Un scurt curs de prelegeri la disciplina „chimie. Chimie anorganică

Chimie- știința substanțelor, legile transformărilor lor (proprietăți fizice și chimice) și aplicare.

În prezent, sunt cunoscute peste 100 de mii de anorganice și peste 4 milioane. compusi organici.

Fenomene chimice: unele substanțe se transformă în altele care diferă de cele originale prin compoziție și proprietăți, în timp ce compoziția nucleelor ​​atomice nu se modifică.

Fenomene fizice: variază stare fizică cu modificarea compoziției nucleelor ​​atomice se formează substanțe (vaporizare, topire, conductivitate electrică, radiație de căldură și lumină, maleabilitate etc.) sau substanțe noi.

Știința atomo-moleculară.

1. Toate substanțele sunt formate din molecule.

Moleculă - cea mai mică particulă dintr-o substanță care are proprietățile sale chimice.

2. Moleculele sunt formate din atomi.

Atom - cea mai mică particulă a unui element chimic care își păstrează toate proprietățile chimice. Elementele diferite au atomi diferiți.

3. Moleculele și atomii sunt în mișcare continuă; între ele există forţe de atracţie şi repulsie.

Element chimic - acesta este un tip de atomi caracterizați prin anumite sarcini nucleare și structura învelișurilor electronice. În prezent, sunt cunoscute 118 elemente: 89 dintre ele se găsesc în natură (pe Pământ), restul sunt obținute artificial. Atomii există în stare liberă, în compuși cu atomi ai aceluiași sau altor elemente, formând molecule. Capacitatea atomilor de a interacționa cu alți atomi și de a forma compuși chimici este determinată de structura sa. Atomii constau dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ care se mișcă în jurul lui, formând un sistem neutru din punct de vedere electric care respectă legile caracteristice microsistemelor.

Nucleul atomic - partea centrală a atomului, formată din Zprotoni și N neutroni, în care se concentrează cea mai mare parte a atomilor.

Taxa de bază - pozitiv, egal ca valoare cu numarul de protoni din nucleu sau electroni dintr-un atom neutru si coincide cu numarul atomic al elementului din tabelul periodic.

Suma protonilor și neutronilor unui nucleu atomic se numește număr de masă A = Z+N.

Izotopi - elemente chimice cu sarcini nucleare identice, dar numere de masă diferite datorită numărului diferit de neutroni din nucleu.

Masa numărul ® Încărcați ® miezuri

A Z

63 29

Cu şi

65 29

35 17

Cl și

37 17

Formula chimica - aceasta este o notație convențională a compoziției unei substanțe folosind simboluri chimice (propuse în 1814 de J. Berzelius) și indici (indicele este numărul din dreapta jos a simbolului. Indică numărul de atomi din moleculă). Formula chimică arată ce atomi dintre care elemente și în ce raport sunt legați unul de celălalt într-o moleculă.

alotropie - fenomenul de formare de către un element chimic a mai multor substanţe simple care diferă ca structură şi proprietăţi. Substanțe simple - molecule, constau din atomi ai aceluiași element.

Csubstanțe false - moleculele sunt formate din diferiți atomi elemente chimice.

Constanta de masă atomică egal cu 1/12 din masa izotopului 12 C - principalul izotop al carbonului natural.

m u = 1 / 12 m (12 C ) =1 a.u.m = 1,66057 10 -24 g

Masa atomică relativă (A r) - cantitate adimensională egală cu raportul dintre masa medie a unui atom al unui element (ținând cont de procentul de izotopi din natură) la 1/12 din masa unui atom 12 C.

Masa atomică absolută medie (m) egal cu masa atomică relativă înmulțită cu amu.

Ar(Mg) = 24,312

m(Mg) = 24,312 1,66057 10 -24 = 4,037 10 -23 g

Greutatea moleculară relativă (Domnul) - o mărime adimensională care arată de câte ori masa unei molecule a unei substanțe date este mai mare decât 1/12 masa unui atom de carbon 12 C.

M g = m g / (1/12 m a (12 C))

Domnul - masa unei molecule dintr-o substanță dată;

m a (12 C) - masa unui atom de carbon 12 C.

M g = S A g (e). Masa moleculară relativă a unei substanțe este egală cu suma maselor atomice relative ale tuturor elementelor, ținând cont de indici.

Exemple.

M g (B 2 O 3) = 2 A r (B) + 3 A r (O) = 2 11 + 3 16 = 70

M g (KAl(SO 4) 2) = 1 A r (K) + 1 A r (Al) + 1 2 A r (S) + 2 4 A r (O) =
= 1 39 + 1 27 + 1 2 32 + 2 4 16 = 258

Masa moleculară absolută egal cu masa moleculară relativă înmulțită cu amu. Numărul de atomi și molecule din probele obișnuite de substanțe este foarte mare, prin urmare, atunci când se caracterizează cantitatea unei substanțe, se folosește o unitate specială de măsură - molul.

Cantitatea de substanță, mol . Înseamnă un anumit număr de elemente structurale (molecule, atomi, ioni). Desemnatn , măsurată în moli. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține atâtea particule câte atomi există în 12 g de carbon.

numărul lui Avogadro (N / A ). Numărul de particule dintr-un mol de orice substanță este același și este egal cu 6,02 10 23. (Constanta lui Avogadro are dimensiunea - mol -1).

Exemplu.

Câte molecule sunt în 6,4 g de sulf?

Greutatea moleculară a sulfului este de 32 g/mol. Determinăm cantitatea de g/mol de substanță în 6,4 g de sulf:

n (s) = m(s)/M(s ) = 6,4 g / 32 g/mol = 0,2 mol

Să determinăm numărul de unități structurale (molecule) folosind constanta Avogadro N A

N(e) = n (e)N A = 0,2 6,02 10 23 = 1,2 10 23

Masă molară arată masa a 1 mol dintr-o substanță (notatM).

M = m / n

Masa molară a unei substanțe este egală cu raportul dintre masa substanței și cantitatea corespunzătoare de substanță.

Masa molară a unei substanțe este numeric egală cu masa sa moleculară relativă, cu toate acestea, prima cantitate are dimensiunea g/mol, iar a doua este adimensională.

M = N A m (1 moleculă) = N A M g 1 amu = (NA 1 amu) M g = M g

Aceasta înseamnă că dacă masa unei anumite molecule este, de exemplu, 80 amu. ( SO 3 ), atunci masa unui mol de molecule este egală cu 80 g. Constanta lui Avogadro este un coeficient de proporționalitate care asigură trecerea de la relațiile moleculare la cele molare. Toate afirmațiile referitoare la molecule rămân valabile pentru moli (cu înlocuirea, dacă este necesar, a amu cu g). De exemplu, ecuația reacției: 2Na + CI22NaCl , înseamnă că doi atomi de sodiu reacţionează cu o moleculă de clor sau, ceea ce este acelaşi lucru, doi moli de sodiu reacţionează cu un mol de clor.

M.: Şcoala superioară, 2002. - 415 p.

Manualul este destinat școlarilor, solicitanților și profesorilor. Manualul conturează într-o formă scurtă, dar informativă și clară bazele moderne chimie. Acestea sunt elementele de bază pe care fiecare absolvent de liceu trebuie să le înțeleagă și trebuie să le cunoască absolut pentru oricine se consideră un student la chimie, medicină sau biolog al secolului XXI.

Format: pdf

Mărimea: 1 3,4 MB

Descarca: drive.google

Format: djvu

Mărimea: 5 MB

Descarca: yandex.disc

CUPRINS

Prefaţă ...................... 3

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

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

§ 1.1. Materia 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 atomica................. 22

§ 2.1. Dezvoltarea ideilor despre structura complexa atom.... 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. Legături chimice și structură moleculară......... 41

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

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

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

§ 3.4. Legături metalice............... 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 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 existenţa unor substanţe...... 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. Influența 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. Pe conditii optime pentru obtinerea de substante in industrie

scară................... 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 concentraţiei soluţiilor...... 121

CAPITOLUL 9. Disocierea electrolitică și reacțiile ionice în soluții . 122

§ 9.1. Electroliții și disociere 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 sărurilor................... 128

CAPITOLUL 10. Tipuri de bază de reacții chimice.......... 129

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

§ 10.2. Clasificarea după 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 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 OVR standard.......... 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 atomică și poziția în tabelul periodic D.I.

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

§ 13.2. Proprietăţile chimice ale hidrogenului........... 171

§ 13.3. Producția de hidrogen și utilizarea acestuia........ 173

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

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

§ 14.1. Proprietăţile 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 halogeni 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. Proprietăţile substanţelor simple................................. 205

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

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

§ 16.5. Oxizi și acizi de fosfor............ 214

CAPITOLUL 17. Subgrupul de carbon............... 218

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

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

§ 17.3. Oxizi de carbon................... 223

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

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

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

§ 17.7. Compuși de siliciu cu stare de oxidare -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. Proprietăţile şi prepararea substanţelor simple........ 242

§ 19.3. Compuși ai borului și ai aluminiului............ 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. Aplicarea gazelor nobile........... 269

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

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

§ 22.1. Subiect de chimie organică............ 271

§ 22.2. Clasificarea compuşilor 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 (deputați) 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 saturați 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 funcţionale...... 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. Grăsimi......................... 353

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

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

§ 31.2. Reprezentanți aleși ai monozaharidelor....... 363

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

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

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

§ 32.1. Amine alifatice saturate.......... 371

§ 32.2. Anilina................... 375

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

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

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

§ 33.3. Proteine................... 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. Acizi nucleici............... 393

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

§ 35.2. Structura acizi nucleici............ 395

§ 35.3. Rolul biologic acizi nucleici........ 398

CAPITOLUL 36. Compuși sintetici cu greutate moleculară mare (polimeri).

Drepturi de autor JSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Ministerul Agenției de Servicii de Carte Agricultură Federația Rusă Bugetul Federal de Stat Instituția de Învățământ de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov numită după N.I. Vavilov" CHIMIE GENERALĂ curs scurt de prelegeri pentru studenții din anul I Direcția de formare 110400.62 Agronomie Profil de pregătire Agronomie Saratov 2011 Copyright JSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte UDC 54 BBK 24 R99 Recenzători: Doctor în științe chimice, profesor Departamentul de Ecologie » Instituția de învățământ bugetar de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea Tehnică de Stat Saratov” T.I. Gubina Doctor în Științe Tehnice, Profesor al Departamentului de Biotehnologie și Chimie a Instituției de Învățământ Buget de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov” L.A. Fomenko R99 Chimie generală: un scurt curs de prelegeri pentru studenții din anul I în domeniul pregătirii 110400.62 „Agronomie” / Alcătuit de: G.E. Ryazanova // Instituția de învățământ de la bugetul de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea agrară de stat din Saratov”. – Saratov, 2011. – 97 p. Curs scurt cursurile la disciplina „Chimie generală” sunt întocmite în conformitate cu programul disciplinei și sunt destinate studenților la direcția de pregătire 110400.62 „Agronomie”. Un scurt curs de prelegeri conține material teoretic pe probleme de bază ale chimiei generale. Vizată dezvoltarea la elevi a cunoștințelor despre legile de bază ale fenomenelor chimice, utilizarea acestor cunoștințe pentru înțelegerea proceselor care au loc în natură și pentru rezolvarea problemelor de mediu. Material orientat spre întrebări competențe profesionale viitori specialiști în agricultură. UDC 54 BBK 24 Ryazanova G.E., 2011 Instituția de învățământ bugetar de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea agrară de stat Saratov”, 2011 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte Introducere Chimia este una dintre disciplinele științelor naturale. Ea studiază structura, proprietățile și transformările substanțelor ca rezultat al reacțiilor chimice. Chimia modernă constă din multe secțiuni, granițele dintre care sunt arbitrare. Baza chimiei generale (teoretice) este teoria atomo-moleculară, teoria structurii atomilor și moleculelor, teoria periodicității, teoria legăturilor chimice, teoria soluțiilor, teoria reacțiilor redox, teoria reacțiilor redox. compuși complecși, cinetică chimică și termodinamica proceselor chimice. Cunoștințele de chimie generală sunt de bază pentru studiul altor discipline chimice, precum și pentru studiul ulterior al chimiei agricole, științei solului, fiziologiei plantelor și al protecției chimice a plantelor. Chimia este o știință indisolubil legată de activitățile de producție umană. Calitatea cunoștințelor în chimia generală ne permite să înțelegem teoretic problemele asociate organizării chimizării eficiente a agriculturii. 3 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Curs 1 CONCEPTE DE BAZĂ ȘI LEGILE DE BAZĂ ALE CHIMIEI 1.1. Obiectivele studierii disciplinei Chimia este una dintre științele naturii, adică științele despre natură, despre lumea din jurul nostru. Chimia este o educație generală și nu o disciplină specială, dar este de mare importanță pentru muncitorii agricoli. Formează o parte importantă a bagajului ideologic și profesional al oricărui specialist în agricultură. Aceasta determină scopurile studierii chimiei: Pentru a obține cunoștințe chimice, ceea ce este important parte integrantăștiință și cultură universală; Stăpânește metodele de studiu a chimiei. Folosind exemplul fenomenelor chimice, dezvoltați abilitățile intelectuale și capacitatea de a gândi logic; Înțelegeți importanța chimiei pentru agricultură și ecologie și primiți îndrumări profesionale. 1.2. Importanța chimiei pentru agricultură Chimia este de mare importanță pentru agricultură. Cel mai important factor în intensificarea producției agricole este chimiizarea agriculturii (acest termen a fost introdus de D.N. Pryanishnikov în 1924). Chimizarea agriculturii este utilizarea chimicaleși procese pentru creșterea fertilității solului, creșterea eficienței producției și a productivității muncii în agricultură. Include: Utilizarea îngrășămintelor minerale care conțin substanțe nutritive pentru plante. Acestea sunt: ​​– Cele mai importante macroelemente – azot, fosfor, potasiu (NPK); – Microelemente – magneziu, fier, cupru, zinc, molibden, sulf, bor etc. Recuperare chimică, creând un mediu favorabil plantelor. Acestea sunt: ​​– vararea solurilor acide (CaCO3), etc.; – gipsarea solurilor saline alcaline (gips – CaSO4∙2H2O), etc. Produse chimice de protecție a plantelor. Acestea sunt: ​​– pesticide (pentru dăunători și boli); – erbicide (pentru combaterea buruienilor), etc. Regulatori de creștere a plantelor. Biotehnologia înseamnă: îngrășăminte microbiologice, enzime, vitamine etc. Eficiența chimizării în agricultură depinde de cultura fermă. D.N. Pryanishnikov a spus: „Absența cunoștințe necesare nu poate fi înlocuit nici măcar cu îngrășământ în exces.” Astfel, dacă dozele și momentul aplicării îngrășămintelor sunt încălcate, apar probleme de mediu și metabolismul plantelor este perturbat. Implementarea necorespunzătoare a reabilitării chimice înrăutățește fertilitatea solului. 4 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte 1.3. Subiectul de chimie Studierea 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 diferiți autori. Ele diferă unele de altele prin acuratețea definiției și aspectele abordării problemei. Această întrebare devine uneori chiar controversată. Să dăm câteva definiții. Chimia este o știință care studiază procesele de transformare a substanțelor, însoțite de modificări compoziție chimică si structuri. Chimia este știința compușilor chimici ai atomilor (substanțe chimice și transformările acestora. ... Prezența unei legături chimice într-o substanță este principalul criteriu pentru a stabili dacă aceasta este chimică. (O.S. Sirotkin) Chimia este știința care studiază procesele de modificare a compoziției și structurii formelor de materie ale materiei, ai căror purtători de materiale sunt atomii (V.E. Komarov) Misiunea pentru 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 corespunzător înțelegerii dvs. a acestei probleme. 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 atomo-moleculară, doctrina periodicității, teoria structurii atomilor și moleculelor, teoria legăturilor chimice, teoria soluțiilor, teoria reacțiilor redox, teoria reacțiilor redox. compuși complecși, cinetică chimică și termodinamica proceselor chimice. Teoria atomo-moleculară, care este bază comună 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. Cunoștințele oamenilor nu sunt ceva înghețat. Ele corespund stării științei într-un anumit stadiu de dezvoltare și se pot schimba, deoarece știința este un sistem deschis care tinde spre 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Masa substanțelor care au intrat în reacție este egală cu masa substanțelor formate ca urmare a reacției. Indiferent 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 soluții probleme practice, deoarece permite calcularea suma necesară materii prime pentru a obţine produsele dorite în scara industriala . În secolul al XX-lea, această lege a fost clarificată. 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 să fie puțin mai mică sau mai mare decât masa substanțelor inițiale conform ecuației: ∆E = ∆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 intră 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 eliberarea sau absorbția de căldură este foarte mică, se poate susține că legea conservării masei este satisfăcută 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 fundamentală. El a confirmat existența moleculelor și indivizibilitatea atomilor. Berthollet (Franţa) a devenit adversarul lui Proust. 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 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 sunt numite daltonide, iar substanțele cu compoziție variabilă sunt numite berthollide în onoarea oamenilor de știință pentru care formularea legii constanței compoziției a fost subiect de dezbatere. În 1811, Amadeo Avogadro (Italia) a descoperit o lege care a primit recunoaștere 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. Primul corolar al legii lui Avogadro: un mol de orice gaz în condiții normale ocupă 22,4 litri. Al doilea corolar al 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: Mgas = 2DN 2, Mgas = 29Dair Avogadro a stabilit: - moleculele de substanțe simple gazoase constau din doi atomi (H2, O2, 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 este echivalentă cu un cation de hidrogen într-o reacție acido-bază dată sau cu un electron într-o reacție redox dată. 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 de unu. De exemplu: a) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O; feq(H2S04) = b) H2S04 + KOH = KHS04 + H2O; feq(H 2 SO 4) = 1 1 2 Calculele stoichiometrice sunt utilizate pe scară largă pentru a efectua procese care implică substanțe chimice. 7 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Prevederi de bază ale predării atomo-moleculare: – substanțele constau din molecule; – moleculele constau 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 măsură a cantității de materie este MOL. Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține tot atâtea unități structurale câte atomi sunt conținute în 0,012 kg de carbon 12C. Un mol este o cantitate de 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 – masa molară, g/mol; n – cantitatea de substanță, mol. Din punct de vedere modern, structura substanțelor chimice poate fi diferită: moleculară (metan CH4, amoniac NH3), atomică (diamant), ionică (săruri), radicalică (Cl, H). O substanță poate consta din macromolecule sau poate fi o combinație complexă de diferite particule. Chimia modernă se bazează pe principiul diversității calitative infinite a lumii materiale. Substanțele cu structuri diferite se supun unor legi diferite. 1.5. Metode de studiu a chimiei O înțelegere profundă a fenomenelor chimice este posibilă doar din punctul de vedere al filosofiei, atunci când se aplică teoriile și categoriile acesteia. Filosofia este dragostea de înțelepciune (philosophia - greacă). Cea mai importantă teorie a filozofiei este dialectica. Dialectica - Categorii de filosofie, doctrina celor mai generale legi ale materiei, mișcarea, contradicția, natura, societatea și gândirea, cantitatea și calitatea, cauza și efectul Materia este o categorie filozofică care desemnează realitatea obiectivă. Tipuri de materie Materia este un tip de materie care se caracterizează printr-o masă în repaus m ≠ 0; O substanță chimică este un tip de substanță al cărei purtător material sunt atomii; Câmp – un tip de materie care are masa în repaus zero (magnetic, electromagnetic, gravitational field) m = 0; Vidul este o stare specială a materiei. Nu există particule în el (gol), dar „particulele virtuale” apar din fluctuațiile energetice pe termen scurt. În câmpuri puternice apar particule reale. Plasma este o stare specială a materiei temperaturi mari(>7000). Din care se formează un fel de gaz particule elementare, nuclee, ioni. 8 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency BEC (condens gazos Bose-Einstein) este o stare nouă 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 (f.m.) Figura 1.2. Tipuri de mișcare Desen. 1.3. Evoluția materiei anorganice 9 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Relații cauză-efect 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. Schemă simplă cauzalitate Figura 1.5. Relaţii cauză-efect în proprietăţile unor hidroxizi Metode de studiere a fenomenelor chimice Experiment Observaţie Modelarea reacţiilor chimice Inducţia este o metodă de raţionament de la particular la general. Deducția este o metodă de raționament de la general la specific. Reguli generale trebuie aplicate la rezolvarea unor probleme specifice. Analogia este o metodă de cunoaștere în care, pe baza asemănării unei caracteristici a obiectelor chimice, se trage o concluzie despre asemănarea lor în alte caracteristici. Deci, cunoscând formula acid fosforic, puteți scrie formula acidului ortoarsenic. Analiza este separarea unei substanțe chimice sau a unui fenomen chimic în părțile sale componente (proprietăți, caracteristici). 10 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Sinteza este combinația de aspecte, proprietăți, caracteristici ale unei substanțe chimice sau ale unui fenomen chimic într-un singur întreg. Un concept este o gândire despre un obiect sau despre caracteristicile acestuia.O judecată este operarea conceptelor.Inferența este operarea judecăților.Schema 1.1. Forme logice de gândire Să încercăm să aplicăm cunoștințele dobândite pentru a rezolva o problemă profesională. Pentru aceasta, aplicăm: – concepte despre proprietăţile substanţelor chimice; – metoda deducerii; – categorii „cauză-efect”; – forme logice de gândire: concept → judecată → inferență. Problemă: Este eficient să utilizați microfertilizator CuSO4 soluri 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 absorbție 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 inadecvată. 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 = CO2 + H2O CaO + CO2 = CaCO3 4. Pe baza metodei analogiei, scrieți formulele pentru acidul arsenic și selenic. 5. Folosiți deducerea pentru a explica ineficacitatea microfertilizatorului FeSO4 pe solurile 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 BIBKOM & LLC Book-Service Agency 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.: Butarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. Suplimentar 1. Egorov, V.V. Chimia mediului. /V.V. Egorov. – Sankt Petersburg: Editura Lan, 2009. – 192 p. 2. Naydysh, V.M. Concepte științe 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. - Nr 5. – P. 26. 4. Mineev V.G., 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 JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Prelegere 2 PREDARE MODERNĂ DESPRE 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, știința a avut ideea că atomul este indivizibil și nu conține părți componente. La sfârșitul secolului al XIX-lea, fizicienii au descoperit fapte care dovedesc complexitatea structurii atomului (descoperirea electronului, razele catodice, fenomenul radioactivității). În 1911 laureat Premiul Nobel Ernest Rutherford, bazat pe o serie de experimente privind împrăștierea particulelor prin subțiri plăci metalice a propus un model nuclear (planetar) al structurii atomului. Modelul planetar al atomului al lui Rutherford Un atom este format dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ care orbitează în jurul nucleului. Contradicții ale modelului lui Rutherford 1. De ce este atomul stabil? Conform legilor fizicii clasice, un electron, atunci când se deplasează în jurul unui nucleu, trebuie să emită energie și să o epuizeze în 10-8 secunde. și cad pe miez. 2. Dacă un electron emite energie într-un flux continuu, acestuia trebuie să corespundă un spectru continuu. Cu toate acestea, spectrul este căptușit. De ce? Abordând 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. În macrocosmos și microcosmos se aplică legi diferite. Postulatele lui Bohr 1. Un electron dintr-un atom nu se mișcă în nicio orbită, ci pe o anumită orbită staționară și nu emite energie. 2. Emisia de energie in portiuni (quanta) are loc numai atunci cand un electron se misca de pe o orbita pe alta.Teoria lui Bohr nu putea explica unele proprietati importante ale atomului, existau contradictii in el. În anii 20 ai secolului XX, a fost creată o teorie mecanică cuantică a structurii atomului. Teoria se bazează pe ideea lui Louis de Broglie (1924): electronul are proprietăți duble particule-undă, adică. proprietățile atât ale particulelor, cât și ale undelor simultan. 13 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Un electron ca particulă are masă și se manifestă ca un întreg. Proprietățile de undă ale unui electron se manifestă în particularitățile mișcării sale, în interferența și difracția electronului. Ecuația de Broglie reflectă acest dualism: λ = h/m, unde h este constanta lui Planck; m – masa particulelor; - viteza particulelor. E. Schrödinger (Austria, 1926) a formulat o ecuație a cărei soluție permite găsirea funcției de undă a electronilor Ψ(x, y, z), corespunzătoare amplitudinii procesului de unde tridimensionale. Ecuația Schrödinger (Austria, 1926) ψ x2 2 ψ у2 ψ z2 2 2 8π 2 m (E V)ψ h2 0, unde este funcția de undă; x, y, z – coordonatele spațiului tridimensional. Valoarea 2 corespunde probabilității de a găsi un electron în diferite puncte din spațiul circumnuclear. Rezolvarea ecuației Schrödinger ne permite să găsim orbitalul electronilor. Van den Broek (Olanda, 1912) a sugerat: Sarcina nucleului unui atom al oricărui element este numeric egală cu numărul atomic al elementului din tabelul periodic. Această presupunere intuitivă strălucitoare a fost confirmată experimental în 1913 de Moseley (Anglia). 2.2. Modelul mecanic cuantic modern al structurii atomului Atomul are o structură complexă. Este alcătuit dintr-un nucleu încărcat pozitiv, care conține protoni și neutroni, și electroni încărcați negativ, care se mișcă în jurul nucleului. Un electron dintr-un atom se mișcă cu o viteză variabilă enormă. Traiectoria mișcării sale este necunoscută. Electronul se mișcă haotic, 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 este cel mai probabil mișcarea electronilor. Comportarea unui electron într-un atom este caracterizată de principiul incertitudinii Heisenberg: pentru o microparticulă la scara atomică este imposibil să se indice simultan coordonatele și momentul unghiular cu o precizie egală. Numerele cuantice Descrierea stării unui electron într-un atom este determinată de patru numere cuantice. Numărul cuantic principal n caracterizează rezerva de energie a unui electron la un anumit nivel și distanța acestuia față de nucleu. Corespunde cu numarul nivelului electronic. Acceptă valorile numerelor întregi: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... 14 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Numărul cuantic secundar (orbital) l caracterizează unghiul orbital electron de impuls. Determină forma spațială a norului de electroni (orbital). 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 Forma și mai complexă l (s) (p) (d) (f) Electronii cu aceeași formă a orbitalilor electronici formează subniveluri la un nivelul energetic dat. Numărul de subniveluri de la 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 electroni, care depind de direcția norilor de electroni în spațiu. Acceptă valori întregi în mărimea numărului cuantic lateral, atât pozitive cât și negative, inclusiv 0 (zero). Tabelul 2.3 - m Relația dintre valorile numerelor cuantice secundare 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 folosind 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 OJSC „CDB „BIBKOM ” & Kniga-Service Agency LLC Numărul cuantic de spin caracterizează propriul moment unghiular al 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. Corolar: Un orbital poate conține maximum doi electroni cu spini opuși. 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 cantitate minimă de energie la 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. Proprietăți chimice elementele se schimbă rapid, de la metalice la nemetalice la gaz inert. Numărul de electroni din nivelul exterior al elementelor s– și p– corespunde numărului grupului în care se află elementul. În elementele s– și p–, electronii de valență sunt electronii nivelului exterior. Principalele subgrupe sunt formate din elemente s– și p–. Reguli pentru găsirea stării de oxidare a unui element 1. Starea de oxidare negativă a unui element (nemetal) este egală cu numărul de electroni pe care îi acceptă pentru a completa nivelul exterior la 8 electroni. 2. Stările de oxidare pozitive ale unui element sunt egale (de obicei, există excepții) cu numărul de electroni nepereche în stările normale și excitate ale atomului la care renunță. Întrebări pentru autocontrol 1. Definiți conceptul de „atom”. 2. Din ce constă un atom? 3. Ce particule sunt incluse în nucleul unui atom? 4. Ce sunt la fel și ce diferă la electronii atomului de carbon? 5. Formulați ideea principală a lui Niels Bohr, Louis de Broglie. 6. Ce este un orbital de electroni? 7. Câți orbitali sunt în subnivelurile s –, p –, d –, f –? 8. Cum se manifestă principiul energiei minime în structura atomilor elementelor? 9. Cum înțelegeți principiul Pauli? 10. Explicați cum înțelegeți regula lui Hund. 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: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. Suplimentar 1. Klinsky, G.D. Chimie anorganică /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Editura MCHA, 2001. – 384 p. 2. Gelfman, M.I. Chimie anorganică / M.I. Gelfman, V.P. Yustratov. – Sankt Petersburg: Editura „Lan”, 2009. – 528 p. 3. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Manual / ed. V.V. Egorova. – Sankt Petersburg: Editura Lan, 2009. – 320 p. 4. ru.wikipedia.org 20 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Curs 3 DREPT PERIODIC ȘI SISTEM PERIODIC D.I. MENDELEEV 3.1. Legea periodică și sistemul periodic al elementelor 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 sunt rezultatul muncii îndelungate și grele a marelui om de știință rus D.I. Mendeleev. Legea periodică: Proprietățile corpurilor simple, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de greutățile atomice ale elementelor D. I. Mendeleev (1869) Mendeleev credea că „Viitorul nu amenință legea periodică cu distrugerea, ci 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, a cărei soluție o persoană se va strădui veșnic, ca unul dintre adevărurile de neatins și complet de neînțeles.” Legea periodică (formulare modernă) Proprietățile elementelor, precum și formele și proprietățile compușilor elementelor, depind periodic de mărimea sarcinilor nucleelor ​​atomilor lor.Sistemul periodic concentrează cunoștințe chimice extinse într-un mod extrem de concis. formă. Tabelul periodic al elementelor trebuie luat în considerare în condiții specifice de spațiu și timp. La temperaturi ultraînalte, atomul este lipsit de electroni, iar presiunea ridicată le modifică aranjamentul în atomi. În aceste condiții, atomii încetează să se supună legii periodice. Sistemul periodic de elemente este o expresie grafică (tabelară) a legii periodice.Un sistem este o categorie matematică strictă, adică o mulțime ordonată. Pentru a stabili conexiuni între seturi de funcții, se folosește ideea de matrice. O matrice este un tabel dreptunghiular format din rânduri și coloane. 21 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenție de servicii de carte Tabel 3.1. Sistem periodic de elemente chimice de D.I. Mendeleev 22 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Sistemul periodic este un fel de matrice. Elementele sale sunt elemente chimice. Liniile sunt puncte. Coloanele sunt grupuri. Tabelul periodic reflectă faptul că elementele chimice individuale reprezintă un set ordonat de elemente, supus unor relații interne. Fiecare element chimic este o etapă naturală în dezvoltarea unei substanțe, și nu o formare aleatorie. Clasificarea elementelor chimice Obținerea substanțelor cu proprietăți date Confirmarea legilor filosofiei Instrumente pentru prevederea 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 conform acelorași legi prin care materia este construită din materiale sau din atmosfera Soarelui și a stelelor”. A.E. Fersman Sistemul periodic de elemente include 118 elemente descoperite în prezent, care sunt situate în 7 perioade și 8 grupe. 3.2. Structura tabelului periodic Fiecare element chimic are un număr de serie. Numărul atomic este egal cu: sarcina nucleului atomic; numărul de protoni din nucleu; numărul total de electroni dintr-un atom neutru. O perioadă este o serie orizontală de elemente care începe cu elementele s (metale alcaline) și se termină cu elementele p (gazele nobile). În această 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 (perioadele majore) constau din două rânduri. 23 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Un grup este o secvență verticală de elemente cu același tip de configurație electronică. Grupul de elemente conține două subgrupe: principale (A) și secundare (B). Principalele subgrupe sunt formate din 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 laterale este 2, indiferent de numărul grupului. Modificările periodice ale structurii electronice a atomilor elementelor provoacă modificări periodice ale proprietăților chimice ale elementelor, precum și ale compușilor complecși pe care îi formează. Importanța tabelului periodic pentru rezolvarea problemelor educaționale Folosind tabelul periodic, puteți caracteriza proprietățile chimice ale unui element. Pentru a face acest lucru, trebuie să utilizați numerele sistemului periodic ca un cod care dezvăluie structura atomului și proprietățile elementului. 3.3. Algoritm pentru caracteristicile generale ale unui atom de element 1. Numărul ordinal al elementului (Nr.). 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 lateral) → numărul ē la nivelul extern al atomului. 8.1. Subgrupul principal → numărul ē la nivel extern este egal cu numărul grupului. 8.2. Numărul subgrupului lateral ē la nivel extern este 2, indiferent de numărul grupului (sau 1). 9. Evaluați dacă un element este metal sau nemetal (numărul ē la nivel extern). 10. Stabiliți cărei familii electronice îi aparține elementul (s, p sau d) și care este rangul dintre elementele acestei familii electronice. 11. Creați o formulă electronică, evidențiați electronii de valență. 11.1. Pentru un element al subgrupului principal - electronii de la nivelul exterior. 11.2. Pentru un element al subgrupului lateral - electroni ai nivelului exterior și d - subnivelul penultimului nivel. 12. Creați formule grafice de electroni (pe baza regulii lui Hund), arată distribuția electronilor de valență la niveluri și subniveluri 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. Caracterizați proprietățile celor mai importanți compuși. 24 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 16. Dezvăluie semnificația elementului și a compușilor săi pentru plante, pentru agricultură, pentru industrie. Exemple: Azot N 1) Nr. 7 9) Nemetal (acceptă ē, dar poate da și 2) +7 (încărcare nucleului) 3) 7р+ 10) Al treilea р – element 4) Ar = 14 11) Formula electronică: 5 ) 7no 1s22s22p3 nivel de valență 6) Total 7 ē 7) Perioada II – două niveluri de energie 12) Formula electronică grafică: 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, NO – 3 2 НNO2 → N 2 O3 → acid azotat 4 2 gaz brun N O2 – 5 2 НNO3 → N 2 O5 → săruri de acid azotic - nitriți – săruri de NaNO2 - nitrați – KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3 îngrășăminte cu azot azotat (salpetru) Azotul este cel mai important macroelement. Fosfor Р Р 1s22s22p63s23р3_ nivel de valență Formula electronică grafică a nucleului) nt niveluri Stări de oxidare: -3, +3, +5 25 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Cei mai importanți compuși ai fosforului 3 1 3 223 RN 3; P2 H 4 P2 O 3 2 P2 O 5 → H3PO4 → săruri - fosfați → H3PO3 → săruri-fosfiți acid fosforic Forme de acid fosforic: HPO3 - meta - H3PO4 - orto - H4P2O7 - piro - Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 îngrășăminte Caphorus (Fo2PO4) 2 – fosfat dihidrogen de calciu (superfosfat) CaHPO4∙2H2O – fosfat acid de calciu (precipitat) Ca3(PO4)2 ↓ - fosfat de calciu (făină de fosfat) Fosforul este cel mai important macronutrient. d – elemente de perioade mari În perioadele mari (4, 5, 6, 7), 10 d – sunt introduse elemente între elementele s- și 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 are loc o scurgere de electroni). Prin urmare d - elemente expun proprietăți metalice. În elementele d, electronii de valență sunt electronii a două niveluri - nivelul exterior și subnivelul d al penultimului nivel, adică (n – 1)d și nSnP. d–elementele formează subgrupuri laterale ale tabelului 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– metalele sunt buni agenți de complexare și formează compuși complecși stabili. d – metalele manganul, cobaltul, cuprul, zincul sunt vitale microelemente esențiale . Sulfații acestor metale sunt utilizați ca microîngrășăminte, care sunt utilizați pentru tratarea înainte de însămânțare a semințelor și hrănirea foliară a plantelor. Exemplu: Fier Fe Fe 1s22s22p63s23р63d64s2 niveluri de valență Nr. 26 26 ē al 6-lea element d Formule grafice electronice Stări de oxidare ale Fe: +2, +3, +6. 26 Copyright JSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Cei mai importanți compuși 2 Fe O → Fe(OH)2 principalele proprietăți ale oxidului de bază 3 H3FeO3 → săruri de ferită KFeO2 Fe2 O3 → Fe(OH)3 proprietăți amfoterice slab amfotere ale Н2О НFeO2 6 Fe O3 → proprietățile acide ale H2FeO4 → acidul de fier K2FeO4 sare ferate (agenți oxidanți) Fierul este un oligoelement esențial. 3.4. Periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor și compușilor acestora Proprietățile elementelor chimice se modifică periodic. Schimbându-se periodic: razele atomice (R); energia de ionizare (potențial de ionizare I); afinitate electronică (E) electronegativitate (χ) χ=I+E sau χ= I E . 2 Razele atomilor (R) într-o perioadă scad odată cu creșterea numărului atomic (periodicitatea orizontală). Motiv: Sarcina nucleului atomic crește, dar numărul de niveluri de energie dintr-o perioadă este constant. Cu cât raza este mai mică, cu atât este mai dificil pentru atom să renunțe la electroni (scăderea proprietăților metalice). În perioade lungi se observă: 1. d – compresiune (scăderea razei în rândul de d – elemente); 2. f – compresie (scăderea razei în rândul de f – elemente); a) în perioada VI – compresie lantanide; b) în perioada VII – compresie actinoidă. În grupuri, pe măsură ce numărul de serie crește, razele elementelor cresc (modelul principal). Motiv: Creșterea numărului de niveluri de energie. Consecință: Capacitate crescută de a dona electroni → proprietăți metalice crescute. Tabelul 3.2 - Modificarea normală a razei în grupa IA Elementul 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabelul 3.3 - Încălcarea modelului de modificări în R datorită f - compresiei în grupul IB Element R, nm Cu 0,128 Ag 0,144 Au 0,144 În subgrupele secundare , elementele de proprietăți metalice scad (influența compresiei lantanidelor). Energia de ionizare este energia necesară pentru a îndepărta 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 = E+ + ē ion atomic Model general: În perioadele cu creșterea numărului atomic, potențialul de ionizare crește. Valoarea lui I atinge maximul spre sfârșitul perioadei. Model general: potențialele de ionizare în grupuri scad odată cu creșterea numărului atomic. 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 - Influența comprimării lantanidelor asupra potențialului de ionizare Element R, nm I, eV Cu 0,124 7 0,714 8 .57 Au 0.144 9.22 Afinitatea electronică (E, eV) este energia care este eliberată atunci când un electron este adăugat unui atom.Afinitatea electronică caracterizează proprietățile nemetalice, oxidante ale elementelor. Model general: Într-o perioadă cu creșterea numărului atomic, afinitatea electronilor crește. Într-un grup, pe măsură ce numărul atomic crește, afinitatea electronilor scade. 28 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabelul 3.6 - Modificarea valorii afinității electronilor în grupa VII - A Element E, eV F 3,62 Cl 3,82 Br 3,54 J 3,24 Electronegativitatea (χ) este capacitatea atomilor în o moleculă care să atragă electronii către ei înșiși. O măsură a electronegativității este considerată a fi energie egală cu suma energiilor de ionizare (I) și afinitatea electronilor (E) χ = I+E. S-a presupus în mod convențional 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 convenţională a metalelor şi 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 Proprietăţile chimice ale elementelor se modifică periodic. În timpul perioadei, proprietățile elementelor se schimbă de la metal la nemetalic și la gaz inert (nobil). Starile de oxidare ale elementelor se schimba periodic. Starea de oxidare este sarcina unui atom dintr-un compus presupus convențional a fi ionic. Cea mai mare stare de oxidare este cea mai mare valoare pozitivă. Este egal cu numărul grupului. Excepții: O, F, Fe, Cu, Ag, Au. Cea mai scăzută stare de oxidare este valoarea sa cea mai scăzută. Toate celelalte stări de oxidare sunt intermediare sau intermediare. Starea de oxidare are semnul (+) sau (–). Stari de oxidare constante: 1) metale alcaline din grupa I A: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: +1 2) metale din grupa II A: 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 moleculei este zero (molecula este neutră din punct de vedere electric) neutră). Valenta elementelor se schimba periodic. Valența este măsurată prin numărul de legături chimice prin care un anumit atom este conectat la alți atomi. Valence nu are semne. Este posibil ca valorile stării de oxidare și ale valenței să nu coincidă. 29 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabel 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 Proprietățile elementelor chimice afectează proprietățile a legăturilor lor complexe corespunzătoare. 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 atomică și proprietățile oricărui macroelement și microelement. 3. Explicați de ce gazele nobile sunt inerte și metalele alcaline sunt active. 4. Comparați razele atomilor și potențialele de ionizare. 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: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. 30 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Suplimentare 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.: Editura. 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 rapoartelor celui de-al XVIII-lea Congres Mendeleev de chimie generală și aplicată: În 5 volume; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – P. 47. 31 Copyright SA „CDB „BIBKOM” & LLC „Agenția Kniga-Service” Cursul 4 MANIFESTAREA LEGII PERIODICE ÎN PROPRIETĂȚILE ACIDO-BAZICE ALE COMPUSILOR ANORGANICI 4.1. Legătura genetică a principalelor clase de compuși anorganici În natură, există un număr mare de compuși anorganici care aparțin un număr mic principalele clase de compuși anorganici. Oxizii și hidroxizii diferă prin gradul în care prezintă proprietăți bazice sau acide. Hidroxizii variază în puterea electrolitului. Fiecare substanță, în plus, are și propriile sale caracteristici individuale. Este necesar să ne imaginăm clar această dialectică a proprietăților chimice ale elementelor pentru a putea imagina dialectica proprietăților chimice ale compușilor complecși. Proprietățile principalelor clase de compuși anorganici ajută la înțelegerea legii periodice și ne permit să ne bazăm pe ea ca fundație de încredere cunoştinţe. În toate fenomenele și procesele naturii, există tendințe contradictorii, care se exclud reciproc, opuse. Aceste tendințe opuse se manifestă în proprietățile atomilor metalici care pot dona electroni și în proprietățile atomilor nemetalici care pot câștiga electroni. Pe măsură ce compoziția substanțelor devine mai complexă, aceste tendințe opuse continuă să apară. Metalele tipice și elementele de tranziție în stări de oxidare scăzută formează oxizi bazici, în timp ce nemetalele tipice și elementele de tranziție în stări de oxidare ridicată formează oxizi acizi cu proprietăți opuse. Cu o complicație suplimentară a compoziției substanțelor, se formează hidroxizi, cu baze corespunzătoare oxizilor bazici și acizi corespunzătoare oxizilor acizi. Bazele și acizii au proprietăți opuse. Astfel, o modificare a compoziției substanțelor duce la o modificare a proprietăților acestora. Contrastul în proprietățile metalelor și nemetalelor determină contrastul în proprietățile oxizilor și bazelor și acizilor atât bazici, cât și acizi. Aceasta este dovada că proprietățile substanțelor complexe sunt în dependență dialectică de proprietățile atomilor elementelor și, prin urmare, sunt interconectate și interdependente. Dezvoltarea formei chimice a mișcării materiei se manifestă prin complicarea compoziției și proprietăților substanțelor. Într-adevăr, legea periodică conține ideea că proprietățile compușilor complecși depind de proprietățile elementelor din care sunt formați. Prin urmare, ar trebui să ne așteptăm, de exemplu, ca metalele cu activitate diferită să corespundă compușilor complecși care diferă ca proprietăți unul de celălalt, iar metalele și nemetalele care sunt fundamental diferite unul de celălalt vor corespunde compuși complecși care sunt net diferiți de reciproc. 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. Când molecula de oxid este complicată prin adăugarea de apă (direct sau indirect), se obțin hidroxizi. Existența principalelor clase de compuși anorganici reflectă dezvoltarea materiei anorganice. 32 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Schema agenției 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 cadrul celor mai bune scheme fără excepții care depășesc acest cadru. 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 apa (oxizii doar ale celor mai active metale - alcaline și alcalino-pământoase) reacționează: CaO + H2O = Ca(OH)2 CuO + H2O 33 nu funcționează Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Oxizi acizi Oxizii acizi sunt substanțe complexe formate dintr-un nemetal și oxigen, cărora le corespund acizii sub formă de 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 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 slab active (toate cu excepția alcaline și alcalino-pământoase): Al, Zn, Cu, Fe, Pb formează baze slabe. Sunt slab solubili în apă și se disociază parțial: (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 Prepararea 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Prepararea bazelor slabe Sare dintr-un metal slab activ cu un alcalin: 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: 2NaON + CO2 = Na2CO3 + H2O; 3) cu săruri (dacă se formează un precipitat): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4. Regulă: Sărurile solubile ale metalelor slab reactive 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 Starea de oxidare I Au +3 II Be, Zn +2 III Al +3 IV Ge, Sn, Pb +2; +4 VI Cr +3 Proprietăți amfoterice ale hidroxidului de zinc Zn(OH)2: amfoter. Zn(OH)2 ↓+ H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O acid de bază În 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 35 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency În topitură: amfot. 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) Nitric Formula acidă Reziduu acid Denumirea sării Exemple de săruri HCl Cl - Cloruri NaCl HNO3 Nitrați Sulfați hidrosulfați Fosfați hidrofosfați dihidrogen fosfați sulfiți hidrosulfiți hidrosulfiți hidrocarbonati hidrosulfiți sulfiți hidrosulfiți hidrosulfiți hidrosilicați NaHS04 Ca3 ( PO4)2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2SO3 NaHSO3 Na2S NaHS Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 NaHSiO3 NaNO2 Cianuri KCN Sulf H2SO4 Fosfor H3PO4 Sulf H2SO3 Hidrogen sulfurat H2S Cărbune H2CO3 Siliciu H2SiO3 – H2SiO3 – H2SiO3 – H2Si2– NO3 H2Si2– NO3 – H2Si2– NO3 3– HPO42– H2PO4– SO32– HSO3 – S2– HS– CO32– HCO3– SiO32– HSiO3– NO2– HCN CN– Proprietățile chimice ale acizilor Acizii interacționează cu: 1) bazele 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O; 2) oxizi bazici H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) săruri (dacă se formează un precipitat sau un gaz): 36 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency a) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, b) 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O; 4) Interacțiunea acizilor cu metalele Acizi obișnuiți (tipici) H Cl, H 2 SO4. (detaliat). Agentul de oxidare este H+. Acizii reacţionează cu metalele pentru a elibera hidrogen. O serie de tensiuni ale metalelor: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metalele situate într-o serie de tensiuni până la deplasarea hidrogenului hidrogen din acizi obișnuiți. În H2SO4 diluat, agentul de oxidare este cationii de hidrogen H+ (acceptă electroni și schimbă starea de oxidare). 0 2 H 2 SO4 Z n abd. 0 2 2е Zn Zn 0 2е 2H 0 Zn SO4 H2 ok H2 1 1 nu merge. H 2 SO 4 Cu r dil. 6 5 5 Acizi oxidanți: H2 S O4, H N O3, H N O3 conc. conc. div. 6 5 Agentul de oxidare 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 a elibera hidrogen). H2SO4 concentrat reacționează cu metalele fără a elibera hidrogen (agentul de oxidare este ionul SO 42, adică S). 0 2е Cu sol 6 S 2 Cu 2е okl 4 S 1 1 Concentrat acid sulfuric H2SO4 pasivează Al, Fe, Cr: 3H2SO4 + 2Fe → Fe2O3 + 3SO2 + 3H2O conc. film 37 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Properties acid azotic Acidul azotic are proprietăți oxidante. 5 În acidul azotic, agentul de oxidare este ionii NO3 (N acceptă electroni, schimbă starea de oxidare). Când acidul azotic reacţionează cu metalele, hidrogenul nu este eliberat. HNO3 concentrat se transformă de obicei în gaz brun NO2. 5 4 HNO3 NO 2 capătul maro HNO3 pasivează Al, Fe, Cr. conc. HNO 3 Al Al 2 O 3 NO 2 conc. Filmul de H2O HNO3 dizolvă Cu, Hg, Ag: conc. HNO 3 Cu conc. Cu NO 3 2 NO 2 H 2O Tabel 4.6 - Interacțiunea acidului azotic cu metalele 5 HNO3 dil. Cu, Ag, Pb cu activitate scăzută 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 H 2O dil. div. HNO 3 Na dil. NaNO3NH3H2O ​​sau HNO3Na dil. 3 NH 3, NH 4 NO 3 0 NaNO 3 NH 4 NO 3 H 2 O Produșii de interacțiune ai 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 JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Sărurile Sărurile sunt electroliți care se disociază în cationi metalici și anioni ai unui reziduu acid. Sărurile medii constau dintr-un metal și un reziduu acid. 1 Exemplu: Na 3 PO 43 – fosfat de sodiu. Sărurile acide (hidrosărurile) constau dintr-un cation metalic și un anion complex care conține hidrogen și un reziduu acid. 1 Exemplu: Na 2 HPO 42 – fosfat acid de sodiu. Sărurile bazice (sărurile hidroxo) constau dintr-un cation complex care conține un metal și o grupare hidroxil și un anion rezidual acid. 2 Exemplu: AlO H Cl 41 – hidroxiclorura 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 o stare de oxidare mai scăzută corespund bazelor mai puternice; 5. Mai multe nemetale active cu o stare de oxidare mai mare corespund acizilor mai puternici; 6. Nemetalele active corespund acizilor tari. 39 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte 4.4. Întrebări de competență profesională 1. Suprafosfatul Ca(H2PO4)2 nu este indicat de utilizat pe soluri alcaline, deoarece se transformă în Ca3(PO4)2 insolubil: Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 4H2O solubil mediu alcalin 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. Microîngrășămintele (CuSO4, MnSO4 etc.) nu este indicat să se folosească 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 În sol se adaugă făină de dolomit CaCO3 MgCO3 . În solul acid pot apărea procese datorită cărora aciditatea solului scade: +H+ Ca2+ + CO2 + H2O a) CaCO3 +H+ Ca(HCO3)2 → Ca2+ + HCO 3 b) Calcarul CaCO3 interacționează cu cationii H+ ai complex de absorbție a solului (PPK): N PPK N CaCO 3 PPK Ca 2 CO 2 H 2O 5. La gipsarea solurilor saline alcaline, se adaugă gips CaSO4 2H2O în sol. În solul de salinizare cu sodă au loc următoarele procese: a) Na 2 CO3 CaSO4 CaCO3 Na 2SO 4 îmbunătățește solul - este ușor spălat de ploaie, irigare b) PPC Na Na CaSO 4 PPC Ca 2 Na 2 SO 4 este ușor de spălat 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 de compilare și verificare a formulelor substanțelor 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 diagrame genetice ale principalelor clase de compuși anorganici. 40 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 6. Scrieți formulele următorilor compuși: sulfat de sodiu, clorură de aluminiu, fosfat de calciu, dihidrogenofosfat de calciu, azotat de cupru, hidroxiclorura 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 care îl formează 8. Explicați de ce este nepotrivit să folosiți superfosfat și microîngrășăminte (sulfat de mangan, sulfat de cupru) pe soluri 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 absorbit pe solurile alcaline? REFERINȚE Principalul 1. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. 2. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituția de învățământ de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea agrară de stat Saratov”, 2006. - 172 p. Adițional 1. Klinsky, G.L. Chimie anorganică / G.L. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M.: Editura. MSHA, 2001. – 384 p. 2. Egorov, V.V. Chimia mediului. /V.V. Egorov. – Sankt Petersburg: Editura Lan, 2009. – 192 p. 3. Vlasov, V.M. Greșeli care duc la 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 JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabel 4.7 - Proprietățile elementelor din perioada III și corespunzătoare im oxizi și hidroxizi Elementul R al atomului R al ionului 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 metal mai puțin activ MgO oxid bazic slab (OH5)2 oxid bazic slab Mg(OH5)9. 0,074 Kd (constantă de disociere) Al 0,143 0,570 5,99 metal amfoter și mai puțin activ Al2O3 oxid amfoter Al(OH)3 bază slabă cu amfoter (dual - atât bazic, cât și acid) 4 10-13 (acid) 1-98 (bazic) ) 42 Si 0,134 0,390 8,15 nemetal slab activ SiO2 oxid slab acid H2SiO3 acid slab, insolubil în apă P 0,130 0,350 10,49 nemetal mai activ P2O5 oxid moderat acid H310.203 20 20 10 20 20 20 20 20 20 20 20 20 20 20 20 20 20 0,104 0,290 10,36 nemetalic activ SO3 oxid puternic acid H2SO4 acid puternic Cl 0,999 0,260 13,01 nemetalic foarte activ Cl2O7 oxid puternic acid HClO4 acid foarte puternic Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC "CHE Lecture Book . Idei moderne despre legarea chimică În condiții obișnuite, 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 rezistența legăturilor chimice și de geometria moleculei. Geometria unei molecule este structura spațială a moleculei, care este determinată de unghiurile de legătură și lungimile legăturilor.Moleculele sunt formate din atomi între care are loc o legătură chimică. Există diferite definiții ale conceptului de „legătură chimică”. O legătură chimică este fenomenul de unire a atomilor în molecule (L.S. Guzei). 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 conduc la unirea atomilor în molecule (Yu.A. Ershov). Teoria legăturilor chimice este o ramură a chimiei în care proprietățile legăturilor 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. Principii de bază ale metodei legăturii de valență (VBC) W. Heitler 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 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 de suprapunere a norilor de electroni atomici in functie de mecanismul de schimb.Cand se formeaza o legatura chimica, energia sistemului scade, ajungand la un minim. 43 Copyright JSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Mecanismul donator-acceptator 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 de suprapunere a orbitalilor de electroni atomici conform mecanismului donor-acceptor.Proprietățile chimice ale amoniacului Proprietățile chimice ale amoniacului sunt determinate de capacitatea sa de a interacționa cu apa și acizii conform mecanismului 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 este caracterizată de următoarele proprietăți: Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele din moleculă. Cu cât lungimea legăturii este mai mică, cu atât legătura chimică este mai puternică. Energia de legătură este energia eliberată în timpul formării unei legături chimice (kJ/mol). Cu cât energia de legare 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 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Schema agenției de servicii de carte 5.1. Proprietăţile legăturilor covalente 5.2.3. Tipuri 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-legături Orbitii se suprapun profund, asigurând un câștig maxim de energie. Dacă între doi atomi apare o legătură simplă (singlă), atunci este o legătură. -legatura se formeaza prin suprapunerea orbitalilor p situati perpendicular pe linia principala de legatura. Figura 5.4. Schema de formare a legăturii Apar două zone de suprapunere, de ambele părți ale liniei drepte care leagă nucleele atomilor. Legătura π, care este mai puțin puternică decât legătura -, se rupe prima. O legătură π se formează numai în prezența unei legături -. Aceste conexiuni diferă semnificativ. În jurul conexiunii este posibilă rotația axială liberă. Rotația în jurul legăturii π este imposibilă, deoarece are două regiuni suprapuse. 45 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Multiplicarea legăturilor chimice O legătură covalentă realizată de o pereche de electroni se numește 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. Astfel, hidrocarburile nesaturate cu o legătură dublă sau triplă (alchene sau alchine) sunt oxidate de permanganat de potasiu, decolorarea apei cu 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 H + H H:H 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 o moleculă este mai polară, cu atât este de obicei mai reactivă. Polarizarea este deplasarea norului de electroni de conectare. O măsură a polarizării este sarcina atomică efectivă (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 și distanța = ql (C∙m) Momentele dipolului electric – cantități vectoriale, prin urmare momentele dipolare ale legăturilor din moleculă sunt însumate ca vectori. 5.2.5. Gradul de ionicitate al unei legături 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 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 2. Sarcina efectivă a unui atom dintr-o moleculă caracterizează densitatea electronilor de deplasare și este determinată 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 qcalc calculate ale atomului. qeff i 100%. q calc Tabel 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 o legătură dată . Valoarea Δχ = 1,7 este considerată în mod convențional că corespunde gradului de ionicitate al legăturilor, egal cu 50%. În mod convențional, se presupune 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 электролитическая диссоциация электролитов. Чем более полярна химическая связь, тем легче идет диссоциация. Диссоциация легче всего идет по ионной связи. Таблица 5.3 – Условное деление вещества на полярные и ионные Степень ионности 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, ducând la alinierea lor ca 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 care participă la hibridizare. Cele mai simple cazuri de hibridizare apar atunci când orbitalii s și p sunt amestecați. 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 180°. Aceasta determină geometria moleculelor cu hibridizarea sp a atomului central. Această moleculă are o structură liniară. 48 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Un exemplu este molecula BeF2, în care există sp - hibridizarea atomului de beriliu în stare excitată. Figura 5.6. Diagrama 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 orientate la un unghi de 120° unul față de celălalt. Acest tip de hibridizare corespunde geometriei unui triunghi plat. Un exemplu este molecula de fluorură de bor BF3. Figura 5.7. Diagrama unei molecule triunghiulare BF3 3. În timpul hibridizării sp3, se formează patru orbitali hibrizi. Ele sunt orientate la un unghi de 109°28" una față de alta, alungite până la vârfurile tetraedrului. Un exemplu este molecula de metan CH4, care are forma unui tetraedru. Figura 5.8. Diagrama unei molecule de metan tetraedrică 4. În moleculele de amoniac NH3 și apă H2O apare și sp3 - hibridizarea atomilor de azot și oxigen.Unghiul de legătură din aceste molecule este apropiat de cel tetraedric, dar nu egal cu acesta.În molecula de NH3 unghiul de legătură este de 107,3° .Distorsiunea unghiului tetraedrului se produce datorita influentei unui orbital nelegator.In molecula de apa unghiul de legatura este de 104,5° datorita influentei a doi orbitali neleganti orbitali Amoniac NH3 (forma de piramida trigonala) Apa H2O Angular forma moleculei Figura 5.9 Diagrama influenței orbitalilor nelegatori asupra geometriei moleculelor 49 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 5.2.7 Legătura metalică Legătura metalică este comunicarea între un număr mare de cationi metalici situate în nodurile rețelei cristaline metalice, realizată folosind electroni care se mișcă liber (gazul de electroni). Caracteristicile structurale ale metalelor conduc la proprietăți precum conductivitatea electrică, conductibilitatea termică, ductilitatea și luciul metalic. Cele mai comune rețele cristaline ale metalelor sunt cubice și centrate pe față. Conceptul de energie de legare nu se aplică legăturilor metalice datorită 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 dintre un proton si o grupare polara. 2. Interacțiunea donor-acceptor. Legătură de hidrogen intermoleculară: 1. Asociere H2O; (H20)2; (H20)5; (H2O)n Legături de hidrogen Schema 5.2. Influența legăturilor de hidrogen asupra proprietăților substanțelor chimice 5.3. Conceptul metodei orbitale moleculare (1928-1932) R. Mulliken Chimistul fizician american Mulliken Robert Sanderson. Pentru studiul său asupra legăturilor chimice și a structurilor electronice ale moleculelor folosind metoda orbitalelor moleculare, a primit Premiul Nobel pentru Chimie (1966). 50 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Principii de bază ale metodei orbitalelor moleculare O moleculă este un set format din 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 orbitalilor moleculari este metoda orbitalilor atomici extinsi la o molecula. Un orbital molecular este o combinație liniară de orbitali atomici. Funcția de undă orbitală moleculară se obține prin adăugarea sau scăderea funcțiilor de undă atomică. 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 cele mai importante. În stare lichidă și solidă, forțele de interacțiune dintre molecule sunt de mare importanță. Forțele de interacțiune intermoleculară universale se numesc forțe van der Waals. 51 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Acestea au 4 componente: forțele de orientare (între moleculele polare); forțe inductive (între moleculele polare și nepolare); forțele de dispersie; energia de respingere a învelișurilor de electroni. Semnificația practică a interacțiunilor intermoleculare este mare. Ele influențează 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 exemplul proprietăților chimice ale amoniacului. 4. Explicați geometria moleculelor cu SP3 - hibridizarea atomului central (CH4, NH3, H2O). 5. Comparați proprietățile legăturilor covalente și ionice. 6. Substanțe cu ce tip de legătură chimică se disociază cel mai ușor? 7. Câte legături π există 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: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. Suplimentar 1. Klinsky, G.D. Chimie anorganică /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Editura MCHA, 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 JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Prelegere 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 faza 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-o substanță dizolvată, un solvent și produse a interacțiunii lor. Solventul predomină cantitativ. Solutul este prezent 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 legăturilor ΔH1 > 0 Proces exotermic (degajare de căldură) - formarea de noi legături (solvatare, hidratare ΔH2)< 0 общий тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2 53 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило: Подобное растворяется в подобном. Полярные вещества – в полярных растворителях HCl – в H2O полярн. полярн. Неполярные вещества – в неполярных растворителях I2 – в бензоле неполярн. неполярн. 6.2. Способы выражения состава растворов Концентрация раствора – это величина, характеризующая содержание растворенного вещества в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя. Таблица 6.3 – Способы выражения состава растворов 6.3. Концентрация почвенного раствора и осмос Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемые мембраны. Движущими силами осмоса являются: переход в состояние с более низким уровнем энергии; выравнивание концентраций по обе стороны мембраны; увеличение энтропии (неупорядоченности системы). Величина осмотического давления черноземов при орошении составляет 0,5-5,0 МПа, а солонцов в засушливых районах 5-17 МПа. 54 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.4 – Осмотическое давление растительной клетки 6.4. Растворы электролитов 6.4.1. Водные растворы Важнейшим растворителем является вода. Водные растворы имеют огромное значение для живых организмов, в них проходят биохимические процессы. Распространение в природе и применение в промышленности и сельском хозяйстве. Таблица 6.5 – Биологическая роль воды Свойства воды 1. Молекула воды имеет угловую конфигурацию, так как имеет место SP3 – гибридизация электронных орбиталей атома кислорода 2. Электрический дипольный момент μ = 6,17∙10-30 Кл∙м (очень большой) 3. Диэлектрическая проницаемость = 81 (высокая) 4. Молекула воды полярна. 5. Степень ионности связи = 33% 6. Вода - уникальный растворитель. 55 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 7. Молекулы воды образуют водородные связи; вступают в диполь – дипольные и ион-дипольные взаимодействия. В stare lichida moleculele de apă sunt asociate: (H2O)2; (H20)3; (H20)4; (H2O)x. În rețeaua cristalină a gheții, fiecare atom de oxigen este conectat la cei 4 atomi de oxigen ai 4 molecule de apă prin patru legături de hidrogen. Există cavități între moleculele de apă. Figura 6.1. Impactul informației asupra unui cristal de apă 6.4.2. Teoria disocierii electrolitice Conceptele de „electroliți” și „non-electroliți” erau deja cunoscute în secolul al XIX-lea. Electroliții sunt substanțe ale căror soluții (sau topituri) nu conduc curentul electric. Nonelectroliții sunt substanțe ale căror soluții (sau topituri) nu conduc curentul electric. Pentru proprietățile generale (coligative) ale soluțiilor neelectrolitice, a fost descoperită legea Raoult–van't Hoff: o scădere a presiunii vaporilor saturați deasupra soluției, o creștere a punctului de fierbere, o scădere a punctului de îngheț este proporțională. la concentrația molară a soluției. S-a descoperit că soluțiile de electroliți nu respectă legea Raoult–van’t Hoff. Pentru electroliți, toate proprietățile coligative sunt de o importanță mai mare. De exemplu, pentru KCl ≈ de 2 ori, pentru BaCl2 ≈ de 3 ori. A apărut problema: de ce este așa? În 1887, S. Arrhenius (Suedia) a propus teoria disocierii electrolitice. Disocierea electrolitică este descompunerea moleculelor în ioni sub influența unui solvent (pentru soluții apoase - sub influența apei). Ionii sunt particule care au o sarcină. Cationii au o sarcină (+). Anionii au o sarcină (–). Electroliții sunt substanțe care conduc curentul cu ionii lor. 56 Copyright JSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Proprietățile coligative ale soluțiilor de electroliți sunt mai mari deoarece în timpul disocierii numărul de particule din substanța dizolvată crește. HCl = H+ + Cl– 1 particule 2 particule Arrhenius a fost un susținător al teoriei fizice a soluțiilor, care a afirmat că solutul nu interacționează cu solventul. DI. Mendeleev a creat teoria chimică soluţii (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 nou nivel, mai înalt. Cauza principală a disocierii este solvatarea (hidratarea). Unii ioni sunt foarte hidratați. Astfel, energia de hidratare a cationului de hidrogen (proton) este mare: H+: H+ + H2 O: = H3O+ acceptor donor cation de hidroniu Nu există cationi H+ liberi într-o soluție apoasă, aceștia sunt transformați în cationi puternici de hidroniu 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 dezintegrate în ioni și numărul total de molecule ale substanței dizolvate. Gradul de disociere se măsoară în fracții de unitate sau ca procent: O 1 sau O 100%. (%) = Diss 100%. Comun Gradul de disociere depinde de: natura substanței dizolvate (substanțele cu tipuri de legături chimice ionice și foarte polare 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). 57 Copyright JSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabelul 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 – într-un 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.Indice de hidrogen Aciditatea sau alcalinitatea unei soluţii poate fi caracterizată prin valoarea pH-ului. pH-ul este logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen. pH = - log - concentrația molară a cationilor de hidrogen, sau mai precis pH = - log a H a H - concentrația activă a cationilor de hidrogen. = 10-pH Indicele hidroxil Indicele hidroxil pH este logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidroxid. pOH = - log = 10–pOH Formule de rezolvare a problemelor 1) ∙ = 10–14; 4) pH + pOH = 14; 2) pH = – log; 5) = 10–pH; 3) pOH = – log[ОH–]; 6) = 10–pH. + 63 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte Figura 6.1. Schema modificărilor pH-ului când mediul se modifică Tabel 6.11 - Valoarea acidității mediului Sol Cernoziom Podzolic Solonchak pH Plant Optim. pH Soluție pH Cartofi 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. Importanța soluțiilor Soluțiile sunt răspândite în natură, utilizate în tehnologie și 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 sunt utilizate în tehnologie 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 absorb macro și micronutrienți din soluțiile apoase din sol. Lichidul vă permite să creați controale multifuncționale și Sisteme de informare . Prototipurile unui astfel de sistem sunt celula vie și creierul 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 regenerarea chimică a solurilor ușor 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 se ofilesc plantele când concentrațiile de sare din sol sunt prea mari? 64 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 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: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. Suplimentar 1. Egorov, V.V. Chimia mediului. /V.V. Egorov. – Sankt Petersburg: Editura Lan, 2009. – 192 p. 2. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituția de învățământ de stat federal de învățământ profesional superior „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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Prelegere 7 REACȚII REDOX 7.1. Teoria modernă a reacțiilor redox (ORR) 7.1.1. Importanța 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 secvențiale. Respirația, auto-reînnoirea corpurilor proteice, fotosinteza, absorbția alimentelor de către animale, absorbția 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, care amintește de metabolismul într-un organism viu. Circulația în natură a celor mai importante „elemente ale vieții” - azot, sulf, carbon - este asociată cu procesele redox. Atât în ​​sol, cât și în plante, aceste elemente suferă transformări redox. În cazul în care recomandările bazate științific pentru utilizarea îngrășămintelor cu azot sunt încălcate (dozele de îngrășăminte, dozele de aplicare, momentul, nereținerea în considerare a dinamicii compoziției solului, condițiile de temperatură, reglarea irigațiilor), se creează condiții pentru perturbarea echilibrului ecologic, otrăvire. a produselor agricole cu nitraţi şi nitriţi din cauza imposibilităţii reducerii normale a nitraţilor la amoniac. Tabel 7.1 - Importanța ORR pentru plante Sursa de resurse energetice pentru organismele vii Asimilarea anumitor nutrienți de către plante Formarea humusului în sol, creșterea fertilității acestuia ORR Procese de transformare a nutrienților din sol (fier, mangan, azot, sulf) Ciclul „elementelor vieții” din natură (azot, carbohidrați, sulf) Reacțiile redox sunt de mare importanță tehnologică. Sunt folosite pentru obținerea metalelor în industrie, pentru a produce acizi, fosfor, halogeni, hidrogen etc. Cu ajutorul reacțiilor redox, se obține energie care este utilizată în tehnologia automobilelor, rachetelor și aeronavelor. Multe probleme de mediu ale vremurilor noastre sunt asociate cu reacțiile redox, de exemplu, poluarea atmosferică cu oxizi de azot și sulf, deșeurile industriale și posibilitatea de a le transforma în substanțe care au aplicații benefice. Studiul proceselor redox creează o bază pentru înțelegerea unui număr de probleme complexe din chimia anorganică, chimie organică, fizică, biologică, chimie agronomică, știința solului și discipline speciale. Tabelul 7.2 - Intrasubiect și conexiuni interdisciplinare teoria OVR 7.1.2. Prevederi de bază ale teoriei ORR Reacțiile redox sunt reacții în care stările de oxidare ale elementelor se modifică datorită transferului de electroni de la un atom la altul. Reducerea este procesul de obținere de electroni de către un atom, ion sau moleculă a unei substanțe. Oxidarea este procesul de pierdere a electronilor de către 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 câștigă electroni. În timpul reducerii, starea de oxidare a elementului scade. În timpul oxidării, starea de oxidare a elementului crește. Procesul redox este unitatea a două procese opuse. A agent reducător (oxidat) -e– – +e B agent oxidant (redus) Cei mai importanți agenți reducători 2 Metale, H2; N B r; BUNĂ ; NaBr; K I ; H2S2; Na2S2; FeSO4; CO. Cei mai importanți agenți oxidanți sunt halogenii (F2, Cl2, Br2, I2), oxigenul O2; HNO3 (conc. și diluat), H2SO4 (conc.), KMnO4, K2Cr2O7. Proprietățile redox ale substanțelor se modifică periodic. 67 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency În perioada cu creșterea numărului de serie, proprietățile elementelor se modifică 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 cedați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni acceptați de agentul oxidant. 7.1.3. Calculul stării de oxidare a unui element Starea de oxidare Următorul concept de stare de oxidare este în prezent acceptat: Starea de oxidare este sarcina condiționată a atomului unui element, calculată din ipoteza că molecula este formată din ioni. Se pot propune următoarele definiții ale stării de oxidare: Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom al unui element dintr-un compus acceptat formal ca ionic. Numărul de oxidare este sarcina nominală a unui atom dintr-o moleculă ipotetică formată din ioni. Folosind conceptul de stare de oxidare, dorim să evaluăm modul în care sarcina unui element se schimbă atunci când atomii săi renunță sau câștigă electroni. Cantitativ, starea de oxidare este determinată de numărul de electroni dați sau acceptați de un atom. Reguli de bază: 1. Starea de oxidare a unui element în stare atomică este zero 2. Molecula este neutră din punct de vedere electric 3. Starea de oxidare a unui element din moleculele de substanțe simple este zero.O stare de oxidare constantă în compuși este: H+ ( cu excepţia H222 în hidruri de Na + H); O (excluderea lui O în O F 2); metale din grupa IA (Na+, K+); metale din grupa IIA (Ca+2, Ba+2), aluminiu Al+3 (grupa III A). Starea de oxidare: 2 metale pot fi numai pozitive: Na 2 O, C aO; 26 dintr-un nemetal poate fi fie pozitiv, fie negativ: H2S, S03; mai mult nemetal electronegativ într-un compus din două nemetale – 6 2 negativ: S O 3 ; este egal cu 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; Mărimea și semnul stării de oxidare depind de structura atomului. 68 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Algoritm pentru calcularea stării de oxidare necunoscută într-o moleculă 1. Desemnați stările de oxidare cunoscute ale elementelor; 2. Creați o ecuație pentru suma algebrică a stărilor de oxidare ale tuturor elementelor, care este egală cu zero (ținând cont de numărul de atomi ai fiecărui element); 3. Aflați starea de oxidare necunoscută rezolvând ecuația. Exemplu: Aflați numărul de oxidare al Mn în KMnO4 Soluție: KMnO4 +1 + x + 4(-2) = 0 x = +8 –1 = +7 Răspuns: Numărul de oxidare al manganului în KMnO4 este + 7. Pentru a găsi numărul 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 unui agent reducător datorită donării de electroni către acesta și reducerea agentului de oxidare datorită adăugării de electroni. Pentru a compila o ecuație electronică, trebuie comparată starea de oxidare a unui element în starea sa inițială și cea finală. Tabel 7.3 – Concepte de bază pentru alcătuirea 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 Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte 7.1.4. Algoritm de caracterizare a proprietăților redox ale compușilor complecși 1. Calculați starea de oxidare a elementului care determină proprietățile redox ale moleculei de substanță; 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 Stare de oxidare pozitivă maximă 5 H N O3 Fără electroni de valență N+5)0 ē 1s22s02p0 NH 3 3 Nivel electronic extern finalizat N 3)8 ē 1s22s22p8 3 K N O2 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. Tipuri de reacții redox Reacții intermoleculare de oxido-reducere Reacții intramoleculare de oxido-reducere Agentul reducător și agentul oxidant sunt în disparitate Agentul oxidant și agentul reducător sunt constituenți ai aceleiași molecule Reacții de disproporție (autooxidare-autoreducere) agentul și agentul reducător sunt același element Comporționarea reacțiilor (medierea) Agent reductor și oxidant - atomii unui element cu grade diferite de oxidare fac parte din molecule diferite 70 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 7.2. Algoritmi pentru alcătuirea ecuațiilor pentru reacțiile redox 7.2.1. Algoritm pentru alcătuirea ecuației ORR folosind metoda echilibrului electronic 1. Întocmește o schemă de reacție (scrieți formulele substanțelor inițiale și ale produselor de reacție; 2. Indicați stările de oxidare ale elementelor care s-au modificat în timpul reacției; 3. Întocmește ecuații electronice reflectând procesele de oxidare a agentului reducător și de reducere a agentului de oxidare 4 Pe baza regulii de echilibrare electronică, găsiți coeficienții agentului reducător și agentului oxidant 5. Așezați coeficienții găsiți pe părțile stânga și dreapta ale ecuația de reacție în fața substanțelor corespunzătoare; 6. Egalizare pentru metalul care nu a schimbat starea de oxidare; 7. Egalizare pentru nemetalul reziduului acid; 8. Egalizare pentru hidrogen; 9. Verificați pentru oxigen. Exemple: 7.2.2 Întocmirea ecuației ORR folosind metoda electron-ion (metoda semireacției) Metoda semireacției este utilizată pentru a afla coeficienții reacțiilor redox care apar în soluții.În această metodă, sarcinile ionilor oxidanți și reducători sunt indicate, și nu stările de oxidare ale elementelor. Regula egalității sarcinilor Sumele sarcinilor din stânga și din dreapta ecuației electron-ion a procesului redox trebuie să fie egale. Algoritm pentru alcătuirea ecuației ORR 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 produse ale transformării lor: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O mediu 71 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 3. Întocmește ecuații electron-ioni (semireacții) pentru oxidare și procese de reducere. Verificați suma sarcinilor din partea stângă și dreaptă a ecuației. Dacă suma sarcinilor particulelor originale 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, agentului oxidant și produșii transformării lor: 5. Puneți coeficienții în diagrama ecuației moleculare: 6. Egalizați pentru metalul care nu și-a schimbat sarcina (potasiu). 7. Verificați dacă există reziduuri acide. 8. Verificați dacă există hidrogen. 9. Verificați dacă există oxigen. Tabel 7.5 – Schema de absorbție a nitraților de către plante Ecuații electronice Ecuații electro-ionice 72 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 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 în timpul reacțiilor în celula 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. Astfel, fierul face parte din enzimele implicate în sinteza clorofilei, care joacă un rol important în respirația și metabolismul energetic 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. Dacă există o lipsă de mangan în sol, se folosesc îngrășăminte cu mangan - MnSO4 și KMnO4. Proprietățile permanganatului de potasiu KMnO4 7 K Mn O4 – agent oxidant puternic 7 Mn)0 – agent oxidant, fără electroni de valență (acceptă doar electroni) 0 7 Mn)3d 5 4s 2 7å Mn)3d 0 4s 0 7 Rolul mediului pentru proprietăţile oxidante ale KMnO4 (Mn ) Cursul reacţiei 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 apar cu participarea lor. Ionii de hidrogen iau parte la reacțiile cu un agent oxidant care conține oxigen (KMnO4, K2Cr2O7). Ele iau oxigenul de la agentul oxidant, facilitând procesul de reducere. Figura 7.1. Proprietățile permanganatului de potasiu KMnO4 în diverse medii Un mediu acid, în care concentrația de H+ este mare, este cel mai favorabil 7 pentru reacțiile care implică KMnO4. În aceste condiții, Mn este redus cel mai profund, iar cel mai mare număr de electroni este implicat în procesul de reducere. 73 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Mediu acid (favorabil, mult H+) Mediu neutru (mai puțin favorabil, mai puțin H+) Mediu alcalin (nefavorabil) 7.4. Potențiale redox. Direcția ORR Proprietățile redox ale unei substanțe sunt caracterizate de valoarea potențialului redox standard E0. Potențialul redox al electrodului standard (E0) este potențialul unui sistem redox măsurat în raport cu un electrod standard de hidrogen, cu condiția ca raportul dintre activitățile formelor oxidate și reduse să fie egal cu unitatea. Cu cât valoarea E0 este mai mare, cu atât agentul oxidant este mai puternic. Un proces are loc spontan cu participarea unui agent oxidant mai puternic, adică la 0 EMF = Eok Evost > 0 Condițiile în schimbare afectează direcția procesului. 74 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Exemplu: HClO4 + Br2 + H2O ↔ HClO3 + HBrO3 agent oxidant mai puternic Reacția are loc cu participarea unui agent oxidant mai puternic Ecuația Nernst RT a ok a H ln E=E + nF a restaurare 0 sau m 0,059 a ok a H E=E + . ln n a restaurare 0 O creștere a concentrației de 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. Compuneți ecuații electronice (sau electroni-ioni) corespunzătoare absorbției de sulf 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: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. 4. Ryazanova, G.E. Chimie anorganică și analitică / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituția de învățământ de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea agrară de stat Saratov”, 2006. - 172 p. Suplimentare 1. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Manual / 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 MCHA, 2001. – 384 p. 75 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Prelegere 8 CONEXIUNI COMPLEXE 8.1. Scurt istoric al compușilor complecși (CS) Istoria compușilor complecși poate fi împărțit în patru perioade. Perioada I (din cele mai vechi timpuri până la începutul secolului al XVIII-lea) Aplicarea unor compuși complecși: pietre prețioase (smarald, granat, turcoaz); coloranți naturali (indigo, violet, șofran); curățarea suprafeței metalelor pentru lipire;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 III (1893-1940) Crearea, justificarea și victoria teoriei coordonării a 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. De asemenea, M.V. Lomonosov a studiat dizolvarea sărurilor în soluții saturate, iar P.B. Bagration (nepotul comandantului) a descoperit reacția pentru producția industrială de aur. Yu.V. Lermontova (verișoara a doua a poetului) a efectuat separarea metalelor din grupul platinei. DI. Mendeleev, L.A. Chugaev, N.S. Kurnakov a introdus 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 JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency D.I. Mendeleev L.A. Chugaev N.S. Kurnakov I.I. Cerniaev V.V. Lebedinsky A.A. Greenberg Situație problematică - până la mijlocul secolului al XIX-lea, s-au acumulat informații despre reacții chimice neobișnuite și compuși. Exemplul 1: De ce AgCl, insolubil în apă, se dizolvă ușor 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 prin combinarea cu amoniacul NH3? CuSO4 + 4NH3 SO4 soluție albastru soluție albastru-violet Reacția a fost descoperită de Andrei Libavi în 1597. Butlerov A.M. credea că „Faptele care sunt inexplicabile prin teoriile existente sunt cele mai prețioase pentru știință; ar trebui să se aștepte ca dezvoltarea lor să se dezvolte în viitorul apropiat”. 8.2. Teoria coordonării lui Werner și ideile moderne Cuvântul „complex” (latină) este complex; combinaţie. În 1893, omul de știință elvețian Alfred Werner a propus teoria 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 particule care formează compuși complecși se schimbă și devin mai precise. Întrebările care explică proprietățile compușilor complecși sunt foarte complexe. 77 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 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 legăturii de valență (VBC). Metoda legăturilor de valență oferă răspunsuri calitative la întrebări în cadrul reprezentărilor vizuale. Din punctul de vedere al MBC: valența principală se explică prin formarea de legături ionice (sau covalente); valență secundară - o legătură covalentă formată printr-un mecanism donor-acceptor. Există diferite definiții ale compușilor complecși. Să vă prezentăm una dintre ele, bazată pe metoda legăturii de valență. Compușii complecși (CC) sunt compuși complecși de ordin superior, caracterizați prin prezența legăturilor covalente care apar printr-un mecanism donor-acceptor. 8.2.1. Compoziția moleculelor de compuși complecși 1. Agentul de complexare ocupă un loc central în molecula unui compus complex. Cei mai comuni agenți de complexare sunt cationii metalici. Agenți de complexare puternici: 3 2 0 2 2 cationi și atomi d-metali ai subgrupurilor laterale (Fe, Fe, Fe, Cu, Ag, Zn) 3 2 2 cationi p-metalici (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 LIGANDII în jurul său (ioni cu sarcină opusă sau molecule neutre) Anonii: F-(fluoro-), Cl– (cloro-), NO2– (nitro-), CN– (ciano-), SO32– (sulfito- ), OH– (hidroxo-) Molecule neutre: NH3 (amin-), H2O (aqua-), etc. 3. Numărul de coordonare al unui agent 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 numărul de oxidare al agentului de complexare. 78 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabelul 8.1 – Dependența numărului de coordonare de gradul de oxidare a agentului de complexare Gradul de oxidare a agentului de complexare KCC +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 de coordonare internă a compusului complex sau un ion 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 internă a CS este conectată cu sfera sa externă. Compoziția sferei exterioare, în funcție de sarcina ionului complex, poate include atât anioni de reziduuri acide, cât și cationi metalici (de exemplu, alcalini). Sarcina de pe sfera exterioară este egală ca mărime și opusă ca semn sarcinii de pe sfera interioară. Tabel 8.2 - Exemple de formule de compilare ale compușilor complecși Exemplul 1. Alcătuiți formula de clorură de cupru (II) tetraamină 2 [Cu (NH 3) 04 ] liganzi de complexare Exemplul 2: Compuneți formula tetrahidroxicinatului de sodiu 2 2 Cl 2 Na 2 [ Zn (OH) 4 ] 2 liganzi complexi externi colaborator mediu extern CCC CCC sfera de coordonare internă sfera de coordonare internă 8.2.2. Nomenclatura compușilor complecși Când compuneți denumirea unui compus complex, ar trebui: 1. Numiți mai întâi anionul. 2. În numele sferei de coordonare internă, enumerați de la dreapta la stânga toate componentele acesteia. 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 folosind cifre romane 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Exemplu: +Cl– clorură de argint diamina (I) Dacă sfera de coordonare internă este un anion (–), utilizați nume latin agent de complexare cu terminația „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 utilizate mai multe teorii - teoria câmpului ligand, teoria câmpului cristalin și metoda legăturii de valență. Teoria câmpului cristalin se aplică complexelor ionice. Se ține cont de forțele electrostatice și nu de forțele covalente. Teoria câmpului ligand presupune că formarea compușilor complecși are loc atât datorită forțelor electrostatice, cât și datorită interacțiunilor covalente atunci când orbitalii ionului central și liganzii se suprapun. Metoda legăturii de valență se bazează pe presupunerea că legarea chimică în compușii complecși are loc prin perechi de electroni singuri de liganzi și orbitali liberi ai agentului de complexare. Pentru a clarifica latura calitativă a problemelor, toate cele trei teorii sunt uneori folosite. Teoria legăturilor chimice în compuși complecși necesită dezvoltare și îmbunătățire ulterioară. Metoda legăturii de valență (MVM) este cea mai vizuală. Conform MBC, legătura chimică dintre agentul de complexare și liganzi are loc printr-un mecanism donor-acceptor. Exemplu: Cum se formează sfera de coordonare 3+? 1) Formarea ionului de complexare Al3+: 2). Atomul de oxigen dintr-o moleculă de apă are perechi de electroni care nu se leagă și poate juca rolul unui donator. 80 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Perechile de electroni sunt orientate în spațiu la un unghi de 90° (patru într-un plan, încă două perpendiculare pe acesta). Sfera de coordonare rezultată are forma unui octaedru Figura 8.1. Schema formării ionilor 3+ CN = 2 sp CN = 3 sp2 Triunghi cu haltere 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 printr-o legătură ionică. K3 = 3K+ + 3– A doua etapă. Disocierea secundară este disocierea sferei interioare a CS (ion complex). Este de tipul electroliților slabi, nesemnificativi. 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 pe baza legii acțiunii masei. Kn este raportul dintre produsul concentrației ionilor formați în timpul disocierii unui ion complex, într-un grad egal cu coeficienții din ecuația de disociere a unui ion complex, la concentrația ionului complex. 81 Copyright OJSC Biroul Central de Proiectare BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Exemplu: Creați expresii pentru constanta de instabilitate pentru sulfatul de cupru (II) tetraamină SO4. Disocierea primară: SO4 = 2+ + SO42– Disocierea secundară: 2+ ↔ Cu2+ + 4NH3 4 Kn = Cu cât valoarea Kn este mai mică, cu atât ionul complex este mai stabil. Tabel 8.3 – Constantele de instabilitate ale unor ioni complexi Ion complex + 2+ 2+ 34– 2– – Кн 7.2∙10–8 3.5∙10–10 2.1∙10–13 1.0∙10–44 1 ,0∙10–37 ,0∙10–37 ∙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 se disociază complet. Exemplu: Disocierea sării lui Mohr NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO42. Reacții de schimb care implică compuși complecși Preparare albastru de Prusia (Albastru de Prusia) F. Diesbach (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 și sunt utilizați în industrie, agricultură și pentru rezolvarea problemelor de mediu. 82 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabel 8.4 - Semnificația compușilor complecși Compuși complecși Pentru producerea de acoperiri metalice dense și durabile Pentru separarea elementelor pământurilor rare Îndeplinesc funcții specifice în organismele vii (respirație, fotosinteză, cataliză enzimatică) În chimie analitică - pentru determinarea multor elemente În agricultură - pentru combaterea clorozei calcaroase a plantelor, pentru dizolvarea carbonaților și hidroxizilor de fier, pentru eliminarea deficitului de zinc Pentru a rezolva problemele de mediu, pentru a obține agenți de complexare ușor de neutralizat Hemoglobina Efectuează transferul de oxigen de la plămâni la țesuturi. Are o semnificație unică pentru viața corpului uman. Clorofilă Un compus intracomplex de ion de magneziu cu liganzi organici complecși. Are o semnificație unică pentru plante (pentru fotosinteză). Figura 21. Schema de manifestare a 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Moleculele multor enzime sunt construite în funcție de tipul de compuși intra-complex, în care rolul agenților de complexare este jucat de „metale de viață” - 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 absorbția microelementelor și fixarea azotului atmosferic are loc cu participarea agenților de complexare. În 1964 M.E. Volpin și V.B. Schur a făcut o descoperire la Institutul de Compuși Organoelementali. Ei au transformat azotul molecular într-un compus complex în condiții normale, 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 se descompun de apă în amoniac. Întrebări pentru autocontrol 1. Conceptul de compus complex. 2. Scrieți o formulă pentru un compus 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: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „Universitatea Agrară de Stat Saratov”, 2006 – 284 p. Suplimentare 1. Chimie anorganică (elemente biogene și abiogene): Manual / editat de prof. V.V. Egorova. – Sankt Petersburg: Editura Lan, 2009. – 320 p. 2. Ugay, Ya.A. Chimie generală și anorganică /Ya.A. Ugai. – M.: Liceu, 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Prelegere 9 CINETICA CHIMICA. ECHILIBRUL CHIMIC 9.1. Conceptul de cinetică chimică Cinetica chimică este studiul vitezei și mecanismelor reacțiilor chimice. Cinetica chimică studiază cursul unei reacții în timp, studiază factorii care influențează 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. Mecanismul de reacție este succesiunea completă a tuturor etapelor sale elementare. Viteza unei reacții este determinată de viteza celei mai lente etape (limitatoare) a reacției. Mecanismul de reacție pentru sinteza iodurii de hidrogen Etapa 1 Etapa 2 Etapa 3 Etapa 4 (rapidă) (lent) Ecuația reacției totale: H2 + I2 2HI Reacția tiosulfatului de sodiu cu acid sulfuric Ecuația reacției totale Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O Etapa 1 Na2S2O3 + H2SO4 = 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 unitatea de volum sau pe unitatea de suprafață pe unitatea de timp. Viteza unei reacții chimice este măsurată prin modificarea concentrației uneia dintre substanțele care reacţionează 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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency ΔС Δt Vav Valoarea adevărată (instantanee) a vitezei de reacție este calculată ca limită pentru pe care viteza medie tinde la Δt → 0 , adică. ca derivat al concentraţiei în timp: dС dt Vist. Semnul + sau – depinde dacă modificarea concentrației a cărei substanță - originalul sau produsul - este utilizată pentru calcule. Dacă se utilizează concentrația substanței care intră în reacție, atunci viteza de reacție va avea semnul minus (–), deoarece concentrația sa scade în timpul reacției. Viteza reacției chimice Concentrația C, mol/l Figura 9.1. Dependența modificărilor concentrației de timpul de reacție 9.3. Factori care influenţează viteza unei reacţii chimice Schema 9.1. Influența factorilor cinetici asupra vitezei unei reacții chimice 86 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabel 9.1 – Importanța naturii substanțelor care reacţionează pentru posibilitatea și activitatea reacției Au + HCl = does nu apar 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 substanţele care reacţionează (C) ridicate la puterea coeficienţilor lor stoichiometrici.aA + bB = cC + dD;V = KC àÀ C b , unde K este constanta vitezei de reacţie.Constanta vitezei depinde de natura reactanţilor şi de temperatura, dar nu depinde de concentratia lor.Constanta de viteza este numeric egala cu viteza de reactie daca concentratia fiecaruia dintre substantele care reactioneaza este egala cu 1 mol/dm3.Pentru reactiile eterogene nu este inclusa concentratia substantei solide. în ecuaţia cinetică, întrucât aria suprafeţei este practic constantă, iar substanţele reacţionează numai la suprafaţă.Regiunea de manifestare a legii acţiunii masei.Legea acţiunii masei este valabilă pentru o reacţie care are loc într-o etapă sau pentru fiecare individ. etapa unei reacții în mai multe etape.Aplicarea legii acțiunii masei pentru a calcula viteza unei reacții fără a lua în considerare mecanismul în mai multe etape va duce la rezultate eronate. Exemple 1. Reacție omogenă 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 4 Pentru reacția directă 1 = K1C HCl CO 2 Pentru reacția 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) 87 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & Book-Service Agency LLC 9.3.2. Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție 1. Regula lui Van't Hoff Pentru fiecare 10 grade temperatura crește, viteza de reacție crește de 2-4 ori: Vt 2 = Vt 1 t1 t 2 10 Vt 2 ; Vt1 Δt 10 γ, unde este coeficientul de temperatură, luând valori de la 2 la 4. Regula lui Van't Hoff este aproximativă. Este aplicabil pentru o evaluare aproximativă a efectului schimbărilor de temperatură asupra modificărilor vitezei de reacție într-un interval mic de temperatură. 2. Pentru a determina mai precis efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice într-un interval larg de temperatură, se folosește ecuația Arrhenius: K = Ae Ea /RT, unde K este constanta vitezei; A – constantă; e – baza logaritmului natural; Ea – energia de activare; R – constanta de gaz; T – temperatura absolută. Omul de știință suedez Svante Arrhenius a creat teoria disocierii electrolitice în 1887, 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 lui S. Arrhenius: Viteza de reacție depinde de numărul de molecule active, și nu de numărul total al acestora. Doar moleculele active reacţionează. 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 materiile prime 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 intermediară de tranziție (complex activat) cu energia maximă a sistemului. Apoi se descompune și se formează molecule ale produsului de reacție cu noi legături chimice și se eliberează energie. O reacție este exotermă dacă cantitatea de energie eliberată este mai mare decât energia de activare. În prezența unui catalizator, energia de activare scade și viteza de reacție crește. 88 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte Figura 9.2. Diagrama energetică a reacției 9.3.3. Influența catalizatorilor asupra vitezei unei reacții chimice Catalizatorii sunt substanțe care afectează viteza unei reacții, dar nu sunt consumate în cursul acesteia. Catalizatorii pozitivi măresc viteza de reacție deoarece reduc energia de activare. Catalizatorii negativi (inhibitorii) reduc viteza unei reacții chimice. Cataliza este o modificare a vitezei reacțiilor chimice sub influența catalizatorilor. Reacțiile catalitice sunt reacții care apar sub influența catalizatorilor. Reacțiile catalitice joacă un rol important în producție chimicăși biochimie. 90% din toate producțiile industria chimica se folosesc catalizatori (producerea de amoniac, acid azotic, acid sulfuric, cauciuc etc.). Catalizatorii sunt utilizați la arderea combustibilului și la tratarea apelor uzate. Instalațiile de amoniac de înaltă tehnologie folosesc mai puțină energie și produc mai puține deșeuri decât plantele tradiționale. Cataliza poate fi omogenă sau eterogenă. În cataliza omogenă, reactivii și catalizatorul sunt în aceeași stare de agregare.În cataliza eterogenă se folosește un catalizator solid, iar reactivii 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 nanocompoziții, materiale semiconductoare și compuși complecși. Se acordă multă atenție catalizatorilor nanocompoziți care conțin metale foarte dispersate sau oxizi metalici stabilizați într-o matrice de zeolit ​​având o structură tridimensională ordonată a porilor (canalelor) de dimensiune moleculară (0,3 - 1,2 nm). Au o gamă largă de aplicații datorită selectivității lor catalitice, rezistenței la acizi și stabilității termice. 89 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Cataliza 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 și accelerează reacțiile redox. „Comparația cu biocataliza arată că, în ciuda marilor succese, suntem încă departe de a exploata 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 substanțe utilizate în prepararea semințelor dezactivează 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 timpul cărora concentrația compușilor intermediari și viteza reacției suferă fluctuații, care pot fi periodice. Laureatul Nobel Ilya Prigogine a numit descoperirea reacțiilor oscilatorii o ispravă științifică a secolului al XX-lea. Isprava a fost că în secolul al XX-lea a fost posibil să se demonstreze că reacțiile oscilatorii există, deoarece înainte de asta au fost respinse. Informațiile despre reacțiile oscilatorii se află în arhivele secolelor XVII-XIX. Cartea „Teoria oscilațiilor” de A.A. Andronova, A.A. Witta și S.E. Khaikina a fost publicată în 1937. DA. Frank-Kamenetsky a publicat cartea „Difuziunea și transferul de căldură în cinetica chimică” în 1947. Aceste lucrări au fost inovatoare, dar nu au fost acceptate și au fost lăsate în uitare. În 1951 B.P. Belousov a descoperit și descris o reacție oscilativă vizuală, a propus idei 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. Jabotinsky. 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 observarea caracteristicilor proceselor complexe de auto-organizare într-un sistem chimic simplu și permite diferite tipuri de control. Rezultatele studiului reacției Belousov-Zhabotinsky au dat un impuls puternic dezvoltării unor astfel de noi secțiuni stiinta moderna, ca sinergetică, termodinamica proceselor de neechilibru. Sinergetica studiază procesele de autoorganizare în sisteme deschise de neechilibru. Sinergetica te învață să vezi lumea într-un mod nou. Sinergetica demonstrează cum haosul poate acționa ca un mecanism de evoluție, cum ordinea poate apărea din haos. Vă permite să priviți lumea ca un singur și foarte sistem complex , dezvoltându-se după legile dinamicii neliniare. Este necesar să se studieze o varietate de procese - reversibile și ireversibile, echilibru și neechilibru, deterministe și nedeterministe, care au loc în fenomene cu diferite niveluri de complexitate. 90 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agenția de servicii de carte 9.5. Echilibrul chimic. Posibilități de control al proceselor chimice 9.5.1. Conceptul de echilibru chimic Reacțiile chimice se împart în două grupe: 1. Reacțiile reversibile sunt reacții care au loc în două direcții reciproc opuse: N2 + 3H2 2NH3 2. Reacțiile ireversibile se desfășoară într-o singură direcție: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Echilibrul chimic - Acesta este o stare a unui sistem de substanțe care reacţionează în care vitezele 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 substanțelor inițiale ridicate la puterea coeficienților lor stoichiometrici este o valoare constantă numită constantă de echilibru ( Kp). Aplicarea legii acțiunii masei pentru o reacție reversibilă ne permite să derivăm constanta 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 unitatea. Concentrațiile de substanțe stabilite la echilibru chimic se numesc echilibru. Ele sunt indicate prin formulele substanţelor care reacţionează cuprinse între paranteze drepte. Pentru reacția aA + bB V1 = K1[A]a [B]b; cC + dD V2 = K1[C]c [D]d În echilibru, V1 = V2. Atunci K1[A]a [B]b = K1[C]c [D]d Kr = 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 o metodă de sinteză a amoniacului din azot și hidrogen. Studiind condiţiile în care se produce această reacţie, a descoperit şi formulat principiul prin care se determină direcţia deplasării echilibrului chimic la modificarea concentraţiei reactanţilor, a temperaturii şi presiunii (la gaze). reacţii). Tabel 9.2 – Principiul lui Le Chatelier Exemplu: 2CO2 + 568 kJ/mol 2CO + O2 ∆Н = – 568 kJ/mol Condiții de deplasare a echilibrului către produs: 1. Creșterea concentrației de O2 2. Creșterea presiunii 3. Reducerea temperaturii 9.5.3. Elemente de termochimie Principiul lui Le Chatelier este o consecință a celei de-a doua legi a termodinamicii. Schimbarea echilibrului chimic cu schimbările de temperatură este asociată cu energia reacțiilor chimice. Aceste întrebări 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 ramură 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 implică absorbția de căldură. Ecuația termochimică a unei reacții este o ecuație care specifică efectul termic al unei reacții. 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 schimbările din mediu în timpul procesului de reacţie (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 BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Pentru o reacție endotermă, efectul termic Q este indicat cu semnul minus (–), deoarece căldura este absorbită din mediu: 2H2 + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol (exo); N2 + O2 = 2NO – 180,5 kJ/mol (endo) 2. Efectul termic al unei reacții reflectă modificări în sistemul de reactanți în sine (efectul termic termodinamic al unei reacții). În acest caz, se utilizează conceptul de modificare a entalpiei ΔH. Entalpia H este rezerva de energie a unei substanțe 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, iar rezerva sa de energie crește (semnul +): 2H2 + O2 = 2H2O; ΔHo = – 571 kJ/mol (exo) N2 + O2 = 2NO; ΔHo = 180,5 kJ/mol (endo) Efectul termic al reacției este de obicei dat pentru condiții standard: presiune normală 101,3 kPa (1 atm) și temperatură 298 K (ΔHo). Efectul termochimic al reacției este egal ca mărime și opus ca semn efectului termic termodinamic: Q = – ΔН. 9.6. Posibilitati de control al proceselor chimice Existenta reactiilor reversibile este o manifestare a legii unitatii si a luptei contrariilor care actioneaza in natura. Înțelegerea acestei legi în manifestarea ei specifică este de mare importanță practică pentru controlul optim al proceselor chimice în conditii favorabile, pentru a realiza eficiența și calitatea producției. Tabel 9.3 - Factori cinetici și termodinamici care influențează procesul chimic Reacția chimică Natura substanțelor care reacţionează Factorii termodinamici: deplasarea echilibrului, posibilitatea de reacție Factorii cinetici care influențează viteza de reacție (natura substanței, concentrația, temperatura, presiunea) Posibilitatea de contradicție acțiunea 93 Mediul extern al reacției Copyright JSC „CDB „BIBKOM” & LLC „Agenția Kniga-Service” Controlul reacțiilor chimice este posibil numai pe baza înțelegerii legilor cărora 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 cu viteză mare și mică. 2. Definiți energia de activare. 3. Cum se va schimba viteza de reacție când este încălzită de la 20° la 50° dacă coeficientul Van't Hoff este 2? 4. Calculați coeficientul van’t Hoff dacă, când temperatura se schimbă de la 20° la 50°, viteza de reacție crește de 27 de ori. 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 = 2H2O + 571 kJ/mol. ∆Н = – 571 kJ/mol REFERINȚE Principal 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. Riazanov. – Saratov: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „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 sisteme 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 Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency LISTA BIBLIOGRAFICĂ 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. Erori 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: Editura „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 rapoartelor celui de-al XVIII-lea Congres Mendeleev de chimie generală și aplicată: În 5 volume; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – P. 47. 8. Egorov, V.V. Chimia mediului. /V.V. Egorov. – Sankt Petersburg: Editura Lan, 2009. – 192 p. 9. Klinsky, G.D. Chimie anorganică /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Editura MCHA, 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): Manual / 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: Instituția de învățământ de stat federal de învățământ profesional superior „Universitatea agrară de stat Saratov”, 2006. - 172 p. 17. Ryazanova, G.E. Chimie generală și anorganică. Tabele și diagrame / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituția de Învățământ de Stat Federal de Învățământ Profesional Superior „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. Ugai, Ya.A. Chimie generală și anorganică /Ya.A. Ugai. – M.: Liceu, 2004. – 528 p. 95 Copyright OJSC „CDB „BIBKOM” & LLC „Agency Kniga-Service” CUPRINS Introducere................................ ................................................... ........................................................ .. 3 Curs 1. Concepte de bază și legile de bază ale chimiei.................................. 4 1.1 . Obiectivele studierii disciplinei............................................................. ............................................. 4 1.2. Importanța chimiei pentru agricultură.................................................. ............. ........ 4 1.3. Materia chimie .................................................................. ........................................................ ......... 5 1.4 . Dialectica conceptelor de bază și a legilor chimiei........................................................ ........ 5 1.5. Metode de studiere a chimiei.................................................. .......... .................................. 8 Întrebări pentru autocontrol ................. ................................ ........................ .................. 11 Referințe...... .............................................................. ................................... .............. 12 Cursul 2. Învățătura modernă despre structura atomului.................................. ... ................ 13 2.1. Dialectica ideilor despre structura atomului............................................. ........... 13 2.2. Modelul mecanic cuantic modern al structurii atomului.................................. 14 2.3. Formule electronice ale elementelor.................................................. ..... ............... 17 Întrebări pentru autocontrol ........................ ............ ................................................ .............. 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 tabelului periodic.............................................................. ............ .............. 23 3.3. Algoritm pentru caracteristicile generale ale unui atom de element........................................... ........ 24 3.4. Frecvența 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. Frecvența modificărilor proprietăților acido-bazice ale substanțelor chimice........................................... ............................................................. ................... 39 4.4. Probleme de competență profesională................................................ .................. .. 40 Întrebări pentru autocontrol.................. ............................... ................... ................. 40 Referințe ......... ...................... .................................................. .................. 41 Cursul 5. Legătura chimică.......... ................ ........................................ .......... ............ 43 5.1. Idei moderne despre legăturile chimice.................................................. ....... 43 5.2. Fundamentele metodei legăturii de valență (MVM) W. Heitler și F. London (1927) ............................... ... ................................................. 43 5.2.1 . Mecanisme de formare a legăturilor covalente............................................. ....... 43 5.2.2. Legătură covalentă................................................ ... ................................ 44 5.2.3. Tipuri de legături chimice.................................................. ..................... ........ 45 5.2.4. Tipuri de legături chimice.................................................. ..................... ................................. 46 5.2 .5. Gradul de ionicitate a legăturii.................................................. ..................... ....................... 46 5.2.6. Hibridarea orbitalilor atomici .................................................. ...... ...... 48 5.2.7. Conexiune metalică................................................. ........................................ 50 5.2.8. Legătură de hidrogen................................................ .................................... 50 5.3. Conceptul metodei orbitalelor moleculare.................................................. ........ 50 96 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 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. Disociarea electroliților.................................................................. .... ....................... 60 6.4.7. Reacții în soluții de electroliți.................................................. .... ............. 61 6.4.8. Hidroliza sărurilor.............................................................. .... ................................................. 61 6.4. 9. Produs ionic al apei. pH-ul hidrogenului.................................. 62 6.4.10. Semnificația soluțiilor.............................................................. ..... .................................. 64 Întrebări pentru autocontrol..... .......................................................... ............. ................................. 64 Referințe..... ............................... ................... ..................................... ............. ........... 65 Curs 7. Reacții redox.................. ............... ............ 66 7.1. Teoria modernă a reacțiilor redox (ORR) ...... 66 7.1.1. Importanţa proceselor redox.................. 66 7.1.2. Prevederi de bază ale teoriei ODD.................................................. ....... ............. 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 alcătuirea ecuațiilor reacțiilor redox.................................................. ........................................................ ............... ................................. 71 7.2.1. Algoritm pentru compilarea ecuației OVR utilizând metoda balanței electronice............................................... ............................................................. ................... 71 7.2.2. Întocmirea ecuației ORR folosind metoda electron-ion (metoda semireacției) ................................. ................................................... ......................... .... 71 7.3. Proprietățile redox ale compușilor elementelor biogene.................................................. ........................................................ ....................................... 73 7.4. Potențiale redox. Direcția ODD........................... 74 Întrebări pentru autocontrol................ ............................. ................................. .......................... ...... 75 Referințe................ ................................................... ......................................... ......... 75 Cursul 8. Compuși complecși................................... ........ ............................... 76 8.1. O scurtă istorie a compușilor complecși (CC) .......................................... ........... 76 8.2. Teoria coordonării lui Werner și ideile moderne................................ 77 8.2.1. Compoziția moleculelor de compuși complecși.................................................. ........ 78 8.2.2. Nomenclatura compușilor complecși.................................................. ..................... 79 8.3. Legături chimice în compuși complecși............................................. ....... .. 80 8.4. Disocierea electrolitică a compușilor complecși................................... 81 Întrebări pentru autocontrol... ................................................... ........................................ 84 Referințe................ ............................. ................................. .......................... ................................ 84 97 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Curs 9. Cinetică chimică. Echilibru chimic................................................ ... 85 9.1. Conceptul de cinetică chimică............................................. ....... ................................. 85 9.2. Viteza de reacție chimică.................................................. ..................... ................................... 85 9.3. Factori care influențează viteza unei reacții chimice ................................................ .......... 86 9.3.1. Influența concentrației asupra vitezei de reacție............................................. ........... 87 9.3.2. Influența temperaturii asupra vitezei de reacție............................................. ......... 88 9.3.3. Influenţa catalizatorilor asupra vitezei reacţiilor chimice............................................ 89 9.4. Conceptul de reacții oscilatorii.............................................. .................... .................... 90 9.5. Echilibrul 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 pentru autocontrol.... ................................. ....................... ................................. ....... 94 Referințe.................................................. .................................................. ................... 94 Bibliografie........... .................. .................................................. ............. 95 Cuprins................................ ................ ........................................ .......... ...................................... 96 98

Capitolul 1.

Tipare generale chimice și de mediu.

Unde începe chimia?

Este aceasta o întrebare dificilă? Fiecare va răspunde diferit.

În liceu, elevii studiază chimia pe mai mulți ani. Mulți oameni se descurcă destul de bine la examenul final la chimie. In orice caz…

Conversațiile cu solicitanții și apoi cu studenții din primul an indică faptul că cunoștințele reziduale în chimie după liceu sunt nesemnificative. Unii se confundă 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.

Chimia lor nu a început niciodată.

Chimia, aparent, începe cu o stăpânire profundă a fundamentelor sale și, mai presus de toate, a conceptelor și legile 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 unui element dat în tabel este o valoare relativă. Unitatea de masă atomică relativă este considerată 1/12 din masa unui atom de carbon, un izotop cu un număr de masă de 12 și se numește unitatea de masă atomică /amu/. Prin urmare, 1 amu 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. Cantitatea este adimensională. În mod specific pentru fiecare element, masa atomică arată de câte ori masa unui atom dat este mai mare sau mai mică de 1/12 din masa unui atom de carbon.

Același lucru se poate spune despre greutatea moleculară.

Masa moleculara este masa unei molecule exprimată în unități de masă atomică. Mărimea este de asemenea relativă. Masa 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 de substanță care conține 6,02 * 10 23 unități structurale /atomi, molecule, ioni, electroni etc./. Mol de atomi, mol de molecule, 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 desemnat cu litera „M”. De exemplu, masa molară a acidului sulfuric M H 2 SO4 = 98 g/mol.

Următorul concept este „echivalent”. Echivalent/E/ este cantitatea 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 N =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 unui element este o mărime variabilă. Depinde de masa atomică /A/ și de valența /B/ pe care elementul o are într-un anumit compus. E=A/B. De exemplu, să determinăm echivalentul de sulf în oxizii SO2 și SO3. În SO 2 E S = 32/4 = 8, iar în SO 3 E S = 32/6 = 5,33.

Masa molară a unui echivalent, exprimată în grame, se numește masă echivalentă. Prin urmare, masa echivalentă a hidrogenului ME H = 1 g/mol, masa echivalentă a oxigenului ME O = 8 g/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 câtul dintre greutatea moleculară a acidului împărțit la numărul de atomi de hidrogen care participă la reacție. Pentru acidul H 2 SO 4, atunci când ambii atomi de hidrogen reacţionează H 2 SO 4 +2NaOH=Na 2 SO+2H 2 O echivalentul va fi egal cu EN 2 SO4 = M H 2 SO 4 /n H =98/2=49

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

Echivalent de sare Sarea /E/ poate fi calculată împărțind greutatea sa moleculară la produsul dintre numărul de atomi de metal care reacționează și valența acestora. Astfel, echivalentul sării Al 2 (SO 4) 3 va fi egal cu E Al 2 (SO 4) 3 = M Al 2 (SO 4) 3 /6 = 342/2,3 = 342/6 = 57.

Echivalent de oxid/E ok / poate fi definit ca suma echivalentelor elementului corespunzător și oxigenului. De exemplu, echivalentul CO 2 ar fi egal cu suma echivalenţi de carbon şi oxigen: E CO 2 =E C +E O =3+8=7.

Pentru substante gazoase este convenabil să se utilizeze volume echivalente /E V /. De cand 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. Să luăm în considerare hidrogenul. Masa molară a hidrogenului 2g ocupă un volum de 22,4 litri, apoi masa sa echivalentă de 1g ocupă un volum de 11,2 litri / sau 11200 ml /. Prin urmare E V N =11,2l. Volumul echivalent de clor este de 11,2 l /E VCl = 11,2 l/. Volumul echivalent de CO este 3,56 /E VC O =3,56 l/.

Echivalentul chimic al unui element sau substanță complexă este utilizat în calculele stoichiometrice ale reacțiilor de schimb, iar în calculele corespunzătoare ale reacțiilor redox se folosesc echivalenți oxidativi și de reducere.

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

Echivalentul reducător este egal cu greutatea moleculară a agentului reducător împărțit la numărul de electroni pe care îi renunță într-o reacție dată.

Să scriem reacția redox și să determinăm echivalentul agentului de oxidare și al agentului reducător:

5N 2 aS+2KMnO 4 +8H 2 SO 4 =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 KMn04 =M KMn04/ne=158/5=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 = M Na 4 S / ne = 78/2 = 39. Masa molară a echivalentului Na 2 S este de 39 g/mol.

În procesele electrochimice, în special în timpul electrolizei substanțelor, se utilizează un echivalent electrochimic. Echivalentul electrochimic este determinat ca coeficientul echivalentului chimic al substanței eliberate la electrod împărțit 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 determină acest lucru proprietate unică fiecare element, care se numește valență. În cele mai multe vedere generala Valența este capacitatea unui atom de a forma o legătură chimică. O legătură chimică pe care o poate forma un atom de hidrogen este luată ca unitate de valență. 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 conditie necesara finalizarea cu succes a cursului de chimie.

Valence este, de asemenea, legată de un astfel de concept de chimie ca starea de oxidare. Substarea de oxidare este 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 partajată ar fi complet mutată la un element mai electronegativ. Starea de oxidare are nu numai o expresie numerică, ci și un semn de sarcină corespunzător (+) sau (–). Valence nu are aceste semne. De exemplu, în H2SO4 starea de oxidare este: hidrogen +1, oxigen –2, sulf +6, iar valența, în consecință, va fi 1, 2, 6.

Valența și starea de oxidare în valori numerice nu coincid întotdeauna ca valoare. De exemplu, într-o moleculă de alcool etilic CH 3 –CH 2 –OH valența carbonului este 6, hidrogenul este 1, oxigenul este 2, iar starea de oxidare, de exemplu, a primului carbon este –3, al doilea este –1: –3 CH 3 – –1 CH 2 –OH.

1.2. Concepte de bază de mediu.

Recent, conceptul de „ecologie” a intrat profund în conștiința noastră. Acest concept, introdus încă în 1869 de E. Haeckel, provine din greacă oikos- casă, loc, locuință, logos– învățătura / tulbură din ce în ce mai mult omenirea.

În manualele de biologie ecologie definită ca știința relației dintre organismele vii și mediul lor. O definiție aproape consonantă a ecologiei este dată de B. Nebel în cartea sa „Știința mediului” - Ecologia este știința diferitelor aspecte ale interacțiunii organismelor între ele și cu mediul. O interpretare mai amplă poate fi găsită în alte surse. De exemplu, Ecologie – 1/. Știința care studiază relația dintre organisme și ansamblurile lor sistemice și mediu; 2/. Un set de discipline științifice care studiază relația structurilor biologice sistemice /de la macromolecule la biosferă/ între ele și cu mediul; 3/. O disciplină care studiază legile generale de funcționare a ecosistemelor la diferite niveluri ierarhice; 4/. O știință cuprinzătoare 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 mediului. / N.A. Agidzhanyan, V.I. Torshik. Ecologie umană./. Cu toate acestea, termenul „ecologie” se referă nu numai la ecologie ca știință, ci și la starea mediului însuși și la impactul acestuia asupra oamenilor, florei și faunei.

Manualul este destinat școlarilor, solicitanților și profesorilor. Manualul conturează bazele moderne ale chimiei într-un mod scurt, dar informativ și clar. Acestea sunt elementele de bază pe care fiecare absolvent de liceu trebuie să le înțeleagă și trebuie să le cunoască absolut pentru oricine se consideră un student la chimie, medicină sau biolog 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 probleme principale. 1) Din ce constau substantele? 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 timpul reacțiilor chimice, moleculele unor substanțe sunt transformate în molecule ale altor substanțe. Atomii nu se modifică în timpul reacțiilor 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 bucată de materie, oricât de mică, ar putea fi împărțită în bucăți și mai mici. Leucip credea că, ca urmare a unei astfel de diviziuni, se poate obține o particulă atât de mică încât o diviziune ulterioară ar deveni imposibilă. Studentul și filozoful lui Leucip, Democrit, a numit aceste particule minuscule „atomi”. El credea că atomii fiecărui element au o dimensiune și o formă specială și că asta 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 aproape teoria atomică formă modernă. Totuși, această teorie este doar rodul reflecției filozofice, neconfirmată 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 atomică 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. Legături chimice și structură moleculară 41
§ 3.1. Natura legăturii chimice 41
§ 3.2. Legatura covalenta 44
§ 3.3. Legătura ionică 48
§ 3.4. Racord metalic 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. În condiții optime pentru obținerea substanțelor la scară industrială 111
CAPITOLUL 8. Soluții 114
§ 8.1. Dizolvarea ca proces fizico-chimic 114
§ 8.2. Factori care afectează solubilitatea substanțelor 117
§ 8.3. Modalități 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 sărurilor 128
CAPITOLUL 10. Tipuri de bază de reacții chimice 129
§ 10.1. Simbolismul și caracteristicile de clasificare ale reacțiilor 129
§ 10.2. Clasificarea după 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 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 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 atomică și poziția în tabelul periodic D.I. Mendeleeva 168
§ 13.2. Proprietățile chimice ale hidrogenului 171
§ 13.3. Producția de hidrogen și utilizarea acestuia 173
§ 13.4. Oxizi de hidrogen 174
CAPITOLUL 14. Halogeni 178
§ 14.1. Proprietăți fizice halogeni 178
§ 14.2. Proprietățile chimice și producția de halogeni 180
§ 14.3. Halogenuri de hidrogen, acizi hidrohalici și sărurile acestora 185
§ 14.4. Compuși cu halogen 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. Acizii nitric și azotos 210
§ 16.5. Oxizi și acizi de fosfor 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 stare de oxidare +4 230
§ 17.7. Compuși de siliciu cu stare de oxidare -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. Proprietățile și prepararea substanțelor 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. Aplicarea gazelor nobile 269
PARTEA III. CHIMIE ORGANICA 271
CAPITOLUL 22. Concepte și modele de bază în chimia organică 271
§ 22.1. Chimie organică subiectul 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. Arenele 300
§ 26.1. Caracteristici generale 300
§ 26.2. Preparare și proprietăți chimice 303
§ 26.3. Orientanți (deputați) 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 saturați 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 acidului carboxilic 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. Amine alifatice saturate 371
§ 32.2. anilina 375
CAPITOLUL 33. Aminoacizi. Peptide. Proteine ​​377
§ 33.1. Aminoacizi 377
§ 33.2. Peptide 381
§ 33.3. Proteine ​​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 sintetici cu molecule înalte (polimeri) 400
§ 36.1. Caracteristici generale 400
§ 36.2. Materiale plastice 402
§ 36.3. Fibra 404
§ 36.4. Cauciucuri 405
Lectură recomandată 410.