitativ, gradul de oxidare este determinat de numărul de electroni donați sau acceptați de un atom. Reguli de bază: 1. Starea de oxidare a elementului în stare atomică este zero 2. Molecula este neutră din punct de vedere electric 3. Starea de oxidare a elementului în moleculele de substanțe simple este zero O (cu excepția O în O F 2); metale din grupa IA (Na+, K+); metale din grupa IIA (Ca + 2, Ba + 2), aluminiu Al + 3 (grup III A). Starea de oxidare: 2 metale pot fi numai pozitive: Na 2 O, C aO; 26 nemetal pot fi atât pozitivi, cât și negativi: H2S, S03; mai mult nemetal electronegativ în combinația a două nemetale - 6 2 negativ: S O 3; este zero dacă numărul de electroni din atom este egal cu sarcina nucleului; pozitiv dacă numărul de electroni din atom este mai mic decât sarcina nucleului; negativ dacă numărul de electroni este mai mare decât sarcina nucleului; valoarea şi semnul stării de oxidare depind de structura atomului. 68 Copyright OJSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Algoritm pentru calcularea gradului necunoscut de oxidare în moleculă 1. Desemnați stările de oxidare cunoscute ale elementelor; 2. Compuneți o ecuație pentru suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor elementelor, care este zero (ținând cont de numărul de atomi ai fiecărui element); 3. Aflați starea de oxidare necunoscută rezolvând ecuația. Exemplu: Aflați starea de oxidare a Mn în KMnO4 Soluție: KMnO4 +1 + x + 4(-2) = 0 x = +8 –1 = +7 Răspuns: Starea de oxidare a manganului în KMnO4 este + 7. Pentru a găsi starea de oxidare într-un ion complex, trebuie să rezolvați o ecuație algebrică. Exemplu: Aflați starea de oxidare a azotului în N O3 X 2 Soluție: x + 3(-2) = -1 (N O3) x = -1 + 6 = +5 Răspuns: Starea de oxidare a azotului în NO 3 este + 5. Ecuații electronice Ecuațiile electronice reflectă procesele de oxidare a agentului reducător datorită transferului de electroni către acestea și reducerea agentului de oxidare prin adăugarea de electroni. Pentru a compila o ecuație electronică, ar trebui să comparăm starea de oxidare a unui element în starea inițială și finală. Tabel 7.3 - Concepte de bază pentru compilarea ecuațiilor electronice 0 Exemple: 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 Drepturi de autor JSC „Biroul central de proiectare „BIBCOM” & LLC „Serviciul de carte de agenție” 7.1.4. Algoritm pentru caracterizarea proprietăților redox ale compușilor complecși 1. Calculați gradul de oxidare al unui element care determină proprietățile redox ale unei molecule a unei substanțe; 2. Evaluați structura electronică a atomului într-o stare de oxidare dată, prezența electronilor de valență; 3. Trageți concluzii despre posibilitatea manifestării proprietăților reducătoare sau oxidante. Tabel 7.4 - Analiza proprietăților redox ale compușilor complecși Structura electronică a unei particule atomice Gradul de oxidare maxim pozitiv 5 H N O3 Fără electroni de valență N + 5)0 ē 1s22s02p0 NH 3 3 Nivel electronic extern completat N 3)8 ē 1s22s22p8 ē 1s22s22p8 . Prezența electronilor de valență N+3)2 ē 1s22s22p0 Proprietăți HNO3 - doar oxidant negativ NH3 - doar reducător intermediar KNO2 și reducător și oxidant 7.1.5. Compararea reacțiilor (medierea) Agent reducător și agent oxidant - atomii unui element cu grade diferite de oxidare fac parte din diferite molecule 70 Copyright JSC Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" 7.2. Algoritmi de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox 7.2.1. Algoritm de compilare a ecuației OVR folosind metoda echilibrului electronic 1. Întocmește o schemă de reacție (scrieți formulele substanțelor inițiale și ale produselor de reacție; 2. Desemnați stările de oxidare ale elementelor care s-au modificat în timpul reacției; 3. Compuneți electronice ecuații care reflectă procesele de oxidare a agentului reducător și de reducere a agentului oxidant 4. Pe baza regulii echilibrului electronic, găsiți coeficienții agentului reducător și agentului oxidant 5. Puneți coeficienții găsiți în stânga și dreapta părți din ecuația reacției în fața substanțelor corespunzătoare 6. Egalizarea în funcție de metalul care nu a schimbat starea de oxidare 7. Egalizarea în funcție de nemetalul reziduului acid 8. Egalizarea cu hidrogen 9. Verificarea cu oxigen Exemple: 7.2.2 Formarea ecuației OVR folosind metoda electron-ion (metoda semireacției) Metoda semireacției este utilizată pentru a găsi coeficienții reacțiilor redox care apar în soluții, nu gradul oxidarea elementului. Regula egalității sarcinilor Sumele sarcinilor din părțile din stânga și din dreapta ecuației electron-ion a procesului redox trebuie să fie egale. Algoritm de compilare a ecuației OVR folosind metoda electron-ion (metoda semireacției) 1. Întocmește o schemă moleculară a reacției: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Determinați agentul oxidant, reducând agent și produsele lor de conversie: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 +K2SO4 + H2O mediu 71 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" 3. Alcătuiți ecuații electron-ionice (semi-reacții) pentru procesele de oxidare si reducere. Verificați suma sarcinilor din partea stângă și dreaptă a ecuației. Dacă suma sarcinilor particulelor inițiale mai mult decât suma sarcinile produselor de reacție, apoi adăugați numărul corespunzător de electroni în partea stângă a ecuației (dacă este mai mic, scădeți). Exemplu: 4. Aflați coeficienții agentului reducător, oxidantului și produșilor transformării lor: 5. Puneți coeficienții în schema ecuației moleculare: 6. Egalizați pentru metalul care nu și-a schimbat încărcătura (pentru potasiu). 7. Verificați dacă există reziduuri acide. 8. Verificați dacă există hidrogen. 9. Verificați dacă există oxigen. Tabel 7.5 – Schema asimilării nitraților de către plante Ecuații electronice Ecuații electron-ion 72 Copyright OJSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Kniga-Service” Factori care influențează reacțiile redox 1. Natura agentului reducător și a agentului oxidant 2. Temperatura . 3. miercuri. 4. Concentrația agentului oxidant și a agentului reducător. 7.3. Proprietățile redox ale compușilor elementelor biogene Cele mai importante elemente biogene - azot, fier, mangan, sulf etc. prezintă proprietăți redox atunci când reacțiile au loc într-o celulă vie a unui organism vegetal și în sol. De mare importanță în viața plantelor sunt reacțiile asociate cu transformările redox ale „metalelor vieții” - fier, mangan, cupru, molibden, cobalt. Deci, fierul face parte din enzimele implicate în sinteza clorofilei, care joacă un rol important în respirația și schimbul de energie al celulelor; manganul este implicat în reducerea nitraților, molibdenul în procesul de fixare a azotului etc. Solul conține sisteme redox Fe3+/Fe2+, compuși de mangan în stări de oxidare +2, +3, +4. Cu o lipsă de mangan în sol, se folosesc îngrășăminte cu mangan - MnSO4 și KMnO4. Proprietățile permanganatului de potasiu KMnO4 7 K Mn O4 este un agent oxidant puternic 7 Mn)0 este un agent oxidant, fără electroni de valență (acceptă doar electroni) 0 7 Mn)3d 5 4s 2 7å Mn)3d 0 4s 0 7 Rolul mediul pentru proprietățile oxidante ale KMnO4 (Mn) ) Cursul reacției redox depinde de mediu. Puteți controla reacția redox prin măsurarea pH-ului mediului. Concentrația (activitatea) cationilor de hidrogen H + este importantă pentru astfel de reacții care au loc cu participarea lor. Ionii de hidrogen iau parte la reacțiile cu un oxidant care conține oxigen (KMnO4, K2Cr2O7). Ele iau oxigenul din agentul oxidant, facilitând procesul de recuperare. Figura 7.1. Proprietăţile permanganatului de potasiu KMnO4 în diverse medii Un mediu acid, în care concentraţia de H+ este mare, este cel mai favorabil 7 pentru reacţiile care implică KMnO4. În aceste condiții, Mn este redus cel mai profund și cel mai mare număr de electroni participă la procesul de reducere. 73 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Mediu acid (favorabil, mult H+) Mediu neutru (mai puțin favorabil, mai puțin H+) Mediu alcalin (nefavorabil) 7.4. Potențiale redox. Direcția OVR Proprietățile redox ale unei substanțe sunt caracterizate de valoarea potențialului redox standard E0. Potențialul redox al electrodului standard (E0) este potențialul sistemului redox, măsurat față de un electrod standard de hidrogen, cu condiția ca raportul dintre activitățile formelor oxidate și reduse să fie egal cu unu. Cu cât valoarea lui E0 este mai mare, cu atât substanța este mai puternică agentul oxidant. Un proces are loc spontan cu participarea unui agent oxidant mai puternic, adică la 0 EMF \u003d Eok Evost > 0 O schimbare a condițiilor afectează direcția procesului. 74 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBKOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Exemplu: HClO4 + Br2 + H2O ↔ HClO3 + HBrO3 agent oxidant mai puternic Reacția se desfășoară cu participarea unui agent oxidant mai puternic Ecuația Nernst RT a ok a H Ln Е=Е + nF a restaura 0 sau m 0,059 a ok a H E \u003d E + . ln n a restaure 0 O creștere a concentrației agentului oxidant crește E. O creștere a concentrației de H+, o modificare a pH-ului mediului poate schimba direcția reacției (dacă Eok și Evost au valori apropiate). Întrebări pentru autocontrol 1. Ce este reducerea, oxidarea, agentul reducător, agentul oxidant? 2. Calculați starea de oxidare a Mn în KMnO4. 3. Comparați algoritmii de găsire a coeficienților pentru reacția de schimb și pentru reacția redox. 4. Explicați diferența de proprietăți redox pentru NH3 și HNO3. 5. Aflați coeficienții pentru reacția KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 6. Scrieți ecuațiile electronice (sau electron-ionice) corespunzătoare absorbției sulfului de către plante: SO 42 → SO 23 → S 2 REFERINȚE Principal 1. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. 4. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006. - 172 p. Suplimentare 1. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Uch.posobe / editat de prof. V.V. Egorova. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 320 p. 2. Klinsky, G.D. Chimie anorganică /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. - M: Editura Academiei Agricole din Moscova, 2001. - 384 p. 75 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Book-Service” Cursul 8 CONEXIUNI COMPLEXE 8.1. Poveste scurta compuși complecși (CS) Istoria compușilor complecși poate fi împărțit condiționat în patru perioade. Perioada I (din cele mai vechi timpuri până la începutul secolului al XVIII-lea) Utilizarea compușilor complecși: pietre prețioase (smarald, granat, turcoaz); coloranți naturali (indigo, violet, șofran); curățarea suprafeței metalelor pentru lipirea acestora, tăbăcirea pielii; primind cerneală. Perioada II (începutul secolului al XVIII-lea până în 1893) Sinteza compușilor complecși; O încercare de a explica structura și proprietățile CS. Perioada a III-a (1893-1940) Crearea, fundamentarea și victoria teoriei coordonării lui Alfred Werner (Elveția). Perioada a IV-a (din 1940 până în prezent) Dezvoltarea teoriei coordonării folosind realizările chimiei, fizicii și matematicii. În Rusia, chimia compușilor complecși s-a dezvoltat într-un mod original: lucrarea a fost înaintea realizărilor europene, dar a fost puțin cunoscută în lumea științifică. Mai multe M.V. Lomonosov a studiat dizolvarea sărurilor în soluții saturate, iar P.B. Bagration (nepotul comandantului) a descoperit o reacție pentru producția industrială de aur. Yu.V. Lermontova (verișoara a doua a poetului) a efectuat separarea metalelor din grupa platinei. DI. Mendeleev, L.A. Chugaev, N.S. Kurnakov a fost dat la chimia compușilor complecși forme moderne. I.I. Cerniaev, A.A. Grinberg, V.V. Lebedinsky, K.B. Yatsimirsky a dezvoltat în continuare teoria compușilor complecși. M.V. Lomonosov P.B. Bagration 76 Yu.V. Lermontov Copyright OAO Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agenție Book-Service D.I. Mendeleev L.A. Chugaev N.S. Kurnakov I.I. Cerniaev V.V. Lebedinsky A.A. Grinberg O situație problematică - până la mijlocul secolului al XIX-lea s-au acumulat informații despre reacții chimice neobișnuite și compuși. Exemplul 1: De ce este AgCl, care este insolubil în apă, ușor solubil în amoniac NH3? AgCl + 2 NH3 soluție de precipitat alb Cl Reacția a fost descoperită de I. Glauber în 1648. Exemplul 2: De ce reacționează CuSO4 cu amoniacul NH3? CuSO4 + 4NH3 SO4 soluție albastru soluție albastru-violet Reacția a fost descoperită de Andrei Libaviy în 1597. Butlerov A.M. credea că „Faptele care sunt inexplicabile prin teoriile existente sunt cele mai scumpe pentru știință, din dezvoltarea lor ar trebui să se aștepte în principal dezvoltarea acesteia în viitorul apropiat”. 8.2. Teoria coordonării lui Werner și ideile moderne Cuvântul „complex” (lat.) este complex; combinaţie. În 1893, omul de știință elvețian Alfred Werner a propus o teorie a coordonării pentru a explica formarea compușilor complecși. Această teorie este principala în chimia compușilor complecși în prezent. În timp, ideile despre forțele care acționează între particulele care formează compuși complecși se schimbă și devin mai precise. Întrebările care explică proprietățile compușilor complecși sunt foarte complexe. 77 Copyright OJSC „TsKB” BIBCOM „ & LLC „Agenția Kniga-Service” Werner a introdus conceptul de valență principală și secundară, dar nu a explicat motivul și diferența lor. În prezent, sunt folosite diverse teorii pentru a explica structura și proprietățile compușilor complecși: metoda orbitalilor moleculari; teoria câmpului cristalin; teoria câmpului liganzilor; metoda legăturilor de valență (MVS). Răspunsurile calitative la întrebări în cadrul reprezentărilor vizuale sunt date prin metoda legăturilor de valență. Din punctul de vedere al MVS: valența principală se explică prin formarea de legături ionice (sau covalente); valență laterală - o legătură covalentă care a apărut prin mecanismul donor-acceptor. Există diferite definiții ale compușilor complecși. Iată una dintre ele bazată pe metoda legăturilor de valență. Compușii complecși (CS) sunt compuși complecși de ordin superior , caracterizată prin prezența legăturilor covalente care apar prin mecanismul donor-acceptor. 8.2.1. Compoziția moleculelor compușilor complecși 1. Agentul de complexare ocupă un loc central în molecula compusului complex. Cei mai comuni agenți de complexare sunt cationii metalici. Agenți de complexare puternici: 3 2 0 2 2 cationi și atomi de d-metale ai subgrupurilor laterale (Fe, Fe, Fe, Cu, Ag, Zn) 3 2 2 cationi de p-metale (Al, Sn, Pb). Agenții de complexare slabi sunt cationii metalelor alcaline și alcalino-pământoase. Cu toate acestea, în organismele vii ele participă la formarea CS. 2. Agentul de complexare coordonează în jurul său LIGANDI (ioni cu sarcină opusă sau molecule neutre) Anonii: F- (fluoro-), Cl- (cloro-), NO2- (nitro-), CN- (ciano-), SO32- (sulfit-), OH– (hidroxo-) Molecule neutre: NH3 (amina-), H2O (aqua-), etc. 3. Numărul de coordonare al agentului de complexare (CCN) este numărul de liganzi asociați cu agentul de complexare . Numărul de coordonare al agentului de complexare este de obicei de două ori mai mare decât starea de oxidare a agentului de complexare. Tabel 8.1 - Dependența numărului de coordonare de gradul de oxidare a agentului de complexare Gradul de oxidare a agentului de complexare KChK +1 (Ag) 2 2 2 4 (3.6) +2 (Cu, Fe) ) 3 3 6 (4) +3 (Fe, Al) 4. Agentul de complexare împreună cu liganzii formează sfera interioară de coordonare a compusului complex sau ionului complex. Când scrieți o formulă, aceasta este inclusă între paranteze pătrate. Sarcina (starea de oxidare) a sferei interioare este egală cu suma algebrică a stărilor de oxidare ale agentului de complexare și ale liganzilor. 5. Sfera interioară a CS este conectată cu sfera sa exterioară. Compoziția sferei exterioare, în funcție de sarcina ionului complex, poate include atât anioni de reziduuri acide, cât și cationi metalici (de exemplu, cei alcalini). Sarcina sferei exterioare este egală ca mărime și opusă ca semn sarcinii sferei interioare. Tabel 8.2 - Exemple de formulare de compuși complecși 4 ] 2 liganzi complecși externi agent coformator mediu extern CCC CCC sferă de coordonare internă sfera de coordonare internă 8.2.2. Nomenclatura compușilor complecși Când se compune denumirea unui compus complex, ar trebui: 1. Numiți mai întâi anionul. 2. În numele sferei de coordonare internă, enumerați toate părțile sale constitutive de la dreapta la stânga. 2.1. Numiți numărul de liganzi folosind numere grecești (1 - mono, 2 - di, 3 - trei, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa) 2.2. Numiți liganzii (întâi anioni, apoi molecule) F–(fluor-), Cl–(cloro-), Br–(bromo-), CN–(ciano-), H2O(aqua-), NH3(ammin-) . 2.3. Numiți agentul de complexare. Indicați starea sa de oxidare cu un număr roman între paranteze. Dacă sfera interioară de coordonare este un cation (+), utilizați nume rusesc agent de complexare în cazul genitiv. 79 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Exemplu: +Cl– clorură de diamminesilver (I) Dacă sfera de coordonare internă este un anion (–), utilizați denumirea latină a agentului de complexare cu se termină „la”. K3 –3 hexacianoferat de potasiu (III) 8.3. Legătura chimică în compuși complecși Legătura chimică în compuși complecși este o problemă științifică complexă. Pentru a explica formarea, structura și proprietățile compușilor complecși, sunt folosite mai multe teorii - teoria câmpului liganzilor, teoria câmpului cristalin, metoda legăturilor de valență. Teoria câmpului cristalin este utilizată pentru complexele ionice. Se ține cont de forțele electrostatice și nu de forțele covalente. Teoria câmpului ligand acceptă că formarea compușilor complecși are loc atât datorită forțelor electrostatice, cât și datorită interacțiunii covalente atunci când orbitalii ionului central și liganzii se suprapun. Metoda legăturilor de valență se bazează pe presupunerea că legătura chimică în compușii complecși se realizează datorită perechilor de electroni singuri de liganzi și orbitalilor liberi ai agentului de complexare. Toate cele trei teorii sunt uneori folosite pentru a elucida latura calitativă a problemelor. Teoria legăturii chimice în compuși complecși necesită dezvoltare și îmbunătățire ulterioară. Metoda legăturilor de valență (MVS) este cea mai ilustrativă. Conform MVS, legătura chimică dintre agentul de complexare și liganzi se realizează conform mecanismului donor-acceptor. Exemplu: Cum se formează sfera de coordonare 3+? 1) Formarea ionului de complexare Al3+: 2). Atomul de oxigen din molecula de apă are perechi de electroni nelegatori și poate juca rolul unui donator. 80 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & OOO „Agency Kniga-Service” Perechile de electroni sunt orientate în spațiu la un unghi de 90o (patru într-un plan, încă două - perpendicular pe acesta). Sfera de coordonare rezultată are forma unui octaedru Figura 8.1. Schema de formare a ionului 3+ cn = 2 sp cn = 3 sp2 Triunghi cu gantere Pătrat –3 – 2- sp2d cn = 4 sp3 cn = 5 sp3d cn = 6 sp3d2 Tetraedru Bipiramidă trigonală Octaedru +2 2+ sd3 Figura 8.2. Geometria sferelor de coordonare ale complexelor 8.4. Disociarea electrolitică a compușilor complecși Compușii complecși care sunt electroliți se disociază în două etape. Primul stagiu. Disocierea primară este disocierea CS în sfere interne și externe. Urmează tipul de electroliți puternici, deoarece sferele interioare și exterioare ale CS sunt conectate prin legături ionice. K3 = 3K+ + 3– A doua etapă. Disocierea secundară este disocierea sferei interioare a CS (ion complex). Merge după tipul de electroliți slabi, ușor. 3- ↔ Fe3+ + 6CN– Stabilitatea compușilor complecși. Stabilitatea compușilor complecși este caracterizată de constanta de instabilitate a ionului complex Kn. Constanta de instabilitate Kn a unui compus complex este derivată din legea acțiunii masei. Kn este raportul dintre produsul concentrației ionilor formați în timpul disocierii unui ion complex, la o putere egală cu coeficienții din ecuația de disociere a unui ion complex, la concentrația unui ion complex. 81 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Exemplu: Alcătuiți expresii pentru constanta de instabilitate pentru sulfatul de tetraaminocupru (II) SO4. Disocierea primară: SO4 = 2+ + SO42– Disocierea secundară: 2+ ↔ Cu2+ + 4NH3 4 Kn = Cu cât valoarea lui Kn este mai mică, cu atât ionul complex este mai stabil. Tabelul 8.3 – Constantele de instabilitate ale unor ioni complexi Ion complex + 2+ 2+ 34– 2– – Kn 7.2∙10–8 3.5∙10–10 2.1∙10–13 1.0∙10–44 1 ,0∙10–37 2. ∙10–6 1.0∙10–21 Compușii complecși extrem de instabili sunt săruri duble: (K2SO4∙Al2(SO4)3) – alaun de potasiu 2KCl∙CuCl2∙2H2O – clorură dublă (NH4 )2SO4∙Fe2(SO24∙Fe2(SO24)3) Sarea lui Mohr sau NH4 Fe(SO4)2∙12H2O Sub formă de compuși complecși, sărurile duble există doar în stare solidă. În soluție, ele se disociază complet. Exemplu: Disocierea sării lui Mohr NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO42. Reacții de schimb care implică compuși complecși Obținerea albastrului de Prusă (albastrul de Prusă) F. Disbach (1704) 3 1 4 Fe Cl 3 3K 4 1 4 Fe 4 3 3 4 12KCl . Semnificația și aplicarea compușilor complecși Compușii complecși îndeplinesc funcții importante în organismele vii, sunt utilizați în industrie, agricultură și pentru rezolvarea problemelor de mediu. Tabel 8.4 – Semnificația compușilor complecși Compuși complecși Pentru obținerea de acoperiri metalice dense și rezistente Pentru a separa elementele pământurilor rare Îndeplinesc funcții specifice în organismele vii (respirație, fotosinteză, cataliză enzimatică) B chimie analitică - pentru determinarea multor elemente În agricultură - pentru combaterea clorozei calcaroase a plantelor, pentru dizolvarea carbonaților și hidroxizilor de fier, pentru eliminarea deficienței de zinc Pentru a rezolva problemele de mediu, pentru a obține agenți de complexare ușor de neutralizat Hemoglobina Realizează transferul oxigenului de la plămâni la țesuturi. Are o semnificație unică pentru viața corpului uman. Clorofilă Compus intercomplex al ionului de magneziu cu ligne organice complexe. Are o valoare unică pentru plante (pentru fotosinteză). Figura 21. Schema manifestării proprietăților donorului de azot în biomoleculele care conțin metale Metalele de viață (fier, zinc, molibden, cupru, mangan) sunt agenți de complexare în moleculele multor enzime care catalizează procesele redox: peroxidaza, catalaza (fier). ); carboxipeptidază (zinc); xantin oxidaza (molibden și fier). În prezent, a apărut o nouă direcție a chimiei - chimia bioanorganică, care explorează esența unor manifestări atât de importante ale vieții precum metabolismul, ereditatea, imunitatea, gândirea, memoria. 83 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Kniga-Service” Moleculele multor enzime sunt construite în funcție de tipul de compuși intracomplex, în care rolul agenților de complexare este jucat de „metale vieții” - fier, cupru, mangan, molibden, cobalt. Specificitatea activității enzimatice depinde de ce metal este agentul de complexare în moleculele proteice. În același timp, se studiază rolul compușilor complecși în nutriția minerală a plantelor. S-a stabilit că asimilarea microelementelor, fixarea azotului atmosferic are loc cu participarea agenților de complexare. În 1964 M.E. Volpin și V.B. Shur de la Institutul de Compuși Organoelementali a făcut o descoperire. Ei au transformat azotul molecular într-un compus complex în condiții obișnuite, fără încălzire. S-a constatat că în prezența compușilor de fier, molibden și vanadiu, azotul este activat și se comportă ca un ligand, formând compuși complecși care sunt descompuse de apă în amoniac. Întrebări pentru autocontrol 1. Conceptul de compus complex. 2. Scrieți formula compusului complex dacă agentul de complexare este 3+ Al și ligandul este ioni OH. 3. Completați ecuația reacției: CuSO4 + NH3 → 4. Scrieți ecuația reacției: FeCl3 + K4 → 5. Determinați numărul de coordonare și starea de oxidare a agentului de complexare în compușii SO4. 6. Scrieți o expresie pentru constanta de instabilitate a compusului complex K3. REFERINȚE Principalul 1. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. Suplimentare 1. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Uch.posobe / editat de prof. V.V. Egorova. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 320 p. 2. Ugay, Ya.A. Chimie generală și anorganică / Ya.A. Wow. - M.: Şcoala superioară, 2004. - 528 p. 3. Lensky, A.S. Introducere în chimia bioanorganică și biofizică / A.S. Lensky. - M.: Şcoala superioară, 1989. - 256 p. 84 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Book-Service” Cursul 9 CINETICA CHIMICA. ECHILIBRUL CHIMIC 9.1. Conceptul de cinetică chimică Cinetica chimică este studiul vitezei și mecanismelor reacțiilor chimice. Cinetica chimică investighează cursul unei reacții în timp, studiază factorii care afectează viteza unei reacții chimice și oferă informații despre mecanismul de reacție. Majoritatea reacțiilor chimice trec printr-o serie de etape intermediare. Etapele intermediare se numesc stadii elementare. Un mecanism de reacție este o secvență completă a tuturor etapelor sale elementare. Viteza de reacție este determinată de viteza celei mai lente etape (limitatoare) a reacției. Mecanismul reacției de sinteză a iodului de hidrogen Prima etapă Etapa a 2-a Etapa a 3-a Etapa a 4-a (rapidă) (lent) Ecuația generală a reacției: H2 + I2 2HI Reacția tiosulfatului de sodiu cu acid sulfuric Ecuația generală a reacției Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 H2 + S + H2O2 + S + H2O H2S2O3 + Na2SO4 (rapid) Etapa 2 H2S2O3 = H2SO3 + S ↓ (lent) Etapa 3 H2SO3 = SO2 + H2O (rapid) 9.2. Viteza unei reacții chimice Viteza unei reacții chimice este numărul de ciocniri active între molecule care conduc la formarea unui produs de reacție pe unitate de volum sau pe unitate de suprafață pe unitate de timp. Viteza unei reacții chimice este măsurată prin modificarea concentrației unuia dintre reactanți pe unitatea de timp. Sunt utilizate conceptele de viteză medie și instantanee de reacție. Viteza medie de reacție este determinată de modificarea concentrației într-o anumită perioadă de timp: 85 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" ΔС Δt Vav Valoarea adevărată (instantanee) a vitezei de reacție este calculată ca limită la care tinde rata medie la Δt → 0 , adică. ca derivat al concentraţiei în raport cu timpul: dС dt Vist. Semnul + sau - depinde dacă modificarea concentrației a cărei substanță - sursa sau produsul - este utilizată pentru calcule. Dacă se utilizează concentrația reactantului, atunci viteza de reacție va avea semnul minus (–), deoarece concentrația sa scade în timpul reacției. Viteza de reacție chimică Concentrație C, mol/l Figura 9. 1. Dependența modificării concentrației de timpul de reacție 9.3. Factori care afectează viteza unei reacții chimice Schema 9.1. Influența factorilor cinetici asupra vitezei unei reacții chimice 86 Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Tabel 9.1 - Semnificația naturii reactanților pentru posibilitatea și activitatea reacției Au + HCl = nu merge Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Reactivitatea este capacitatea moleculelor unei substanțe de a participa la reacții la o anumită viteză. 9.3.1. Influența concentrației asupra vitezei de reacție Legea acțiunii masei (K. Guldberg și P. Waage (1864-1867, Norvegia): Viteza etapei elementare a unei reacții chimice (V) este proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale reactanții (C) ridicați la puterea coeficienților lor stoichiometrici.aA + bB = cC + dD V = KC àÀ C b , unde K este constanta de viteză a reacției Constanta de viteză depinde de natura reactanților și de temperatura, dar nu depinde de concentrația lor. Constanta vitezei este egală numeric cu viteza de reacție dacă concentrația fiecăreia dintre substanțele care reacţionează este de 1 mol/dm 3. Pentru reacțiile eterogene, concentrația unei substanțe solide nu este inclusă în ecuație cinetică, deoarece aria suprafeței este practic constantă, iar substanțele reacționează numai pe suprafețe.pas sau pentru fiecare pas individual al unei reacții în mai multe etape Aplicarea legii acțiunii masei pentru a calcula viteza p Reacțiile fără a lua în considerare mecanismul în mai multe etape vor duce la rezultate eronate. Exemple 1. Reacție omogenă 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 4 Pentru reacție directă 1 = K1C HCl CO 2 Pentru reacție inversă 2 = K2C 2H 2O C Cl2 2 2. Reacție heterogenă Fe3O4( s) + H2(g) 3FeO(s) + H2O(g) Pentru reacția directă V1 = K1 CH 2(r) Pentru reacția inversă V2 = K2 C H2O(g) Book-Service” 9.3.2. Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție 1. Regula lui Van't Hoff Când temperatura crește la fiecare 10 grade, viteza de reacție crește de 2-4 ori: Vt 2 \u003d Vt 1 t1 t 2 10 Vt 2; Vt1 Δt 10 γ , unde este coeficientul de temperatură, care ia valori de la 2 la 4. Regula lui Van't Hoff este aproximativă. Este aplicabil pentru o evaluare aproximativă a efectului schimbării temperaturii asupra modificării vitezei de reacție într-un interval mic de temperatură. 2. Pentru o determinare mai precisă a efectului temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice într-un domeniu larg de temperatură, se utilizează ecuația Arrhenius: K = Ae Ea /RT, unde K este constanta de viteză; A este o constantă; e este baza logaritmului natural; Ea este energia de activare; R este constanta gazului; T este temperatura absolută. Omul de știință suedez Svante Arrhenius a creat în 1887 teoria disocierii electrolitice, iar în 1889 a propus o nouă măsură a reactivității compușilor - energia de activare. Ecuația pe care a introdus-o în cinetica chimică a fost folosită de mai bine de 100 de ani pentru a studia vitezele și mecanismele reacțiilor. Principalele prevederi ale teoriei activării S. Arrhenius: Viteza de reacție depinde de numărul de molecule active, și nu de numărul total al acestora. Doar moleculele active iau parte la reacție. Energia de activare Ea este energia care trebuie transmisă moleculelor pentru a le transfera în starea activă (pentru 1 mol de substanță).Cu cât energia de activare este mai mică, cu atât viteza de reacție este mai mare. Pentru ca substanțele inițiale să formeze produse de reacție este necesară depășirea barierei energetice Ea. Pentru a face acest lucru, substanțele inițiale trebuie să absoarbă energia necesară pentru a rupe legăturile chimice existente. Noile legături chimice nu se formează imediat. În primul rând, se formează o stare de tranziție intermediară (complex activat) cu energia maximă a sistemului. Apoi se descompune și se formează molecule ale produsului de reacție cu noi legături chimice, în timp ce se eliberează energie. O reacție este exotermă dacă cantitatea de energie eliberată este mai mare decât cantitatea de energie de activare. În prezența unui catalizator, energia de activare scade și viteza de reacție crește. 88 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Book-Service” Figura 9.2. Diagrama energetică a cursului reacției 9.3.3. Efectul catalizatorilor asupra vitezei unei reacții chimice Catalizatorii sunt substanțe care afectează viteza unei reacții, dar nu sunt consumate în timpul reacției. Catalizatorii pozitivi măresc viteza unei reacții deoarece scad energia de activare. Catalizatorii negativi (inhibitorii) încetinesc viteza unei reacții chimice. Cataliza este o modificare a vitezei reacțiilor chimice sub acțiunea catalizatorilor. Reacțiile catalitice sunt reacții care au loc sub acțiunea catalizatorilor. Reacțiile catalitice joacă un rol important în producția chimică și biochimie. 90% din toate producțiile industria chimica se folosesc catalizatori (producerea de amoniac, acid azotic, acid sulfuric, cauciuc etc.). Catalizatorii sunt utilizați în arderea combustibilului, curățare Ape uzate . Instalațiile de amoniac de înaltă tehnologie folosesc mai puțină energie și generează mai puține deșeuri decât plantele tradiționale. Cataliza este fie omogenă, fie eterogenă. În cataliza omogenă, reactanții și catalizatorul sunt în aceeași stare de agregare.În cataliza eterogenă se folosește un catalizator solid, iar reactanții fac parte dintr-o soluție sau un amestec de gaze. În prezența unui catalizator, reacția decurge mai rapid deoarece complexul activat format cu participarea sa are o energie de activare mai mică decât în ​​absența unui catalizator. În prezent, noi catalizatori sunt dezvoltați folosind nanocompozite, materiale semiconductoare și compuși complecși. Se acordă multă atenție catalizatorilor nanocompoziți care conțin metale foarte dispersate sau oxizi metalici stabilizați într-o matrice de zeoliți cu o structură tridimensională ordonată de pori (canale) de dimensiune moleculară (0,3–1,2 nm). Au o gamă largă de aplicații, deoarece au selectivitate catalitică, rezistență la acizi și stabilitate termică. 89 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agenția Kniga-Service Catalysis are loc în sisteme biologice. Majoritatea reacțiilor chimice care apar în organismele vii sunt reacții catalitice. Catalizatorii biologici - ENZIME - participă la procesele de metabolism al proteinelor, catalizează conversia amidonului în zahăr, accelerează reacțiile redox. „Comparația cu biocataliza arată că, în ciuda succesului mare, suntem încă departe de a folosi toate posibilitățile deschise în acest sens în cataliză. Aceasta învață modestia ”(S.Z. Roginsky). Este necesar să se păstreze produsele de cultură la temperaturi scăzute, deoarece acest lucru încetinește procesele enzimatice nedorite. Multe dintre substanțele utilizate în pansamentele pentru semințe inactivează enzimele și ucid microorganismele nedorite. Cinetica chimică explică mecanismele reacțiilor într-o celulă vie. Metodele de inginerie genetică sunt metode de control al vitezei reacțiilor biochimice. 9.4. Conceptul de reacții oscilatorii Reacțiile oscilatorii sunt reacții în care concentrația de compuși intermediari și viteza de reacție suferă fluctuații, care pot fi periodice. Laureatul Nobel, Ilya Prigojin, a numit descoperirea reacțiilor oscilatorii o ispravă științifică a secolului al XX-lea. Isprava a constat în faptul că în secolul al XX-lea s-a putut dovedi că reacțiile oscilatorii există, de când înainte de asta au fost respinse. Informații despre reacțiile oscilatorii sunt disponibile în arhivele secolelor XVII-XIX. Cartea „Teoria oscilațiilor” de A.A. Andronova, A.A. Witt și S.E. Khaikin a apărut în 1937. DA. Frank-Kamenetsky a publicat în 1947 cartea Diffusion and Heat Transfer in Chemical Kinetics. Aceste lucrări au fost inovatoare, dar nu au fost acceptate, lăsate în uitare. În 1951 B.P. Belousov a descoperit și descris o reacție oscilativă vizuală, a propus considerații despre momentele cheie ale mecanismului său, dar a fost respinsă. După 10 ani, studiul reacțiilor oscilatorii a fost continuat de un grup de oameni de știință condus de A.M. Zhabotinsky. S-a dovedit experimental și matematic că reacțiile oscilatorii sunt posibile. Reacția Belousov-Zhabotinsky a câștigat faima mondială. Multe lucrări sunt dedicate studiului experimental și model al reacției Belousov-Zhabotinsky, deoarece face posibilă sistem chimic observați caracteristicile proceselor complexe de autoorganizare și permite diferite tipuri de control. Rezultatele studiului reacției Belousov-Zhabotinsky au dat un impuls puternic dezvoltării unor astfel de noi secțiuni ale științei moderne, cum ar fi sinergetica, termodinamica proceselor de neechilibru. Sinergetica studiază procesele de autoorganizare în sisteme deschise de neechilibru. Sinergetica ne învață să vedem lumea într-un mod nou. Sinergetica demonstrează cum haosul poate acționa ca un mecanism de evoluție, cum ordinea poate ieși din haos. Vă permite să priviți lumea ca pe un sistem unic și foarte complex care se dezvoltă în conformitate cu legile dinamicii neliniare. Este necesar să se studieze o varietate de procese - reversibile și ireversibile, de echilibru și neechilibru, deterministe și nedeterministe, care au loc în fenomene de diferite niveluri de complexitate. 90 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agency Book-Service” 9.5. echilibru chimic. Posibilități de control al proceselor chimice 9.5.1. Conceptul de echilibru chimic. Aceasta este o stare a unui sistem de substanțe care reacţionează în care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale. Pentru o reacție reversibilă la o temperatură dată, raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție și produsul concentrațiilor de echilibru ale materiilor prime ridicate la puterea coeficienților lor stoichiometrici este o valoare constantă numită constantă de echilibru ( Kp). Aplicarea legii acțiunii masei pentru o reacție reversibilă face posibilă derivarea constantei de echilibru Kp. Constanta de echilibru arată de câte ori viteza reacției directe este mai mare decât viteza reacției inverse la o anumită temperatură și la concentrații constante ale tuturor substanțelor participante egale cu unu. Concentrațiile de substanțe care sunt stabilite la echilibru chimic se numesc echilibru. Ele sunt notate prin formulele reactanților cuprinse între paranteze drepte. Pentru reacția aA + bB V1 = K1[A]a [B]b; cC + dD V2 = K1[C]c [D]d La echilibru V1 = V2. Atunci K1[A]a [B]b = K1[C]c [D]d Kp = K1 K2 Kp = [C]C [D]d . [A]a [B]b Constanta de echilibru Kp depinde de natura reactanților și de temperatură, dar nu depinde de concentrație. Kr este o mărime adimensională. 9.5.2. Principiul lui Le Chatelier În 1901, chimistul francez Henri Louis Le Chatelier a dezvoltat și brevetat un procedeu pentru sinteza amoniacului din azot și hidrogen. Studiind condiţiile în care are loc această reacţie, a descoperit şi formulat principiul prin care se determină direcţia de deplasare a echilibrului chimic cu modificarea concentraţiei substanţelor care reacţionează, a temperaturii şi presiunii (la gazele gazoase). reacţii). Tabel 9.2 - Principiul lui Le Chatelier Exemplu: 2CO2 + 568 kJ/mol 2CO + O2 ∆H = - 568 kJ/mol Condiții de deplasare a echilibrului către produs: 1. Creșterea concentrației de O2 2. Creșterea presiunii 3. Scăderea temperaturii 9.5.3. Elemente de termochimie Principiul Le Chatelier este o consecință a celei de-a doua legi a termodinamicii. Schimbarea echilibrului chimic cu o schimbare a temperaturii este asociată cu energia reacțiilor chimice. Aceste aspecte sunt studiate în cursul chimiei fizice în secțiunea „Termodinamica proceselor chimice”. Studiul influenței temperaturii asupra deplasării echilibrului chimic ar trebui efectuat folosind conceptele de termochimie - o secțiune a termodinamicii chimice. Termochimia este o ramură a termodinamicii chimice care studiază efectele termice ale proceselor chimice. Reacțiile exoterme sunt reacții care eliberează căldură. Reacțiile endoterme sunt reacții care absorb căldură. Ecuația reacției termochimice este o ecuație în care este indicat efectul termic al reacției. Efectul termic al unei reacții este cantitatea de căldură eliberată sau absorbită per 1 mol de substanță. Se folosesc două forme de scriere a ecuaţiilor termochimice: 1. Căldura caracterizează modificările mediului în timpul reacţiei (efectul termochimic al reacţiei Q). În acest caz, pentru o reacție exotermă, efectul termic Q este indicat în partea dreaptă a ecuației cu semnul plus (+), deoarece căldura este eliberată în mediu. 92 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" Pentru o reacție endotermă, efectul termic Q este indicat cu semnul minus (–), deoarece căldura este absorbită din mediu: ); N2 + O2 \u003d 2NO - 180,5 kJ / mol (endo) 2. Efectul termic al reacției reflectă modificări în sistemul de reactanți în sine (efectul termic termodinamic al reacției). În acest caz, se utilizează conceptul de modificare a entalpiei ΔH. Entalpia H este cantitatea de energie stocată într-o substanță la presiune și temperatură constante. Pentru o reacție exotermă ΔH< 0, так как система теряет теплоту и запас еѐ энергии уменьшается (знак –). Для эндотермической реакции ΔН > 0, deoarece sistemul absoarbe căldură și aportul său de energie crește (semnul +): 2Н2 + О2 = 2Н2О; ΔHo = – 571 kJ/mol (exo) N2 + O2 = 2NO; ΔHo = 180,5 kJ/mol (endo) Căldura reacției este de obicei dată pentru condiții standard: presiune normală 101,3 kPa (1 atm) și temperatură 298K (ΔHo). Efectul termochimic al reacției este egal ca mărime și opus ca semn efectului termic termodinamic: Q = – ΔН. 9.6. Posibilităţi de control al proceselor chimice Existenţa reacţiilor reversibile este o manifestare a legii unităţii şi a luptei contrariilor care operează în natură. Înțelegerea acestei legi într-o manifestare specifică are o mare importanță practică pentru controlul optim al proceselor chimice în condiții favorabile, pentru implementarea eficienței și calității producției. Tabel 9.3 - Factori cinetici și termodinamici care afectează procesul chimic Reacția chimică Natura substanțelor care reacţionează Factorii termodinamici: deplasarea echilibrului, posibilitatea de reacție Factorii cinetici care afectează viteza de reacție (natura substanței, concentrația, temperatura, presiunea) Posibilitatea acțiunii contradictorii 93 Mediu extern de reacție Copyright Central Design Bureau BIBCOM OJSC & Kniga-Service Agency LLC Controlul reacțiilor chimice este posibil doar pe baza înțelegerii legilor pe care le respectă. Ar trebui să se bazeze pe cunoașterea cineticii chimice și a termodinamicii - atât termodinamica clasică a proceselor de echilibru ale sistemelor izolate, cât și termodinamica modernă a sistemelor deschise de neechilibru, în care sunt posibile fenomene de autoorganizare. Întrebări pentru autocontrol 1. Dați exemple de reacții care au loc la viteze mari și mici. 2. Definiți energia de activare. 3. Cum se va schimba viteza de reacție când este încălzită de la 20o la 50o dacă coeficientul Van't Hoff este 2? 4. Calculați coeficientul van't Hoff dacă viteza de reacție a crescut de 27 de ori când temperatura a trecut de la 20o la 50o. 5. A căror concentrație de substanțe nu este inclusă în expresia pentru viteza și constanta de echilibru a reacției: FeO3 + 3CO 2Fe + 3CO2 6. Ce factori vor ajuta la deplasarea echilibrului reacției către formarea produsului de reacție: 2H2 + O2 \u003d 2H2O + 571 kJ / mol. ∆H = – 571 kJ/mol REFERINȚE De bază 1. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 2. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame /G. E. Ryazanova. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. Suplimentar 1. Barkovsky, E.V. Chimie generală: Curs de prelegeri / E.V. Barkovsky, S.V. Tkaciov. - Minsk: BSMU, 2009. - 132 p. 2. Trubetskov, D.I. Introducere în teoria auto-organizării sistemelor deschise. /DI. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasichkov. - M.: Editura de Literatură Fizică și Matematică, 2002. - 200 p. 3. Ruzavin, G.I. Probleme simple și complexe în evoluția științelor. //G.I. Ruzavin. - Întrebări de filozofie. - 2008. Nr 3. - str. 102. 94 Copyright JSC „TsKB „BIBCOM” & OOO „Agency Book-Service” REFERINȚE 1. Agafoshin, N.P. Legea periodică și sistemul periodic D.I. Mendeleev. /N.P.Agafoshin - M .: Educație, 1973. - 208 p. 2. Barkovsky, E.V. Chimie generală: Curs de prelegeri / E.V. Barkovsky, S.V. Tkaciov. - Minsk: BSMU, 2009. - 132 p. 3. Vlasov, V.M. Greșeli care duc la o explozie / V.M. Vlasov // Chimie și viață. - 2006. - Nr. 7. str. 60. 4. Gelfman, M.I. Chimie anorganică / M.I. Gelfman, V.P. Yustratov. - Sankt Petersburg: Izdvo „Lan”, 2009. - 528 p. 5. Glinka, N.L. Chimie generală /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 6. Guzey, L.S. Chimie generală /L.S. Guzey, V.N. Kuznetsov, A.S. Guzey. - M.: Editura Universității de Stat din Moscova, 1999. - 333 p. 7. Dmitriev, S.N. Identificarea chimică și studiul proprietăților metalelor supergrele. Evoluția sistemului periodic D.I. Mendeleev / S.N. Dmitriev - Rezumate ale celui de-al XVIII-lea Congres Mendeleev de chimie generală și aplicată: În 5 volume; v.1. - M.: Frontieră, 2007. - P. 47. 8. Egorov, V.V. Chimie ecologică. /V.V. Egorov. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 192 p. 9. Klinskiy, G.D. Chimie anorganică /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. - M: Editura Academiei Agricole din Moscova, 2001. - 384 p. 10. Knyazev, D.A. Chimie anorganică / D.A. Knyazev, S.N. Smarygin - M .: Bustard, 2004. - 592 p. 11. Lensky, A.S. Introducere în chimia bioanorganică și biofizică / A.S. Lensky. - M.: Şcoala superioară, 1989. - 256 p. 12. Mineev, V.G. În apărarea nitraților și fosfaților / V.G. Mineev // Chimie și viață. - 2008. Nr 5. - P. 20. 13. Naydysh, V.M. Concepte ale științelor naturale moderne. /V.M. Naydysh. – M.: Alfa-M; INFRA-M, 2004, - 622 p. 14. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Uch.posobie / ed. V.V. Egorova. - Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. - 320 p. 15. Ruzavin, G.I. Probleme simple și complexe în evoluția științelor. //G.I. Ruzavin. - Întrebări de filozofie. - 2008. Nr 3. - str. 102. 16. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006. - 172 p. 17. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. - Saratov: FGOU VPO „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 - 284 p. 18. Sirotkin O.S. Chimia în locul ei / O.S. Sirotkin // Chimie și viață. - 2003. - Nr. 5. - P. 26. 19. Trubetskov, D.I. Introducere în teoria auto-organizării sistemelor deschise. / D.I. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasichkov. - M.: Editura de Literatură Fizică și Matematică, 2002. - 200 p. 20. Ugay, Ya.A. Chimie generală și anorganică / Ya.A. Wow. - M.: Şcoala superioară, 2004. - 528 p. 95 Drepturi de autor OJSC „Biroul Central de Proiectare „BIBCOM” & LLC „Serviciul de carte de agenție” CUPRINS Introducere .............................. ................. ................................ ................ ................................. ..... 3 Cursul 1. Concepte de bază și legile de bază ale chimiei.................................. .. 4 1.1. Obiectivele studiului disciplinei ................................................ ............................................. 4 1.2. Importanța chimiei pentru agricultură ............................................. ............. ........ 4 1.3. Subiectul de chimie ............................................................. .................................................. 5 1.4 . Dialectica conceptelor de bază și a legilor chimiei.................................................. ..... 5 1.5. Metode de studiu a chimiei .................................................. .................................................. 8 Întrebări de autoevaluare ............................................. .................................................. .. 11 Referințe ................................................. . ................................................. ............... 12 Cursul 2. Doctrina modernă a structurii atomului .......... ............ ....... 13 2.1. Dialectica ideilor despre structura atomului............................................. ...... 13 2.2. Modelul cuantic-mecanic modern al structurii atomului.... 14 2.3. Formule electronice ale elementelor .................................................. .................................................. 17 Întrebări de autoevaluare ............................................. . ................................................. .20 Referințe ................................................ .................................................. ............... 20 Curs 3. Drept periodic și sistem periodic D.I. Mendeleev .................................................. .......................................................... .......... 21 3.1 . Legea periodică și sistemul periodic al elementelor D.I. Mendeleev - baza chimiei moderne .................................................. ... ... 21 3.2. Structura sistemului periodic.................................................. ............................... 23 3.3. Algoritm pentru caracteristicile generale ale unui atom al unui element ....................................... ... 24 3.4. Periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor și compușilor acestora .................. 27 Întrebări pentru autocontrol ............. ................ ................................. ................ ..... 30 Referințe ........................... ............................. ................................. ................... .. 30 Curs 4. Manifestarea legii periodice în proprietățile acido-bazice ale compușilor anorganici ............ ....................................... ........... .............. 32 4.1. Relația genetică a principalelor clase de compuși anorganici....... 32 4.2. Proprietăţile chimice ale oxizilor, bazelor, acizilor şi sărurilor .............................. 33 4.3. Periodicitatea modificărilor proprietăților acido-bazice ale substanțelor chimice ........................................ ....................... ................................. ...................... 39 4.4. Probleme de competență profesională ................................................................ ................ .. 40 Întrebări pentru autocontrol .......................... ..................... ................................ .. 40 Referințe .......... .................................... ............. .................................. 41 Cursul 5 . Legatura chimica .......................................................... ............ ...................... 43 5.1. Idei moderne despre legătura chimică ............................................. .. 43 5.2. Principalele prevederi ale metodei legăturilor de valență (MVS) W. Geytler și F. London (1927) ............................ ................................................... .......... 43 5.2.1. Mecanisme de formare a unei legături covalente ................................................ 43 5.2.2. Legătură covalentă ................................................ .. .................................. 44 5.2.3. Varietăți de legături chimice .................................................. ................ ........ 45 5.2.4. Tipuri de legături chimice .................................................. ................. ...................... 46 5.2.5. Gradul de ionicitate al legăturii .................................................. ......... ....................... 46 5.2.6. Hibridarea orbitalilor atomici .................................................. ...................... ...... 48 5.2.7. Conexiune metalică ................................................. ............................................................. 50 5.2.8. Legătura de hidrogen ............................................... . ............................. 50 5.3. Conceptul metodei orbitalilor moleculari ............................ ......................................... 50 96 Copyright OJSC „Biroul central de proiectare” BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" Întrebări pentru autocontrol..... .............................. ................................................... .......... 52 Referințe ................................. ........ ......................................... ......... .............. 52 Cursul 6. Teoria modernă a soluțiilor ............................ .. ................................................. 53 6.1. Clasificarea sistemelor dispersate .................................................. ................ ................... 53 6.2. Metode de exprimare a compoziției soluțiilor ................................................ ... .............. 54 6.3. Concentrația soluției în sol și osmoza ............................................. ...... 54 6.4. Soluții de electroliți ................................................. ................. ................................ ............... 55 6.4.1. Soluții apoase ............................................................. ................. ................................ .............. 55 6.4.2. Teoria disocierii electrolitice.................................................. ................. .. 56 6.4.3. Caracteristicile cantitative ale disocierii electrolitice.................................................. ................. ................................ ............. .......... 57 6.4.4. Proprietățile electroliților puternici .................................................. ............................. 58 6.4.5. Tipuri de electroliți ............................................................. ................................................... 59 6.4.6. Disocierea electroliților ............................................................. ... ....................... 60 6.4.7. Reacții în soluții de electroliți.................................................. ............. .............. 61 6.4.8. Hidroliza sării ............................................................. .............................................................. ............... 61 6.4.9. Produs ionic al apei. Indicator de hidrogen pH ....................... 62 6.4.10. Semnificația soluțiilor ............................................................. .... ................................................. ... 64 Întrebări de autoevaluare ............................. ............ ..................................... ............. ............ 64 Referințe .................................. ................................................... .. ............................... 65 Curs 7. Reacții redox ........... ............................. ................................. 66 7.1. Teoria modernă a reacțiilor redox (ORR) ...... 66 7.1.1. Semnificația proceselor redox .......................................... 66 7.1.2 . Principalele prevederi ale teoriei OVR. ................................................. . ....... 67 7.1.3. Calculul stării de oxidare a unui element............................................. ..................... 68 7.1.4. Algoritm pentru caracterizarea proprietăților redox ale compușilor complecși.................................................. ......................... ......................... .......................... 70 7.1.5. Tipuri de reacții redox............................................. ...... 70 7.2. Algoritmi pentru compilarea ecuațiilor reacțiilor redox .................................................. ................................................... ............................. ................................. 71 7.2.1. Algoritm de compilare a ecuației OVR folosind metoda balanței electronice ....................................... ....................... ................................. ...................... 71 7.2.2. Compilarea ecuației OVR prin metoda electron-ion (metoda semireacției) ............................. ............................................................. ............................ .... 71 7.3. Proprietățile redox ale compușilor elementelor biogene .................................................. ................................................... .............................................. 73 7.4. Potențiale redox. Direcția RIA ................................. 74 Întrebări pentru autocontrol ........... ................................................... .............. ...... 75 Referințe ........................ ....................... ................................. ...................... ......... 75 Curs 8. Compuși complecși ............. ....................... ................................. .................... 76 8.1. O scurtă istorie a compușilor complecși (CS) ............................................... ........... 76 8.2. Teoria coordonării lui Werner și conceptele moderne .................................. 77 8.2.1. Compoziția moleculelor compuși complecși ............................................... .............. 78 8.2.2. Nomenclatura compușilor complecși .................................................. .................... 79 8.3. Legătura chimică în compuși complecși ................................................ ... 80 8.4. Disocierea electrolitică a compuşilor complecşi ................................................ 81 Întrebări pt autocontrol ................................................................. ............................. ................................. .... 84 Referințe ............................................. .. ................................................ . ................................. 84 97 Copyright JSC „Central Design Bureau „BIBCOM” & LLC „Agenție Book-Service” Curs 9. Cinetică chimică. echilibru chimic. ................................................. 85 9.1. Conceptul de cinetică chimică ............................................. .......... ......................... 85 9.2. Viteza unei reacții chimice ............................................. ........ ................................. 85 9.3. Factori care afectează viteza unei reacții chimice ................................................ .......... 86 9.3.1. Influența concentrației asupra vitezei de reacție ................................................ ............... 87 9.3.2. Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție ................................................ .... 88 9.3.3. Influenţa catalizatorilor asupra vitezei unei reacţii chimice .................................. 89 9.4. Conceptul de reacții oscilatorii ................................................ ....... .................... 90 9.5. echilibru chimic. Posibilitati de control al proceselor chimice ................................................ ..................... ................................ .................... .................. 91 9.5.1. Conceptul de echilibru chimic ............................................................. .............. ............. 91 9.5.2. Principiul lui Le Chatelier ............................................................. .................................................. 91 9.5.3. Elemente de termochimie ............................................................. ................................................... 92 9.6. Posibilitati de control al proceselor chimice.................................................. .. 93 Întrebări de autoevaluare.... ........................................ .......... .................................. 94 Referințe .... .......................................................... .......................... ................................ ............ 94 Lista bibliografică .................. ................. ................................ .................. ............. 95 Cuprins ................................ ................. ................................ .................. ............................... 96 98

Capitolul 1.

Modele chimice și ecologice generale.

Unde începe chimia?

Este aceasta o întrebare grea? Fiecare va răspunde în felul său.

În liceu, elevii studiază chimia pentru un număr de ani. Mulți se descurcă destul de bine la examenele finale la chimie. In orice caz…

Conversațiile cu solicitanții și apoi cu studenții din primul an indică faptul că cunoștințele reziduale de chimie după liceu sunt nesemnificative. Unii sunt confuzi în diverse definiții și formule chimice, în timp ce alții nici măcar nu pot reproduce conceptele și legile de bază ale chimiei, ca să nu mai vorbim de conceptele și legile ecologiei.

Nu au început niciodată chimia.

Chimia, aparent, începe cu o stăpânire profundă a fundamentelor sale și, mai presus de toate, a conceptelor și legilor de bază.

1.1. Concepte chimice de bază.

În tabelul lui D.I. Mendeleev, există numere lângă simbolul elementului. Un număr indică numărul atomic al elementului, iar a doua masă atomică. Numărul de serie are propriul său sens fizic. Despre asta vom vorbi mai târziu, aici ne vom concentra pe masa atomică și ne vom evidenția în ce unități se măsoară.

Trebuie remarcat imediat că masa atomică a elementului dat în tabel este o valoare relativă. 1/12 din masa unui atom de carbon, un izotop cu un număr de masă de 12, a fost luată ca unitate a mărimii relative a masei atomice și a fost numită unitatea de masă atomică /amu/. Prin urmare, ora 1 a.m.u. este egal cu 1/12 din masa izotopului de carbon 12 C. Și este egal cu 1,667 * 10 -27 kg. / Masa absolută a unui atom de carbon este 1,99 * 10 -26 kg. /

Masă atomică, dată în tabel, este masa atomului, exprimată în unități de masă atomică. Valoarea este adimensională. Mai exact, pentru fiecare element, masa atomică arată de câte ori masa unui atom dat este mai mult sau mai mică de 1/12 din masa unui atom de carbon.

Același lucru se poate spune despre greutatea moleculară.

Masa moleculara este masa moleculei exprimată în unități de masă atomică. Valoarea este de asemenea relativă. Greutatea moleculară a unei anumite substanțe este egală cu suma maselor atomilor tuturor elementelor care alcătuiesc molecula.

Un concept important în chimie este conceptul de „aluniță”. cârtiță- o astfel de cantitate dintr-o substanță care conține 6,02 * 10 23 unități structurale /atomi, molecule, ioni, electroni etc./. Un mol de atomi, un mol de molecule, un mol de ioni etc.

Masa unui mol dintr-o substanță dată se numește masa sa molară / sau molară /. Se măsoară în g/mol sau kg/mol și este notat cu litera „M”. De exemplu, masa molară a acidului sulfuric M H 2 SO4 \u003d 98 g / mol.

Următorul concept este „echivalent”. Echivalent/E/ este o astfel de cantitate de greutate a unei substanțe care interacționează cu un mol de atomi de hidrogen sau înlocuiește o astfel de cantitate în reacții chimice. Prin urmare, echivalentul hidrogenului E H este egal cu unu. /E H = 1/. Echivalentul de oxigen E O este egal cu opt /E O =8/.

Se face o distincție între echivalentul chimic al unui element și echivalentul chimic al unei substanțe complexe.

Echivalentul elementului este o valoare variabilă. Depinde de masa atomică /A/ și de valența /B/ pe care o are elementul într-un anumit compus. E=A/V. De exemplu, să determinăm echivalentul de sulf în oxizi SO 2 și SO 3. În SO 2 E S \u003d 32/4 \u003d 8, iar în SO 3 E S \u003d 32/6 \u003d 5,33.

Masa molară a echivalentului, exprimată în grame, se numește masă echivalentă. Prin urmare, masa echivalentă a hidrogenului ME H = 1g/mol, masa echivalentă a oxigenului ME O = 8g/mol.

Echivalentul chimic al unei substanțe complexe /acid, hidroxid, sare, oxid/ este cantitatea de substanță corespunzătoare care interacționează cu un mol de atomi de hidrogen, adică. cu un echivalent de hidrogen sau înlocuiește acea cantitate de hidrogen sau orice altă substanță în reacții chimice.

Echivalent acid/E K / este egal cu coeficientul de împărțire a greutății moleculare a acidului la numărul de atomi de hidrogen implicați în reacție. Pentru acidul H 2 SO 4, atunci când ambii atomi de hidrogen reacţionează H 2 SO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO + 2H 2 O, echivalentul va fi egal cu E H 2 SO4 \u003d M H 2 SO 4 / n H \u003d 98/ 2 \u003d 49

Echivalent hidroxid /E hidr. / este definit ca coeficientul de împărțire a greutății moleculare a hidroxidului la numărul de grupări hidroxo care reacţionează. De exemplu, echivalentul NaOH va fi egal cu: E NaOH \u003d M NaOH / n OH \u003d 40/1 \u003d 40.

Echivalent de sare Sarea /E / poate fi calculată prin împărțirea greutății sale moleculare la produsul dintre numărul de atomi de metal care reacționează și valența acestora. Deci, echivalentul sării de Al 2 (SO 4) 3 va fi egal cu E Al 2 (SO 4) 3 \u003d M Al 2 (SO 4) 3 / 6 \u003d 342 / 2.3 \u003d 342 / 6 \u003d 57 .

Echivalent de oxid/ E ok / poate fi definit ca suma echivalentelor elementului corespunzător și oxigenului. De exemplu, echivalentul CO 2 ar fi este egală cu suma echivalenți de carbon și oxigen: E CO 2 \u003d E C + E O \u003d 3 + 8 \u003d 7.

Pentru substante gazoase este convenabil să se utilizeze volume echivalente /E V /. De la ora conditii normale un mol de gaz ocupă un volum de 22,4 litri, apoi pe baza acestei valori, este ușor de determinat volumul echivalent al oricărui gaz. Luați în considerare hidrogenul. Masa molară a hidrogenului 2 g ocupă un volum de 22,4 l, apoi masa sa echivalentă de 1 g ocupă un volum de 11,2 l/sau 11200 ml/. Prin urmare, E V H \u003d 11,2 litri. Volumul echivalent de clor este de 11,2 l /E VCl \u003d 11,2 l /. Volumul echivalent de CO este de 3,56 /E VC O \u003d 3,56 l /.

Echivalentul chimic al unui element sau al unei substanțe complexe este utilizat în calculele stoichiometrice ale reacțiilor de schimb, iar în calculele corespunzătoare ale reacțiilor redox sunt deja utilizați echivalenți de oxidare și reducere.

Echivalent de oxidare este definit ca coeficientul de împărțire a greutății moleculare a agentului de oxidare la numărul de electroni pe care îi acceptă într-o reacție redox dată.

Echivalentul de reducere este egal cu greutatea moleculară a agentului reducător împărțit la numărul de electroni pe care îi donează în reacția dată.

Scriem reacția redox și determinăm echivalentul agentului de oxidare și al agentului reducător:

5N 2 caS + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 \u003d S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5Na 2 SO 4 + 8H 2 O

Agentul de oxidare în această reacție este permanganatul de potasiu. Echivalentul agentului de oxidare va fi egal cu masa de KMnO 4 împărțită la numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare în reacție (ne=5). E KMnO 4 \u003d M KMnO 4 /ne \u003d 158/5 \u003d 31,5. Masa molară a echivalentului agentului oxidant KMnO 4 într-un mediu acid este de 31,5 g/mol.

Echivalentul agentului reducător Na 2 S va fi: E Na 4 S \u003d M Na 4 S /ne \u003d 78/2 \u003d 39. Masa molară a echivalentului Na 2 S este de 39 g/mol.

În procesele electrochimice, în special în electroliza substanţelor, este utilizat echivalentul electrochimic. Echivalentul electrochimic este definit ca coeficientul de împărțire a echivalentului chimic al substanței eliberate la electrod la numărul Faraday /F/. Echivalentul electrochimic va fi discutat mai detaliat în paragraful corespunzător al cursului.

Valenţă. Când atomii interacționează, se formează o legătură chimică între ei. Fiecare atom poate forma doar un anumit număr de legături. Numărul de conexiuni predetermina acest lucru proprietate unică fiecare element, care se numește valență. În cea mai generală formă, valența este capacitatea unui atom de a forma o legătură chimică. Unitatea de valență este o legătură chimică pe care o poate forma un atom de hidrogen. În acest sens, hidrogenul este un element monovalent, iar oxigenul este un element divalent, deoarece. Nu mai mult de doi hidrogeni pot forma o legătură cu un atom de oxigen.

Capacitatea de a determina valența fiecărui element, inclusiv într-un compus chimic, este o condiție necesară pentru stăpânirea cu succes a unui curs de chimie.

Valence este, de asemenea, în contact cu un astfel de concept de chimie ca starea de oxidare. Starea de oxidare este înțeleasă ca fiind sarcina pe care un element o are într-un compus ionic sau pe care ar avea-o într-un compus covalent dacă perechea de electroni comună a mingii ar fi deplasată complet la un element mai electronegativ. Starea de oxidare are nu numai o expresie numerică, ci și semnul de sarcină corespunzător (+) sau (-). Valency nu are aceste semne. De exemplu, în H2SO4, starea de oxidare este: hidrogen +1, oxigen -2, sulf +6 și, respectiv, valența va fi 1, 2, 6.

Valențele și starea de oxidare în valori numerice nu coincid întotdeauna ca mărime. De exemplu, într-o moleculă de etanol CH3-CH2-OH, valența carbonului este 6, hidrogenul 1, oxigenul 2, iar starea de oxidare, de exemplu, a primului carbon este -3, al doilea este -1: -3CH3--1CH2-OH.

1.2. Concepte ecologice de bază.

Recent, conceptul de „ecologie” este profund încorporat în conștiința noastră. Acest concept, introdus încă în 1869 de E. Haeckel / provine din greacă oikos- casa, locul, locuinta, logos- predarea / deranjează tot mai mult umanitatea.

în manualele de biologie ecologie definită ca știința relației dintre organismele vii și mediul lor. O definiție practic consonantă a ecologiei este dată de B. Nebel în cartea sa „The Science of the Environment” - Ecologia este știința diferitelor aspecte ale interacțiunii organismelor între ele și cu mediul. În alte surse, puteți găsi o interpretare mai largă. De exemplu, Ecologie - 1/. Știința care studiază relația dintre organismele și agregatele lor sistemice și mediul; 2/. Un set de discipline științifice care investighează relația structurilor biologice sistemice /de la macromolecule la biosferă/ dintre ele și cu mediul; 3/. O disciplină care studiază legile generale de funcționare a ecosistemelor de diferite niveluri ierarhice; patru/. O știință complexă care studiază habitatul organismelor vii; 5/. Studiul poziției omului ca specie în biosfera planetei, conexiunile sale cu sistemele ecologice și impactul asupra acestora; 6/. Știința supraviețuirii în mediu. /N.A.Agidzhanyan, V.I.Torshik. Ecologie umană./. Cu toate acestea, termenul „ecologie” înseamnă nu numai ecologia ca știință, ci însăși starea mediului și impactul acestuia asupra oamenilor, florei și faunei.

Manualul este destinat școlarilor, solicitanților și profesorilor. Manualul prezintă într-un mod concis, dar informativ și clar fundații moderne chimie. Acestea sunt elementele de bază pe care fiecare absolvent de liceu trebuie să le înțeleagă și sunt absolut esențiale pentru oricine se consideră un student la chimie, medicină sau biologie al secolului XXI.

Teoria atomo-moleculară.
Teoria atomo-moleculară a structurii materiei a apărut ca urmare a încercărilor oamenilor de știință de a rezolva două întrebări principale. 1) Din ce sunt alcătuite substanțele? 2) De ce sunt substanțele diferite și de ce unele substanțe se pot transforma în altele? Principalele prevederi ale acestei teorii pot fi formulate astfel:
1. Toate substanțele sunt formate din molecule. O moleculă este cea mai mică particulă a unei substanțe care are proprietățile sale chimice.
2. Moleculele sunt formate din atomi. Un atom este cea mai mică particulă a unui element din compușii chimici. elemente diferite corespund unor atomi diferiți.
3. În reacțiile chimice, moleculele unor substanțe sunt transformate în molecule ale altor substanțe. Atomii nu se modifică în reacțiile chimice.

Să luăm în considerare pe scurt istoria creării și dezvoltării teoriei atomo-moleculare.
Atomii au fost inventați în Grecia în secolul al V-lea. î.Hr e. Filosoful Leucip s-a întrebat dacă fiecare parte a materiei, oricât de mică, ar putea fi împărțită în părți și mai mici. Leucip credea că, ca urmare a unei astfel de diviziuni, este posibil să se obțină o particule atât de mici, încât o diviziune ulterioară devine imposibilă. Studentul lui Leucip, filozoful Democrit, a numit aceste particule minuscule „atomi”. El credea că atomii fiecărui element au o dimensiune și o formă specială și că acest lucru explică diferențele dintre proprietățile elementelor. Substanțele pe care le vedem și le simțim sunt compuși ai atomilor. diverse elemente, iar prin schimbarea naturii acestui compus, o substanță poate fi transformată în alta. Democrit a creat teoria atomică aproape în formă modernă. Totuși, această teorie este doar rodul unor reflecții filosofice, neconfirmate de observații experimentale.

CUPRINS
Prefață 3
PARTEA 1. CHIMIE TEORETICĂ 5
CAPITOLUL 1. Concepte de bază și legi ale chimiei 5
§ 1.1. disciplina chimie 5
§1.2. Teoria atomo-moleculară 7
§ 1.3. Legea conservării masei și energiei 10
§ 1.4. Legea periodică 12
§ 1.5. Concepte de bază ale chimiei 14
§ 1.6. Raporturi stoichiometrice în chimie 18
§ 1.7. Legile gazelor 19
CAPITOLUL 2. Structura atomului 22
§ 2.1. Dezvoltarea ideilor despre structura complexă a atomului 22
§ 2.2. Numerele cuantice de electroni 25
§ 2.3. Distribuția electronilor în atomi 28
§ 2.4. Transformări radioactive 33
§ 2.5. Periodicitatea proprietăților atomilor elementelor 37
CAPITOLUL 3. Legătura chimică și structura moleculelor 41
§ 3.1. Natura legăturii chimice 41
§ 3.2. Legatura covalenta 44
§ 3.3. Legătura ionică 48
§ 3.4. Legătura metalică 50
§ 3.5. Legături chimice intermoleculare 51
§ 3.6. Valența și starea de oxidare 55
§ 3.7. Structura spațială a moleculelor 58
CAPITOLUL 4. Stările materiei 63
§ 4.1. Proprietăți caracteristice gaze, lichide și solide 63
§ 4.2. Diagramele de fază ale substanțelor 66
§ 4.3. Gaze 68
§ 4.4. Lichide 70
§ 4.5. Substante cristaline 73
§ 4.6. Diverse forme de existență a substanțelor 80
CAPITOLUL 5. Efectele energetice ale reacțiilor chimice 81
§ 5.1. Eliberarea și absorbția energiei în reacții chimice 81
§ 5.2. Reacții exoterme și endoterme. Legea termochimică a lui Hess 87
CAPITOLUL 6. Cinetica reacțiilor chimice 93
§ 6.1. Concepte și postulate de bază ale cineticii chimice 93
§ 6.2. Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție 97
§ 6.3. Cataliza 99
CAPITOLUL 7. Echilibrul chimic 103
§ 7.1. Determinarea stării de echilibru 103
§ 7.2. Constanta de echilibru chimic 105
§ 7.3. Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier 108
§ 7.4. Despre condițiile optime de obținere a substanțelor la scară industrială 111
CAPITOLUL 8 Soluții 114
§ 8.1. Dizolvarea ca proces fizic și chimic 114
§ 8.2. Factori care afectează solubilitatea substanțelor 117
§ 8.3. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor 121
CAPITOLUL 9. Disocierea electrolitică și reacțiile ionice în soluții 122
§ 9.1. Electroliții și disocierea electrolitică 122
§ 9.2. Gradul de disociere. Electroliți puternici și slabi. Constanta de disociere 123
§ 9.3. Ecuațiile reacției ionice 126
§ 9.4. Hidroliza sării 128
CAPITOLUL 10. Principalele tipuri de reacții chimice 129
§ 10.1. Simbolismul și semnele de clasificare ale reacțiilor 129
§ 10.2. Clasificarea în funcție de numărul și compoziția reactivilor și a produselor de reacție 131
§ 10.3. Clasificarea reacțiilor în funcție de caracteristicile fazelor 136
§ 10.4. Clasificarea reacțiilor în funcție de tipul de particule transportate 137
§ 10.5. Reacții chimice reversibile și ireversibile 138
CAPITOLUL 11. Procese redox 140
§ 11.1. Reacții redox 140
§ 11.2. Selectarea coeficienților stoichiometrici în OVR 144
§ 11.3. Potențiale standard OVR 148
§ 11.4. Electroliza soluțiilor și topiturii electroliților 152
PARTEA II. CHIMIE ANORGANICA 154
CAPITOLUL 12 caracteristici generale compuși anorganici, clasificarea și nomenclatura lor 154
§ 12.1. Oxizi 155
§ 12.2. Baze (hidroxizi metalici) 158
§ 12.3. Acizi 160
§ 12.4. Săruri 165
CAPITOLUL 13. Hidrogen 168
§ 13.1. Structura atomului și poziția în sistemul periodic D.I. Mendeleev 168
§ 13.2. Proprietățile chimice ale hidrogenului 171
§ 13.3. Producția de hidrogen și aplicarea acestuia 173
§ 13.4. Oxizi de hidrogen 174
CAPITOLUL 14. Halogeni 178
§ 14.1. Proprietățile fizice ale halogenilor 178
§ 14.2. Proprietățile chimice și producția de halogeni 180
§ 14.3. Halogenuri de hidrogen, acizi hidrohalici și sărurile acestora 185
§ 14.4. Compuși halogenați oxigenați 187
CAPITOLUL 15. Calcogeni 190
§ 15.1. Caracteristici generale 190
§ 15.2. Substanțe simple 191
§ 15.3. Compuși ai sulfului 196
CAPITOLUL 16. Subgrupul de azot 204
§ 16.1. Caracteristici generale 204
§ 16.2. Proprietățile substanțelor simple 205
§ 16.3. Amoniac. fosfină. Halogenuri de fosfor 207
§ 16.4. oxizi de azot. Acizii nitric și azotos 210
§ 16.5. Oxizii și acizii fosforului 214
CAPITOLUL 17. Subgrupul de carbon 218
§ 17.1. Caracteristici generale 218
§ 17.2. Carbon 219
§ 17.3. Oxizii de carbon 223
§ 17.4. Acidul carbonic și sărurile sale 226
§ 17.5. Siliciu 228
§ 17.6. Compuși de siliciu cu o stare de oxidare de +4 230
§ 17.7. Compuși de siliciu cu o stare de oxidare de -4 233
CAPITOLUL 18. Proprietățile metalelor s și ale compușilor lor 234
§ 18.1. Caracteristici generale 234
§ 18.2. Proprietățile chimice ale metalelor 236
§ 18.3. Compuși ai metalelor s 239
CAPITOLUL 19. Aluminiu și bor 240
§ 19.1. Caracteristici generale 240
§ 19.2. Proprietăți și producție de substanțe simple 242
§ 19.3. Compuși de bor și aluminiu 247
CAPITOLUL 20. Metale de tranziție majore 249
§ 20.1. Caracteristici generale 249
§ 20.2. Cromul și compușii săi 251
§ 20.3. Manganul și compușii săi 253
§ 20.4. Triada de fier 255
§ 20.5. Producția de fier și oțel 258
§ 20.6. Cuprul și compușii săi 261
§ 20.7. Zincul și compușii săi 263
§ 20.8. Argintul și compușii săi 264
CAPITOLUL 21. Gaze nobile 265
§ 21.1. Caracteristici generale 265
§ 21.2. Compușii chimici ai gazelor nobile 267
§ 21.3. Aplicații ale gazelor nobile 269
PARTEA III. CHIMIE ORGANICA 271
CAPITOLUL 22. Concepte de bază și regularități în chimia organică 271
§ 22.1. Subiectul de chimie organică 271
§ 22.2. Clasificarea compușilor organici 272
§ 22.3. Nomenclatura compușilor organici 274
§ 22.4. Izomeria compușilor organici 278
§ 22.5. Efectele electronice și reactivitatea compușilor organici 279
§ 22.6. Caracteristici generale 281
CAPITOLUL 23. Hidrocarburi saturate 283
§ 23.1. Alcani 283
§ 23.2. Cicloalcani 286
CAPITOLUL 24. Alchene și alcadiene 289
§ 24.1. Alchenele 289
§ 24.2. Hidrocarburi diene 293
CAPITOLUL 25. Alchine 295
§ 25.1. Caracteristici generale 295
§ 25.2. Preparare și proprietăți chimice 296
CAPITOLUL 26
§ 26.1. Caracteristici generale 300
§ 26.2. Preparare și proprietăți chimice 303
§ 26.3. Orientanți (înlocuitori) de primul și al doilea fel 308
CAPITOLUL 27. Alcool și fenoli 310
§ 27.1. Caracteristici generale 310
§ 27.2. Alcooli monohidroxilici 311
§ 27.3. Alcooli polihidroxilici 315
§ 27.4. Fenoli 316
CAPITOLUL 28. Aldehide și cetone 321
§ 28.1. Caracteristici generale 321
§ 28.2. Modalități de a obține 323
§ 28.3. Proprietăți chimice 324
CAPITOLUL 29. Acizii carboxilici 327
§ 29.1. Clasificare, nomenclatură și izomerie 327
§ 29.2. Acizi carboxilici limitatori monobazici 334
§ 29.3. Acizi carboxilici monobazici nesaturați 339
§ 29.4. Acizi carboxilici aromatici 342
§ 29.5. Acizi carboxilici dibazici 343
CAPITOLUL 30. Derivaţii funcţionali ai acizilor carboxilici 345
§ 30.1. Clasificarea derivatelor funcționale 345
§ 30.2. Anhidride ale acizilor carboxilici 346
§ 30.3. Halogenuri de acid carboxilic 348
§ 30.4. Amide ale acizilor carboxilici 350
§ 30.5. Esteri 352
§ 30.6. Grasimi 353
CAPITOLUL 31. Glucide (zaharuri) 357
§ 31.1. Monozaharide 357
§ 31.2. Reprezentanți individuali ai monozaharidelor 363
§ 31.3. Oligozaharide 366
§ 31.4. Polizaharide 368
CAPITOLUL 32. Amine 371
§ 32.1. Limitarea aminelor alifatice 371
§ 32.2. anilina 375
CAPITOLUL 33 Peptide. Veverițe 377
§ 33.1. Aminoacizi 377
§ 33.2. Peptide 381
§ 33.3. Veverițe 383
CAPITOLUL 34. Compuși heterociclici care conțin azot 387
§ 34.1. Heterocicluri cu șase membri 387
§ 34.2. Compuși cu un inel cu cinci membri 390
CAPITOLUL 35. Acizii nucleici 393
§ 35.1. Nucleotide și nucleozide 393
§ 35.2. Structura acizilor nucleici 395
§ 35.3. Rolul biologic al acizilor nucleici 398
CAPITOLUL 36. Compuși macromoleculari sintetici (polimeri) 400
§ 36.1. Caracteristici generale 400
§ 36.2. Materiale plastice 402
§ 36.3. Fibra 404
§ 36.4. Cauciucuri 405
Lectură recomandată 410.

M.: Liceu, 2002. - 415p.

Manualul este destinat școlarilor, solicitanților și profesorilor. Manualul prezintă bazele moderne ale chimiei într-o manieră concisă, dar informativă și clară. Acestea sunt elementele de bază pe care fiecare absolvent de liceu trebuie să le înțeleagă și sunt absolut esențiale pentru oricine se consideră un student la chimie, medicină sau biologie al secolului XXI.

Format: pdf

Marimea: 1 3,4 MB

Descarca: drive.google

Format: djvu

Marimea: 5 MB

Descarca: yandex.disc

CUPRINS

cuvânt înainte ...................... 3

PARTEA 1. CHIMIE TEORETICĂ ............ 5

CAPITOLUL 1. Concepte de bază și legile chimiei.......... 5

§ 1.1. Subiectul de chimie............ 5

§1.2. Teoria atomo-moleculară....................... 7

§ 1.3. Legea conservării masei și energiei .......... 10

§ 1.4. Dreptul periodic ............... 12

§ 1.5. Concepte de bază ale chimiei .............. 14

§ 1.6. Raporturi stoichiometrice în chimie ........ 18

§ 1.7. Legile gazelor .................. 19

CAPITOLUL 2 Structura atomului................. 22

§ 2.1. Dezvoltarea ideilor despre structura complexă a atomului .... 22

§ 2.2. Numerele cuantice de electroni .............. 25

§ 2.3. Distribuția electronilor în atomi .......... 28

§ 2.4. Transformări radioactive .............. 33

§ 2.5. Periodicitatea proprietăților atomilor elementelor ....... 37

CAPITOLUL 3 Legătura chimică și structura moleculară......... 41

§ 3.1. Natura legăturii chimice .............. 41

§ 3.2. Legătura covalentă ................ 44

§ 3.3. Legătura ionică .............. 48

§ 3.4. Racord metalic ................ 50

§ 3.5. Legături chimice intermoleculare.......... 51

§ 3.6. Valenta si starea de oxidare ........... 55

§ 3.7. Structura spațială a moleculelor.......... 58

CAPITOLUL 4 Stările materiei................ 63

§ 4.1. Proprietăţile caracteristice ale gazelor, lichidelor şi solidelor... 63

§ 4.2. Diagramele de fază ale substanțelor .............. 66

§ 4.3. Gaze ........................ 68

§ 4.4. Lichide .................. 70

§ 4.5. Substante cristaline .............. 73

§ 4.6. Diverse forme de existență a substanțelor ....... 80

CAPITOLUL 5 Efectele energetice ale reacțiilor chimice...... 81

§ 5.1. Eliberarea și absorbția energiei în reacții chimice.. 81

§ 5.2. Reacții exoterme și endoterme. Termochimic

Legea lui Hess................. 87

CAPITOLUL 6 Cinetica reacțiilor chimice............ 93

§ 6.1. Concepte de bază și postulate ale cineticii chimice... 93

§ 6.2. Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție ........ 97

§ 6.3. Cataliza.................. 99

CAPITOLUL 7 Echilibru chimic............... 103

§ 7.1. Determinarea stării de echilibru .......... 103

§ 7.2. Constanta de echilibru chimic .......... 105

§ 7.3. Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier.. 108

§ 7.4. Despre conditiile optime de obtinere a substantelor in industrie

Cântare................... 111

CAPITOLUL 8 Soluții.................... 114

§ 8.1. Dizolvarea ca proces fizico-chimic....... 114

§ 8.2. Factorii care afectează solubilitatea substanţelor ...... 117

§ 8.3. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor ...... 121

CAPITOLUL 9 Disocierea electrolitică și reacțiile ionice în soluții . 122

§ 9.1. Electroliții și disocierea electrolitică...... 122

§ 9.2. Gradul de disociere. Electroliți puternici și slabi. Constanta de disociere....... 123

§ 9.3. Ecuații ale reacțiilor ionice .............. 126

§ 9.4. Hidroliza sării .............. 128

CAPITOLUL 10 Principalele tipuri de reacții chimice.......... 129

§ 10.1. Simbolismul și semnele de clasificare ale reacțiilor .... 129

§ 10.2. Clasificarea în funcție de numărul și compoziția reactivilor și a produselor de reacție .............................. 131

§ 10.3. Clasificarea reacțiilor în funcție de caracteristicile fazelor..... 136

§ 10.4. Clasificarea reacțiilor după tipul de particule transferate... 137

§ 10.5. Reacții chimice reversibile și ireversibile..... 138

CAPITOLUL 11 Procese redox....... 140

§ 11.1. Reacții redox....... 140

§ 11.2. Selectarea coeficienților stoichiometrici în OVR .... 144

§ 11.3. Potențiale standard OVR ........... 148

§ 11.4. Electroliza soluțiilor și topiturii electroliților..... 152

PARTEA II. CHIMIE ANORGANICĂ ........... 154

CAPITOLUL 12 Caracteristicile generale ale compușilor anorganici, clasificarea și nomenclatura acestora.154

§ 12.1. Oxizi .............. 155

§ 12.2. Baze (hidroxizi metalici).......... 158

§ 12.3. Acizi ................... 160

§ 12.4. Săruri ..................... 165

CAPITOLUL 13 Hidrogen.................... 168

§ 13.1. Structura atomului și poziția în sistemul periodic D.I.

Mendeleev .............. 168

§ 13.2. Proprietățile chimice ale hidrogenului ........... 171

§ 13.3. Obținerea hidrogenului și aplicarea acestuia ........ 173

§ 13.4. Oxizi de hidrogen ................ 174

CAPITOLUL 14 Halogeni................... 178

§ 14.1. Proprietățile fizice ale halogenilor ............ 178

§ 14.2. Proprietăți chimice și producție de halogeni ....... 180

§ 14.3. Halogenuri de hidrogen, acizi hidrohalici și sărurile acestora 185

§ 14.4. Compuși ai halogenilor care conțin oxigen ...... 187

CAPITOLUL 15 Calcogeni .................. 190

§ 15.1. Caracteristici generale ............... 190

§ 15.2. Substanțe simple ................ 191

§ 15.3. Compuși ai sulfului ................ 196

CAPITOLUL 16 Subgrupul de azot................. 204

§ 16.1. Caracteristici generale .............. 204

§ 16.2. Proprietățile substanțelor simple .............. 205

§ 16.3. Amoniac. fosfină. Halogenuri de fosfor ........ 207

§ 16.4. oxizi de azot. Acizi nitric și azotic ...... 210

§ 16.5. Oxizii și acizii fosforului............. 214

CAPITOLUL 17 Subgrup de carbon............... 218

§ 17.1. Caracteristici generale .............. 218

§ 17.2. Carbon ................... 219

§ 17.3. Oxizii de carbon ................ 223

§ 17.4. Acidul carbonic și sărurile sale .............. 226

§ 17.5. Siliciu ................... 228

§ 17.6. Compuși de siliciu cu o stare de oxidare de +4 ..... 230

§ 17.7. Compuși de siliciu cu o stare de oxidare de -4 ..... 233

CAPITOLUL 18 Proprietăți s-metale si compusii lor .......... 234

§ 18.1. Caracteristici generale .............. 234

§ 18.2. Proprietăţile chimice ale metalelor ........... 236

§ 18.3. Conexiuni s-metale .............. 239

CAPITOLUL 19 Aluminiu și bor.................. 240

§ 19.1. Caracteristici generale .............. 240

§ 19.2. Proprietăți și producție de substanțe simple ........ 242

§ 19.3. Compuși de bor și aluminiu .............. 247

CAPITOLUL 20 Principalele metale de tranziție............ 249

§ 20.1. Caracteristici generale .............. 249

§ 20.2. Cromul și compușii săi .............. 251

§ 20.3. Manganul și compușii săi .............. 253

§ 20.4. Triada de fier .................. 255

§ 20.5. Producția de fier și oțel ............. 258

§ 20.6. Cuprul și compușii săi .............. 261

§ 20.7. Zincul și compușii săi .............. 263

§ 20.8. Argintul și compușii săi .............. 264

CAPITOLUL 21 gaze nobile ................ 265

§ 21.1. Caracteristici generale .............. 265

§ 21.2. Compușii chimici ai gazelor nobile....... 267

§ 21.3. Utilizarea gazelor nobile ........... 269

PARTEA III. CHIMIE ORGANICA............. 271

CAPITOLUL 22 Concepte și modele de bază în chimia organică.. 271

§ 22.1. Subiectul de chimie organică .............. 271

§ 22.2. Clasificarea compușilor organici ........ 272

§ 22.3. Nomenclatura compușilor organici ........ 274

§ 22.4. Izomeria compușilor organici .......... 278

§ 22.5. Efectele electronice și reactivitatea compușilor organici....... 279

§ 22.6. Caracteristici generale .............. 281

CAPITOLUL 23 Hidrocarburi saturate............. 283

§ 23.1. Alcani .......... 283

§ 23.2. Cicloalcani .................. 286

CAPITOLUL 24 Alchene și Alcadiene............... 289

§ 24.1. Alchene............. 289

§ 24.2. Hidrocarburi diene .............. 293

CAPITOLUL 25 Alchinele.................... 295

§ 25.1. Caracteristici generale .............. 295

§ 25.2. Preparare și proprietăți chimice .......... 296

CAPITOLUL 26 Arene .................... 300

§ 26.1. Caracteristici generale .............. 300

§ 26.2. Preparare și proprietăți chimice .......... 303

§ 26.3. Orientanți (înlocuitori) de primul și al doilea fel .... 308

CAPITOLUL 27 Alcool și fenoli................. 310

§ 27.1. Caracteristici generale .............. 310

§ 27.2. Alcooli monohidroxilici ............... 311

§ 27.3. Alcooli polihidroxilici .............. 315

§ 27.4. Fenoli .............. 316

CAPITOLUL 28 Aldehide și cetone............... 321

§ 28.1. Caracteristici generale .............. 321

§ 28.2. Metode de obținere ............... 323

§ 28.3. Proprietăţi chimice ............... 324

CAPITOLUL 29 acizi carboxilici............... 327

§ 29.1. Clasificare, nomenclatură și izomerie....... 327

§ 29.2. Acizi carboxilici limitatori monobazici ..... 334

§ 29.3. Acizi carboxilici nesaturați monobazici .... 339

§ 29.4. Acizi carboxilici aromatici ......... 342

§ 29.5. Acizi carboxilici dibazici .......... 343

CAPITOLUL 30 Derivați funcționali ai acizilor carboxilici..... 345

§ 30.1. Clasificarea derivatelor funcționale ...... 345

§ 30.2. Anhidride ale acizilor carboxilici ........... 346

§ 30.3. Halogenuri acide ale acizilor carboxilici ........ 348

§ 30.4. Amide ale acizilor carboxilici .............. 350

§ 30.5. Esteri.................. 352

§ 30.6. Grăsimi .............. 353

CAPITOLUL 31 Carbohidrați (zaharuri)................ 357

§ 31.1. Monozaharide .............. 357

§ 31.2. Reprezentanți individuali ai monozaharidelor ....... 363

§ 31.3. Oligozaharide .............. 366

§ 31.4. Polizaharide................. 368

CAPITOLUL 32 Amine.................... 371

§ 32.1. Limitarea aminelor alifatice .......... 371

§ 32.2. Anilina.................. 375

CAPITOL 33. Aminoacizi. Peptide. Veverițe............ 377

§ 33.1. Aminoacizi................. 377

§ 33.2. Peptide................... 381

§ 33.3. Veverițe ................... 383

CAPITOLUL 34 Compuși heterociclici care conțin azot...... 387

§ 34.1. Heterocicluri cu șase membri .............. 387

§ 34.2. Compuși cu un ciclu cu cinci membri .......... 390

CAPITOLUL 35 Acizi nucleici............... 393

§ 35.1. Nucleotide și nucleozide............. 393

§ 35.2. Structura acizilor nucleici .............. 395

§ 35.3. Rolul biologic al acizilor nucleici ........ 398

CAPITOLUL 36 Compuși macromoleculari sintetici (polimeri).