9 клас Хімія. Підручник (М. М. Савчин) by gramota-publishing

М. М. Савчин

ХІМІЯ Підручник для 9 класу загальноосвітніх навчальних закладів

Київ «Грамота» 2017

УДК ББК

Умовні позначення: — завдання для актуалізації знань;

— «Цікаво знати»;

— завдання для самоконтролю;

— лабораторний дослід;

— запам’ятайте, зверніть увагу;

— практична робота; — «Домашній експеримент»;

— підсумовуємо вивчене; — «Навчальний проект».

C13

Савчин М. М. Хімія : підруч. для 9 кл. загальноосвіт. навч. закл. / М. М. Сав чин. — К. : Грамота, 2017. — 256 с. : іл. ISBN Підручник створено відповідно до вимог Державного стандарту базової і повної загальної середньої освіти щодо навчального предмета «Хімія» та чинної програми, затвердженої МОН України. Зміст навчальних тем скеровано на формування предметних компетентностей учнів. Методичний апарат підручника зорієнтований на вікові особли вості учнів-дев’ятикласників і передбачає різноманітні види діяльності, які використовуються на різних етапах здобуття знань і досвіду. У підручнику в межах навчальної програми подано відомості про розчини, хімічні реакції, органічні сполуки, багатоманітність речовин, а також про видатних українських учених-хіміків тощо. Для учнів дев’ятих класів, учителів, студентів педагогічних на- вчальних закладів.

ISBN

УДК ББК

Шановні дев’ятикласники! У цьому навчальному році ви завершуєте вивчення курсу хімії основної школи й отримаєте загальноосвітні та культурологічні знання, здобудете досвід роботи з речовинами та їх використанням. За програмою 9 класу ви вивчатимете 4 теми. Вивчення розчинів у першій темі важливе не лише для практич ного використання, а й для розуміння їхнього значення в різних галу зях народного господарства, побуті й життєдіяльності всіх живих організмів. Поглибити та розширити знання про хімічні реакції, закономірності їх перебігу, швидкість і залежність швидкості від зовнішніх чинників. Узагальнити ці знання на якісно новому рівні дозволить вивчення другої теми. Третя тема розкриває широкий світ органічних сполук, що вхо дять до складу клітин живих організмів на молекулярному рівні. Вивчення органічних речовин відкриє шлях до розуміння біологічних процесів, з якими ви ознайомитеся в курсі біології. Узагальнення знань з курсу хімії основної школи (четверта тема) системно об’єднує ключові світоглядні питання про багатоманітність речовин і взаємозв’язки між ними, дозволяє усвідомити наукову кар тину світу, значення хімії в житті суспільства й екологічні проблеми, зумовлені хімічними виробництвами. Окрім цього, ви ознайомитеся з відомостями про українських учених-хіміків, які зробили неоціненний внесок у розвиток хімічної науки. Вивчивши й узагальнивши знання, уміння та досвід роботи з речо винами, за позитивного ставлення до вивчення хімії ви сформуєте необхідні для подальшого навчання й життя предметні та базові компе тентності. У цьому вам допоможе виконання лабораторних робіт, роз рахункових і експериментальних задач, різнорівневих завдань, розмі щених у рубриці «Завдання для самоконтролю» в порядку зростання складності, та практичних робіт, навчальних пошукових і дослідниць ких проектів, демонстраційних і домашніх експериментів. У тексті параграфів уміщено запитання та завдання, за допомогою яких ви зможете пригадати вже відомий вам матеріал або поглибити знання під час вивчення нового. Рубрики підручника ставлять за мету допомогти вам навчитися досліджувати властивості речовин і спосте рігати результати досліджень, самостійно виконувати практичні роботи, обчислювати, формулювати висновки, готувати навчальні про екти. Для полегшення роботи з підручником у ньому подано умовні позначення рубрик (див. с. 2). Бажаю успіхів у навчанні! Авторка

§ 1. ОСНОВНІ КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК Повторивши матеріал параграфа, ви зможете: • називати представників основних класів неорганічних спо лук; • наводити приклади назв та формул оксидів, кислот, основ і солей; • класифікувати неорганічні сполуки за складом; • порівнювати склад неорганічних сполук різних класів. Світ неорганічних речовин є надзвичайно багатоманітним. Існують ці речовини в різних формах, залежно від складу, будови та властивостей. Запам’ятати кожну неорганічну речовину практично неможливо. Але, коли згрупувати їх за складом, будовою та власти востями, то можна передбачати, прогнозувати чи визначати за ана логією будь-яку з них, знаючи окремих представників. У зв’язку із цим у природничих дисциплінах, у тому числі й у хімії, використо вують класифікацію. Це полегшує засвоєння знань про речовини, указує на внутрішні взаємозв’язки між ними, сприяє кращому розу мінню явищ, пов’язаних із їхніми перетвореннями. Отже, класифі кація дозволяє об’єднати речовини за спільними ознаками в певну систему, що вказує як на спорідненість, так і на відмінності між ними. Наприклад, таку систему розкрито в темі «Основні класи неорганічних речовин», засвоєної вами у 8 класі. Ця тема об’єднує відомі вам класи: оксиди, кислоти, основи та солі. Знаючи їх властивості, легко зрозуміти, що під час хімічних реакцій вони проявляють здатність до перетворень. Унаслідок цього речо вини одних класів перетворюються на речовини інших класів. Оксиди — це складні речовини, до складу яких входять два елементи, один з яких — Оксиген у ступені окиснення –2. Як і кожний з названих класів, оксиди класифікують на групи, поді

Повторення найважливіших питань... ОКСИДИ

Основні

Амфотерні

CO, SiO, N2O, NO

Кислотні

Солетворні

Несолетворні

Рис. 1. Схема класифікації оксидів

бні за складом, будовою та властивостями. Класифікацію оксидів на основні, кислотні, амфотерні відображено на рис. 1. Пригадайте, які речовини називають оксидами. Наведіть приклади основних, кислотних та амфотерних оксидів і назвіть їх.

Також оксиди поділяють на солетворні та несолетворні. Основні, кислотні й амфотерні оксиди належать до солетворних. До несолетворних оксидів, тобто таких, що не виявляють ні основних, ні кислотних властивостей, належать СО, SiO, N2O, NO (рис. 1). Серед великого розмаїття неорганічних сполук виокремлюють клас кислот. Кислоти — це складні речовини, до складу молекул яких входять один або кілька атомів Гідрогену, здатних заміщува тися на йони металічних елементів, і кислотні залишки. Найпоширенішими в природі є органічні кислоти: оцтова, лимонна, яблучна, щавлева, молочна. З неорганічних кислот най частіше використовуються хлоридна HCl, сульфатна H2SO4, ніт ратна HNO3, ортофосфатна H3PO4. Кислоти класифікують за двома ознаками (рис. 2): 1) за кіль кістю атомів Гідрогену в складі молекули кислоти; 2) за вмістом Оксигену.

КИСЛОТИ за кількістю атомів Гідрогену Одноосновні

Двоосновні

Триосновні

за вмістом Оксигену Безоксигенові Оксигеновмісні

Рис. 2. Схема класифікації кислот

Вступ Наведіть приклади кислот, що зазначені в класифікації на рис. 2.

Основи — складні речовини, до складу яких входять катіони металічних елементів й один або кілька гідрооксид-аніонів. Основи розглядають як сполуки оксидів із водою. Тому їх відносять до гідратів оксидів, або гідроксидів. Класифікують основи за кіль кістю гідрооксид-аніонів у складі формульної одиниці і за розчин ністю у воді (рис. 3.). Наведіть приклади основ за класифікацією, поданою на рис. 3. ОСНОВИ за розчинністю у воді розчинні (луги)

за кількістю гідрооксид-аніонів

нерозчинні

однокислотні

Рис. 3. Схема класифікації основ

двокислотні

багатокислотні

До четвертого класу речовин належать солі — складні речовини, утворені катіонами металічних елементів і аніонами кислотних залишків. У 8 класі ви вивчали тільки середні солі, тобто продукти повного заміщення атомів Гідрогену в кислоті катіонами металічних еле ментів. Однак є й інші групи солей. Їх класифікацію подано на рис. 4. Проаналізуйте склад зазначених у схемі (рис. 4) солей і поясніть походження назви кожної з наведених груп.

СОЛІ Середні

Кислі

Основні

Подвійні

Комплексні

K3PO4, CaCO3

NaHCO3, KH2PO4

Ba(OH)NO3, Fe(OH)Cl

NaKSO4, NaKCO3

K3[Al(OH)6]

Рис. 4. Схема класифікації солей

Повторення найважливіших питань... ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • У класифікації неорганічних речовин виокремлюють такі основні класи: оксиди, кислоти, основи, солі. • Оксиди — це складні речовини, до складу яких входять два елементи, один з яких Оксиген. Окрім основних, кислотних та амфотерних, які є солетворними, є група несолетворних оксидів. • Кислоти — це складні речовини, до складу молекул яких входять один або кілька атомів Гідрогену, здатних заміщуватися на йони металічних елементів, і кислотні залишки. Кислоти класифікують за вмістом: а) атомів Гідрогену — одноосновні, двоосновні, триосновні; б) Оксигену — оксигеновмісні й безоксигенові. • Основи — складні речовини, до складу яких входять катіони металічних елементів й один або кілька гідрооксид-аніонів. Класифі кують основи за: а) розчинністю у воді (розчинні — луги та не розчинні); б) кількістю гідрооксид-аніонів (одно-, дво-, багато кислотні). • Солі — складні речовини, утворені катіонами металічних елементів і аніонами кислотних залишків. Окрім середніх, є кислі, основні, подвійні, комплексні солі. ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Сформулюйте визначення: а) оксидів; б) кислот; в) основ; г) солей. Поясніть їхній склад. Наведіть приклади. 2. Назвіть речовини за хімічними формулами: CaCO3, Al2O3, H3PO4, Fe(OH)2, MgSiO3, HCl, Na2S, MgO, FeSO4, CO2, Ca(OH)2, Al(NO3)3, NaOH, KCl, LiOH, ZnI2, HNO3, Ba(OH)2, H2S, H2SO4, BaO, CuCl2, SO3. 3. Класифікуйте речовини, подані в завданні 2, на основні класи. Цікаво знати

• Харчова сода створює в організмі лужне середовище, у якому не можуть жити й розмножуватися ракові клітини, віруси та бактерії. Окрім цього, харчова сода сприяє підвищенню імунітету. Тому радять пити її розчин у воді для профілактики та лікування онкологічних захворювань, пом’якшення кашлю під час застуди, для інгаляцій, відбілювання зубів, лікування грибкових захворювань і хвороб шлунково-кишкового тракту. Увага! Слід твердо пам’ятати, що будь-яке застосування харчової соди з лікувальною метою треба узгодити з медиками. Крім того, потрібно знати й суворо дотримувати правил уживання цієї сполуки, бо неправильне вживання харчової соди може завдати шкоди організмові! (За матеріалами http://uarp.org).

Вступ

§ 2. ВЛАСТИВОСТІ ОСНОВНИХ КЛАСІВ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК Повторивши матеріал параграфа, ви зможете: • називати представників основних класів неорганічних сполук; • класифікувати неорганічні сполуки за властивостями; • порівнювати властивості неорганічних сполук різних класів; • обґрунтовувати залежність властивостей речовин від їхньої будови. Для подальшого вивчення неорганічних речовин у 9 класі повторімо властивості основних класів неорганічних сполук. Хімічні властивості оксидів. Кожна група солетворних оксидів характеризується певними фізичними та хімічними властивостями. Пригадайте фізичні властивості основних, кислотних й амфотерних оксидів.

Розглянемо, які хімічні властивості проявляють основні, кис лотні й амфотерні оксиди (табл. 1). Таблиця 1

Хімічні властивості оксидів Основні

1. Взаємодія з водою: К2О + Н2О = 2КОН

ОКСИДИ Кислотні

1. Взаємодія з водою: SO3 + H2O = H2SO4

Амфотерні

1. Взаємодія з кислотами: ZnO + 2НСl = ZnCl2 + H2O

2. Взаємодія з кислотами: 2. Взаємодія з лугами: 2. Взаємодія з лугами: t СаО + 2HCl = CaCl2 + СО2 + 2NaOH = ZnO+ 2NaOH = Na2ZnO2 + + H2O = Na2CO3 + H2O + H 2O 3. Взаємодія основних оксидів з кислотними (між собою):

3. Взаємодія з основними оксидами:

ВaO + SiO2 = ВaSiO3

ZnO + Na2O = Na2ZnO2

Висновок: основні та кислотні оксиди реагують 4. Взаємодія з кислотними з водою з утворенням гідратів оксидів. Основні оксидами: t оксиди за взаємодії з кислотами, а кислотні за ZnO + SO3 = ZnSO4 взаємодії з лугами утворюють сіль і воду. Під час взаємодії між собою — солі. Амфотерні оксиди взаємодіють з кислотами та лугами, з основними й кислотними оксидами, тобто про являють подвійну хімічну природу. Проаналізуйте дані таблиці, наведіть власні приклади рівнянь реакцій, що характеризують хімічні властивості оксидів.

Повторення найважливіших питань...

Хімічні властивості кислот. Подібність хімічних властивостей кис лот зумовлюють атоми Гідрогену, що входять до складу їхніх молекул. Насамперед у водних розчинах кислот відбувається зміна забарвлення індикаторів. Ця властивість дозволяє легко визначати кислоти серед інших речовин. Розчини лакмусу та метилоранжевого, універсальний індикатор ний папір у кислому середовищі набувають червоного забарвлення різних відтінків. Фенолфталеїн не реагує на кисле середовище. Інші властивості кислот подані в таблиці 2. Опрацюйте самостійно таблицю 2 та повторіть властивості кислот. Таблиця 2

Хімічні властивості кислот № з/п

Хімічні властивості кислот

Взаємодія з металами: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑; 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑. Назвіть солі й тип реакцій.

Взаємодія з основними оксидами: К2О + H2SO4 = К2SO4 + Н2О; СаО + 2HCl = СаCl2 + H2О.

Висновок

З розчинами кислот взаємоді ють метали, що у витискуваль ному ряді стоять до водню. Унаслідок реакції утворюється сіль і виділяється водень. Кислоти реагують з основними оксидами з утворенням солі та води.

Назвіть солі й тип реакцій.

Взаємодія з амфотерними оксидами: Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O. Назвіть утворену сіль.

Кислоти реагують з амфотер ними оксидами, утворюючи сіль і воду.

Взаємодія з основами: а) лугами: Кислоти реагують з лугами, 2HNO3 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 2H2O; нерозчинними основами й амфотерними гідроксидами, б) з нерозчинними у воді: утворюючи сіль і воду. H SO + Fe(OH) = FeSO + 2H O; 2

в) з амфотерними гідроксидами: 2HCl + Zn(OH)2 = ZnCl2 + H2O 5

Взаємодія із солями: Реакції між кислотами H3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3HNO3; та солями відбуваються 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑; за умови, що: а) випадає осад; 2HNO3 + Na2SO3 = 2NaNO3 + SO2↑ + б) виділяється газ; + H2O. в) одним із продуктів реакції є Наведіть приклади, що підтверджують вода. взаємодію кислот із солями.

Вступ Продовження табл. 2 № з/п

Хімічні властивості кислот

Висновок

Якісні реакції на хлоридну та сульфатну кислоти: а) HCl + АgNO3 = AgCl↓ + HNO3; б) H2SO4 + Ва(ОН)2 = ВаSO4↓ + + 2Н2О.

Реактивом на хлоридну кислоту є арґентум(І) нітрат (катіон Ag+). Випадає білий сирнистий осад арґентум(І) хлориду. Реактивом на сульфатну кис лоту є барій гідроксид (катіон Ва2+). Випадає білий осад барій сульфату. Обидва осади нероз чинні в нітратній кислоті.

Хімічні властивості основ. До складу лугів і нерозчинних основ входять одна або кілька гідроксильних груп. Їх присутність зумов лює подібність властивостей цих сполук. Як і розчини кислот, роз чини лугів можна виявити за допомогою індикаторів. Пригадайте, як змінюють забарвлення індикатори в лужному середовищі.

Хімічні властивості лугів і нерозчинних основ подано в таб лиці 3. Таблиця 3

Хімічні властивості лугів і нерозчинних основ Хімічні властивості лугів Властивості

Висновок

1. Взаємодія з кислот- За взаємодії ними оксидами: лугів з кис 2KOH + SO3 = K2SO4 + лотними оксидами + H2O; утворюються 2NaOH + CO2 = сіль і вода. = Na2CO3 + H2O

Хімічні властивості нерозчинних основ Властивості

Висновок

1. Взаємодія з кислотами:

За взаємодії нерозчинних основ з кис лотами утво рюються сіль і вода.

Cu(OH)2 + 2HCl = = CuCl2 + 2H2O; Fe(OH)2 + 2HNO3 = = Fe(NO3)2 + 2H2O

2. Взаємодія із солями: Під час взає 2. Розкладання модії лугів із за нагрівання: Ca(OH)2 + Na2CO3 = t солями утво= CaCO3↓ + 2NaOH. Сr(OH)2 = CrO + H2O. рюються Пригадайте, за яких нові сіль та Наведіть власний умов реакції відбува- основа. приклад реакції розються.

кладу.

За нагрі вання не розчинних основ утво рюються від повідний оксид і вода.

Повторення найважливіших питань... Продовження табл. 3 Хімічні властивості лугів Властивості

3. Взаємодія з кислотами: Ba(OH)2 + H2SO4 = = BaSO4↓ + 2H2O

Хімічні властивості нерозчинних основ

Висновок

Під час взає модії лугів з кислотами утворюються сіль і вода.

Властивості

Висновок

Ураховуючи те, що реакція нейтралі зації характерна для кислот і основ, потрібно зазначити: усі основи (розчинні та нерозчинні у воді) взаємодіють з розчинами кислот, а всі кислоти (розчинні та нерозчинні) — лише з лугами.

Наведіть власні приклади реакцій, які характеризують хімічні властивості основ.

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів. Для амфотерних гідроксидів характерно проявляти подвійну хімічну природу. Властивості амфотерних гідроксидів подано в таблиці 4. Таблиця 4

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів Взаємодія з кислотами

Взаємодія з лугами

Zn(OH)2 + H2SO4 = За взаємодії амфотерних = ZnSO4 + 2H2O; гідроксидів Al(OH)3 + 3HCl = з кислот = AlCl3 + 3H2O ними окси дами утворюються солі та вода.

1. Взаємодія з розчинами лугів:

Здатність речовин проявляти подвійні хімічні властивості (основ і кислот) називають амфотерністю.

За нагрі вання амфо Zn(OН)2 + 2NaOH (сплавл.) = терних гід роксидів = Na2ZnO2 + 2H2O; з лугами Al(OН)3 + 3KOH (сплавл.) = утворю= K3AlO3 + 3H2O ються сіль і вода.

Zn(OH)2 + NaOH = = Na2 [Zn(OH)4]; Al(OН)3 + 2KOH (розч.) = = K3 [Al(OH)6]

За взаємодії амфотерних гідроксидів з лугами утворюються солі.

2. Взаємодія з лугами за високих температур:

Хімічні властивості солей. Солі взаємодіють з простими та склад ними речовинами. Хімічні властивості середніх солей подано в таблиці 5.

Вступ Таблиця 5

Хімічні властивості середніх солей № з/п

Хімічні властивості

Взаємодія розчинів солей з металами: Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu↓; 2AgNO3 + Cu = Cu(NO3)2 + 2Ag↓

Висновки

Розчини солей реагують з металами, якщо до їх складу входить метал хімічно менш активний від того, що вступає в реакцію.

Взаємодія розчинів солей з кислотами: Реакції між солями та кисло Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ + H2O; тами відбуваються, якщо виді ляється газ чи випадає осад. BaCl + H SO = BaSO ↓ + 2HCl

Взаємодія розчинів солей з лугами: СuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl;

Al(NO3)3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KNO3 4

Взаємодія розчинів солей між собою: СaCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Са(NO3)2;

Реакції між солями та лугами відбуваються, якщо випадає осад. Реакції між солями відбува ються, якщо випадає осад.

К2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2КCl Наведіть власні приклади реакцій, що характеризують хімічні властивості солей. ПІДСУМОВУЄМ О ВИВЧЕНЕ • Основні оксиди реагують з: а) водою; б) кислотами; в) кислотними оксидами. Кислотні оксиди взаємодіють з: а) водою; б) основними оксидами; в) основами; г) між собою. Продуктами взаємодії кислотних оксидів з основними оксидами й основами є солі. Амфотерні оксиди проявляють властивості основних і кислотних оксидів. Продуктами реакцій є солі. • Спільні хімічні властивості кислот зумовлені наявністю в їхніх молекулах атомів Гідрогену. Кислоти у водному розчині змінюють забарвлення індикаторів, взаємодіють з: а) основними оксидами; б) лугами та нерозчинними у воді основами; в) розчинами солей. Реакції з лугами спостерігають за наявності індикаторів. Реакції відбуваються, якщо: а) випадає осад; б) виділяється газ; в) одним з продуктів реакції є вода. Хлоридну та сульфатну кислоти можна розпізнати за якісними реакціями. • Спільні властивості основ зумовлені наявністю в їхньому складі гідрооксид-аніонів. Луги у водному розчині змінюють забарвлення індикаторів, вступають у хімічну взаємодію з: а) кислотними оксидами; б) кислотами (реакція нейтралізації); в) розчинами солей. Нерозчинні основи реагують з кислотами та розкладаються за нагрівання на оксид і воду. • Амфотерні гідроксиди проявляють подвійну хімічну природу: під час реакцій з кислотами діють як основи, з лугами — як кислоти.

Повторення найважливіших питань... З лугами реагують у розчинах і під час спікання. Продуктами реакцій є солі. • Солі у водному розчині взаємодіють з: а) металами; б) кислотами; в) лугами; г) між собою. ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Випишіть формули кислот, основ і амфотерних гідроксидів з поданого переліку хімічних формул: FeO, LiOH, HNO3, СrО, Zn(OH)2, HCl, K2O, H2SO3, Al(OH)3, Mg(OH)2, H2SO4, Ca(OH)2, CaO, Fe(OH)3, H3PO4, Ba(OH)2, CaCO3, H2S, H2CO3, KOH, Fe(OH)2, NaCl, LiOH, Al2(SO4)3. Назвіть їх. 2. Перетворіть схеми реакцій на рівняння, дописавши формули пропущених речовин: а) Са(ОН)2 + HCl → _____ + H2O; б) CuSO4 + NaOH → → Cu(OH)2+ ____; в) KOH + SO2 → ____+ H2O; г) KCl + AgNO3 → _____ + + KNO3; ґ) BaCl2 + Na2SO4 → _____ + NaCl; д) NaOH + H2SO4 → ___ + H2O. 3. Поясніть, чому алюмінієвий посуд не можна мити мийними засобами, що мають лужне середовище. 4. Розчин, що містив барій гідроксид масою 34,2 г, повністю нейтралізували розчином сульфатної кислоти. Обчисліть масу речовини, що випала в осад. 5. Під час захворювань, пов’язаних зі зменшенням вмісту Кальцію в організмі, використовують розчин кальцій хлориду з масовою часткою солі 10 % в ампулах по 5 мл і 10 мл десятиразовим уведенням у вену. Обчисліть масу йонів Кальцію, яку отримує організм за курс лікування під час використання розчину кальцій хлориду в ампулах об’ємом по 5 мл, якщо густина розчину —1,1 г/мл. 6. Напишіть рівняння реакцій за поданими схемами:

а) КMnO4 → O2 → CaO → Ca(OH)2 → CaCO3 → CaO;

б) H2O2 → O2 → BaO → Ba(OH)2 → BaCl2 → BaSO4. Цікаво знати

• Солі Кальцію є необхідними для нормального функціонування і життєдіяльності організму людини. Найважливіші функції цих солей виконують йони Кальцію. Вони забезпечують передачу нервових імпульсів, діяльність м’язів серця й скорочення скелетних і гладких м’язів. Йони Кальцію у великій кількості є в кістковій тканині, беруть участь у згортанні крові. Зменшення вмісту Кальцію в плазмі крові призводить до патологічних змін і захворювань гіпокальціємією, виникнення судом, посиленого виділення кальцію з організму. Корекцію проводять за допомогою препаратів Кальцію, зокрема кальцій хлориду. Його застосовують як допоміжний засіб під час алергічних захворювань, при плевритах і пневмонії, ураженні печінки. Використовують розчин для ін’єкцій з масовою часткою 10 % по 5 мл і 10 мл.

Вступ

§ 3. ХІМІЧНИЙ ЗВ’ЯЗОК І БУДОВА РЕЧОВИНИ Повторивши матеріал параграфа, ви зможете: • наводити приклади речовин з ковалентним (полярним і неполярним) та йонним зв’язком; • розрізняти валентність і ступінь окиснення; ступінь окиснення і валентність елемента в простих і складних речовинах; • характеризувати властивості речовин з різними видами хімічних зв’язків; будову кристалічних ґраток з різними видами хімічних зв’язків; • класифікувати неорганічні сполуки за типом кристалічних ґраток; • порівнювати властивості речовин з різними видами хіміч них зв’язків. Хімічний зв’язок та його типи. Молекули та кристали неорганічних речовин утворюються внаслідок взаємодії між частинками, що вхо дять до їх складу. Отже, можна подати визначення хімічного зв’язку. Хімічний зв’язок — це зв’язок, утворений на основі взаємо дії між частинками речовини (атомами, молекулами, йонами), у результаті чого утворюються хімічно стійкі моле кули чи кристали. Залежно від того, атоми яких елементів беруть участь в утво ренні зв’язків і самого механізму взаємодії між частинками, ви вивчили два види: ковалентний та йонний зв’язки. Ковалентний зв’язок — це зв’язок, що утворюється за раху нок спільних електронних пар. У свою чергу, ковалентний зв’язок поділяють на: неполярний і полярний. Пригадайте, що подібне, а що відмінне в неполярному та полярному ковалентному зв’язку.

Ковалентний неполярний зв’язок — це зв’язок, який утво рюється між атомами з однаковою електронегативністю за рахунок спільних електронних пар, що розташовані симе трично від обох ядер атомів.

Повторення найважливіших питань...

Ковалентний неполярний зв’язок утворюється в молекулах простих речовин. Залежно від того, скільки електронів кожного атома беруть участь в його утворенні, він може бути одинарним (Н2), подвійним (О2), потрійним (N2). Електрони, що утворюють зв’язки, називають валентними. Ковалентним полярним зв’язком називають зв’язок, що утворюється між атомами з різною електронегативністю на основі спільних електронних пар. Ковалентний полярний зв’язок характерний для молекул складних речовин, утворених неметалічними елементами. Утворені при цьому спільні електронні пари зміщені до атома, що проявляє більшу електронегативність. Пригадайте, що виражає електронегативність атомів елементів.

Йонний зв’язок характерний для речовин, до складу яких вхо дять металічні та неметалічні елементи. Під час хімічних реакцій відбувається перехід електронів від металічних (атоми мають малу кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні) до неме талічних (атоми містять велику кількість електронів). Унаслідок цього атоми перетворюються на йони — заряджені частинки. Атоми металічних елементів, утрачаючи електрони, перетворюються на позитивно заряджені йони — катіони. Атоми неметалічних елемен тів, приймаючи їх, — на негативно заряджені йони — аніони. Як ви уже знаєте з курсу фізики, протилежно заряджені час тинки мають здатність притягуватися. Утворюється кристал: –

–

Na+ + Cl → Na+Cl . Поясніть, чим відрізняються атоми та йони: а) за будовою; б) за властивостями.

Поняття «молекула» для йонних сполук є умовним. Уживається поняття «формульна одиниця», яке вказує на співвідношення йонів у сполуці. Хімічний зв’язок між йонами називається йонним. У йонних сполуках кількість позитивних і негативних зарядів однакове, а отже, вони — електронейтральні.

Вступ

Порівнявши йонний зв’язок з ковалентним полярним, можна зробити висновок про те, що йонний зв’язок є крайнім випадком полярного ковалентного. Узагальнені поняття про класифікацію хімічного зв’язку подано на рис. 5. ВИДИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ

Ковалентний

Неполярний

Полярний

H2, Cl2, O2

HCl, H2O, HBr

Йонний

NaCl, K2SO4, FeS, Zn(NO3)2, NaOH, Ca(OH)2, Al2(SO4)3

Рис. 5. Схема класифікації видів хімічних зв’язків

Кристалічні

ґратки.

Залежність фізичних властивостей речовин Кожну з речовин, рідину чи газ, за певних умов (пониження температури, тиску) можна перевести у твердий стан. Унаслідок цього відбувається впорядкування струк турних частинок речовини в просторі й утворюються структури, що нагадують ґратки. Місця розташування структурних частинок (атомів, молекул, йонів) у ґратках називають вузлами. Залежно від виду частинок, що розміщуються у вузлах, розрізняють три типи кристалічних ґра ток: а) молекулярні; б) йонні; в) атомні. Молекулярні кристалічні ґратки характерні для речовин моле кулярної будови. У їхніх вузлах розташовуються молекули речовин з ковалентним зв’язком. Відповідно до видів цього зв’язку, розріз няють неполярні та полярні молекулярні ґратки. Йонні кристалічні ґратки характерні для речовин з йонним зв’язком. У їхніх вузлах містяться катіони й аніони, які втримуються силами взаємного притягання. Сили притягання між різнойменно зарядженими частинками великі, відповідно йонні зв’язки — міцні. Атомні кристалічні ґратки властиві для сполук із ковалент ними зв’язками. У вузлах таких ґраток розташовуються атоми, зв’язки між якими є рівноцінними та міцними. Прикладом атомних ґраток є кристалічні ґратки алмазу, силіцій(IV) оксиду. від типів кристалічних ґраток.

Наведіть приклади сполук з молекулярними, йонними й атомними кристалічними ґратками.

Повторення найважливіших питань... ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ РЕЧОВИН З РІЗНИМИ ТИПАМИ КРИСТАЛІЧНИХ ҐРАТОК

Молекулярні

Йонні

Атомні

Характеризуються: високою леткістю, легкоплавкістю, низькими температурами плавлення та кипіння. М’які.

Характеризуються: високою твердістю, тугоплавкістю, високими температурами кипіння, відсутністю леткості. Йонні зв’язки міцніші за молекулярні. Багато з них добре розчинні у воді.

Подібні за властивостями до йонних. Характеризуються: міцністю кристалів, високими температурами плавлення та кипіння, твердістю, крихкістю. Майже нерозчинні у воді.

Рис. 6. Схема характеристики фізичних властивостей речовин залежно від їхньої кристалічної будови

Ураховуючи відомості про кристалічну будову речовини, можна дійти висновку, що будова речовини та її властивості взаємопов’язані. За будовою можна характеризувати чи прогнозувати властивості й навпаки. За властивостями можна визначити її кристалічну будову. ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Хімічний зв’язок — це зв’язок, утворений на основі взаємодії між частинками речовини (атомами, молекулами, йонами), у результаті чого утворюються хімічно стійкі молекули чи кристали. • Ковалентний зв’язок — це зв’язок, що утворюється за рахунок спільних електронних пар. • Ковалентний неполярний зв’язок — це зв’язок, який утворюється між атомами з однаковою електронегативністю за рахунок спільних електронних пар, що розташовані симетрично від обох ядер атомів. • Ковалентним полярним зв’язком називають зв’язок, що утворюється між атомами з різною електронегативністю на основі спільних електронних пар. • Хімічний зв’язок між йонами називають йонним. • Перехід речовин у твердий стан пов’язаний з упорядкуванням структурних частинок речовини в просторі з утворенням структур, що нагадують ґратки, у вузлах яких розташовані молекули, йони або атоми.

Вступ • Назви кристалічних ґраток залежать від того, які структурні частинки наявні в їх вузлах: молекулярна, йонна, атомна. • Будова речовини та її властивості взаємопов’язані. ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Сформулюйте визначення: а) хімічного зв’язку; б) ковалентного неполярного та полярного, йонного. 2. Поясніть, чим відрізняється механізм утворення ковалентного неполярного та полярного зв’язків. 3. Поясніть, як утворюється йонний зв’язок і порівняйте з ковалентним полярним. 4. Класифікуйте сполуки за поданими формулами на ковалентні неполярні, полярні та йонні: HF, O2, KOH, ZnCl2, H2, HNO3, Cl2, NaNO3, HCl. 5. Охарактеризуйте відомі типи кристалічних ґраток і взаємозв’язок будови з фізичними властивостями. 6. Перемалюйте кросворд у зошит. Розв’яжіть його. У виділеному рядку прочитайте назву кристалічних ґраток. 4

8 5

2 3 6

9 10 11

1. Кристалічна ґратка алмазу. 2. Негативно заряджені йони. 3. Речовини, які класифікують на одно-, дво-, багатоосновні. 4. Назва сполук, що проявляють по двійну хімічну природу. 5. Речовини, що змінюють забарвлення у кислому та лужному середовищі. 6. Місця розташування структурних частинок у ґратках. 7. Зв’язок на основі спільних електронних пар. 8. Хімічний зв’язок в молекулах простих речовин-неметалів. 9. Хімічний зв’язок у молекулі водню. 10. Позитивно заряджені частинки речовини. 11. Назва хімічних елементів, які, втрачаючи електрони, утворюють катіони.

§ 4. ПОНЯТТЯ ПРО ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ. КОЛОЇДНІ Й ІСТИННІ РОЗЧИНИ Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • формулювати визначення понять «дисперсні системи», «ко- лоїдні й істинні розчини»; • класифікувати дисперсні системи за розміром частинок; • наводити приклади колоїдних та істинних розчинів; • пояснювати значення колоїдних розчинів у житті людини; • характеризувати колоїдні й істинні розчини. Дисперсні системи вивчає відділ хімічної науки — колоїдна хімія. Пригадайте з попередніх класів, що називають системою.

Поняття про дисперсні системи. Вам уже відомо, що система — це цілісність, яка складається з певних частин, взаємопов’язаних між собою певними логічними зв’язками. Тому дисперсними вважають системи, які складаються з двох чи більше речовин, причому одна з них у подрібненому стані рівно мірно розподілена серед частинок іншої. У кожної дисперсної сис теми є подрібнена речовина й речовина, у якій розподілені ці час тинки. Подрібнену речовину називають дисперсною фазою, а ту речовину, у якій міститься дисперсна фаза, — дисперсним середовищем. Дисперсній фазі, як і середовищу, у якому вона перебуває, властиві три агрегатних стани: твердий, рідкий, газоподібний. Найчастіше використовуються дисперсні системи, у яких дис персним середовищем є вода. Розглянемо класифікацію дисперс них систем за розміром частинок дисперсної фази (рис. 7, с. 20). Різноманітність дисперсних систем залежить від того, у якому стані перебуває дисперсна фаза та середовище. Доведено, що дис персна фаза й середовище можуть перебувати у твердому, рідкому та газоподібному станах. Тому дисперсні системи класифікують за агрегатним станом дисперсної фази й дисперсного середовища.

Тема 1 ДИСПЕРСНІ СИСТЕМИ (за розміром частинок дисперсної фази)

Грубодисперсні системи розмір частинок — понад 100 нм

Суспензії

Емульсії

Піни

Аерозолі

Колоїдні розчини розмір частинок — ≈ 1–100 нм

Золі

Гелі

Істинні розчини розмір частинок — менше 1 нм

Молекулярні

Йонні

Рис. 7. Схема класифікації дисперсних систем за розміром частинок (1 нм = 1 · 10–9 м)

До грубодисперсних систем за такими критеріями відносять: суспензії, емульсії, піни, аерозолі. Інша назва грубодисперсних сис тем — зависі. Суспензії, емульсії, піни, аерозолі. Найпоширенішими серед грубодисперсних систем є суспензії та емульсії. Суспензії (зависі) — це системи, у яких частинки твердої речовини рівномірно розподі лені між молекулами рідини (води). Тверді частинки можна поба чити неозброєним оком. Наприклад, ретельно перемішана суміш розтертої крейди чи глини у воді; запарена кава; крохмаль, зміша ний з холодною водою; зубна паста тощо. До суспензій належать будівельні розчини, фарби, значна кількість лікарських препаратів. Емульсії — це системи, у яких дисперсною фазою і середови щем є рідини, що не змішуються. До емульсій належать добре стру шена олія або бензин з водою, майонез, маргарин і вершкове масло, косметичні засоби, нафта. Емульсіями є також певні лікарські пре парати. Прикладом відомої вам емульсії є молоко, де дрібні час тинки (крапельки) жиру рівномірно розміщуються в середовищі рідини. Користуючись Інтернетом, знайдіть, які суспензії та емульсії застосовують як лікарські препарати.

Піни — системи, у яких дисперсною фазою є гази, а дисперс ним середовищем слугує рідина. До таких систем відносять піну,

Розчини

утворену розчиненням у воді мийних засобів. Окрім цього, наявні і тверді піни, які є газами (дисперсна фаза), розчиненими у твер дому середовищі. Приклади твердих пін — пемза, пінопласти, активоване вугілля, пінобетон, хлібобулочні вироби, різні сор бенти. До дисперсних систем належать і аерозолі. Це системи, які часто трапляються в природних умовах і характеризуються тим, що дисперсним середовищем у них є гази. До аерозолів належать: туман, коли в повітрі розчиняються дрібні краплинки води; дим, коли в повітрі поширені частинки твердої речовини; смог, що за своїм складом подібний до диму. Визначте самостійно, що є дисперсною фазою, а що — дисперсним середовищем під час утворення хмар.

Грубодисперсні системи розшаровуються, тверді частинки, що утворюють дисперсну фазу, осідають упродовж кількох хвилин. Швидкість процесу розшарування залежить від розмірів частинок дисперсної фази. Що вони більші, то швидше відбувається розша рування. Суспензії, емульсії, піни й аерозолі належать до двофазних сис тем. Колоїдні розчини. За розмірами частинок колоїдні розчини займають проміжне положення між грубодисперсними системами й істинними розчинами. Колоїдні розчини — це високодисперсні системи, у яких розмір частинок становить 1–100 нм, а колоїдне середовище є рідиною. Якщо в грубодисперсних системах частинки можна розділити меха нічно, то в колоїдних розчинах — ні. Розрізняють колоїдні розчини двох видів (рис. 7, с. 20): • золі — це рідкі колоїдні розчини; • гелі — желатиноподібні драглисті маси. У золях колоїдні частинки переміщаються вільно. Золі характе ризуються в’язкістю, прозорістю та стійкістю. З часом вони старі ють, що пов’язано зі злипанням частинок дисперсної фази під дією температури чи додаванням розчину, здатного проводити елек тричний струм. Укрупнені частинки не утримуються дисперсним середовищем, осідають і випадають в осад. До колоїдних розчинів належать білок курячого яйця, силікатний клей, свіжоосаджені алюміній та ферум(ІІІ) гідроксиди, кисіль та ін. Як приготувати колоїдний розчин?

Тема 1

Дослід 1. Реакція гідролізу ферум(ІІІ) хлориду Ця реакція полягає в утворенні золю ферум(III) гідроксиду під час розчинення ферум(ІІІ) хлориду в киплячій дистильова ній воді. Для цього в колбу з киплячою дистильованою водою об’ємом 100 мл додають краплями (10–12 крапель) насиченого розчину FеСl3. При цьому йони Fe3+, що входять до складу солі, активно приєднують гідрооксид-аніони від молекул води з утворенням нерозчинного у воді ферум(ІІІ) гідроксиду. Поступово за пониження температури відбувається конденсація утвореного ферум(ІІІ) гід роксиду в колоїдні частинки. Спостерігається зміна забарвлення на червоно-буре, що підтверджує наявність частинок золю. Дослід 2. Реакції обміну Вам відомо, що чимало реакцій обміну відбуваються з випадан ням осаду. Якщо таку реакцію провести із сильно розбавленими розчинами, де один з компонентів узятий у надлишку, то утворю ються не осади, а колоїдні розчини. Згодом частинки золей укрупнюються (коагулюють) з утворен ням гелів. За зниження температури відбувається драгління гелів, тобто перетворення їх із в’язкого, але текучого стану, в твердопо дібні драглі, що зберігають форму. Отже, у гелі колоїдні частинки взаємопов’язані. Такий процес називають коагуляцією. В організмі людини також відбуваються процеси, які можна від нести до коагуляції. У медицині процес зсідання крові (перехід її з рідкого стану у твердий) теж називають коагуляцією. До гелів належать драглисті маси, які желатин утворює в гаря чій воді. Окрім цього, до гелів належать різноманітні желе, марме лад, м’ясний і рибний студні тощо. Істинні розчини характеризуються тим, що молекули чи йони розчиненої речовини рівномірно розподіляються між молекулами розчинника. Частинки розчиненої речовини настільки дрібні, що їх не можна побачити навіть за допомогою мікроскопа. Особливістю істинних розчинів є те, що розділити розчинену речовину та розчин ник механічним способом неможливо. Це означає, що в істинних розчинах нема поверхні поділу фаз (немає поділу між розчинником і розчиненою речовиною), тому вони є гомогенними системами. Такі системи характеризуються високою стійкістю розчинів. Істинні роз чини є прозорими, не осідають, не піддаються фільтруванню. Як розрізнити істинні та колоїдні розчини? Істинні та колоїдні розчини розрізняють, пропускаючи крізь них пучок світла в темному приміщенні. У склянці з істинним розчином

Розчини

Джерело світла

Джерело світла Екран а

Екран б

Рис. 8. Розпізнавання істинних (а) і колоїдних (б) розчинів

світло проходить крізь нього непомітно, а в склянці з колоїдним — чітко простежується його шлях (рис. 8). Така різниця пояснюється різним розміром частинок у розчинах. Очевидно, що колоїдні частинки є великими, тому й проявляють здатність розсіювати світло. Таким способом у домашніх умовах можна розрізнити, істинними чи колоїдними розчинами є підсоло джений чай, кисіль, настоянка діамантового зеленого («зеленка»), виноградний сік, напій «Кока-кола», оцет. Як пучок світла можна використати лазерну указку. Значення дисперсних систем. Хочеться зазначити, що дисперсні системи мають широке поширення в природі та практичне застосу вання в людській діяльності. З їхньою участю відбувається зміна структури та властивостей ґрунтів, утворення туману, хмар, виві трювання гірських порід тощо. Їх застосовують під час технологіч них процесів у хімічній, харчовій і фармацевтичній промисловос тях, у сільському господарстві, медицині, парфумерії. У хімічній промисловості під час виробництва штучного шовку (віскозного, ацетатного) і синтетичних волокон (капрону, лавсану й ін.), лаків і фарб, клеїв, пластмас, гуми (рис. 9, с. 24). У сільському господарстві за участю дисперсних систем впли вають на структуру ґрунтів, виготовляють композиційні добрива, що ефективно впливають на ріст, розвиток і врожайність сільсько господарських культур. На використанні властивостей різних суспензій і емульсій ґрун тується виробництво цементу, гіпсу, бетону, будівельних компози ційних матеріалів. Шляхом зміни дисперсності багатьом матеріа лам надають кращої якості. Фармацевтична промисловість виробляє значну кількість лікарських речовин у формі тонких суспензій або емульсій, мазей, паст, кремів. У природоохоронній індустрії дисперсні системи

Тема 1 Хімічна промисловість

Нафтопереробна промисловість

Фармацевтична промисловість

Сільське господарство

Медицина

Парфумерія Основні галузі застосування дисперсних систем

Косметика Виробництво паперу

Будівництво Харчова промисловість

Лакофарбова промисловість

Синтетична промисловість

Охорона природи

Побут

Виробництво пластмас, сажі

Рис. 9. Застосування дисперсних систем

використовують для очищення природних і стічних вод, повітря й інших заходів. Значення дисперсних систем для життєдіяльності людини най різноманітніше. До всього сказаного можна додати й виробництво лаків і фарб, паперу, сажі, видобуток і переробку нафти, синтетич них каучуків, смол, клеїв, зубної пасти, продуктів харчування. Істинні розчини мають насправді безмежні сфери застосування. Насамперед, у шкільних хімічних лабораторіях під час вивчення властивостей речовин використовують їхні розчини. Під час при готування їжі, для догляду за рослинами, боротьби зі шкідниками рослин і тварин та їх лікування — усе це сфера використання істин них розчинів. Цікаво знати

• У фармацевтичній промисловості використовують гелеві препарати як ефективний засіб місцевої дії з метою знеболювання запальних уражень суглобів і м’яких тканин, що розташовуються навколо них, незначних травм, судинних ушкоджень. Гелева основа сприяє проникненню активної речовини в найглибші тканини, викликає додатковий охолоджувальний ефект, безпечна для шкіри, гігієнічна. Гель здатний утворювати на поверхні шкіри рівну, суцільну плівку, під якою діючі речовини добре всмоктуються крізь шкіру та проникають в осередок запалення.

Розчини • Доведено, що сироп «Уролесан», який використовується для лікування сечокам’яної хвороби в людей, може застосовуватися в практиці ветеринарної медицини для лікування домашніх тварин, хворих на цю ж хворобу. ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Дисперсні системи — це фізико-хімічні системи, що складаються з двох чи більше речовин, причому одна з них у подрібненому стані (дисперсна фаза) рівномірно розподілена серед частинок іншої (дисперсне середовище). За розмірами частинок дисперсні системи поділяють на: а) грубодисперсні; б) колоїдні розчини; в) істинні розчини. До грубодисперсних систем належать: а) суспензії; б) емульсії; в) піни; г) аерозолі. • Суспензії — це системи, у яких частинки твердої речовини рівномірно розподілені між молекулами рідини (води). • Піни — двофазні системи, у яких дисперсною фазою є гази, а середовищем слугує рідина. Є і тверді піни, для яких характерно те, що дисперсним середовищем є тверда речовина. • Аерозолі — це системи, які характеризуються тим, що дисперсним середовищем в них є гази. • Колоїдні розчини — це високодисперсні системи, у яких розмір частинок становить 1–100 нм, а колоїдне середовище є рідиною. Розрізняють золі — рідкі колоїдні розчини та гелі — желатиноподібні драглисті маси. • Істинні розчини характеризуються тим, що молекули чи йони розчиненої речовини рівномірно розподіляються між молекулами розчинника. Це гомогенні системи. Їм властива висока стійкість розчинів, вони — прозорі, не осідають, піддаються фільтруванню. ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Наведіть приклади дисперсних систем, які трапляються в природі та побуті. 2. Установіть відповідність між назвами груп дисперсних систем і розмірами їх частинок: А грубодисперсні; 1 1–100 нм; Б колоїдні; 2 < 1 нм; В істинні; 3 > 100 нм. 3. Установіть відповідність між назвами груп дисперсних систем і прикладами систем, що до них належать: А грубодисперсні; 1 молекулярні, йонні; Б колоїдні; 2 суспензії, емульсії; В істинні; 3 золі, гелі.

Тема 1 4. Установіть відповідність між назвами грубодисперсних систем та їх прикладами: А суспензія; 1 майонез; Б емульсія; 2 пемза; В піна; 3 розчин цукру; Г аерозоль; 4 зубна паста 5 туман. 5. Установіть відповідність між назвами золю, гелю, істинного розчину, суспензії: А золь; 1 сік з м’якоттю; Б гель; 2 молоко; В істинний розчин; 3 розчин натрій хлориду; Г суспензія; 4 алюміній гідроксид 5 кисіль. 6.

Позначте дві властивості істинних розчинів: А розмір частинок становить 1–100 нм; Б розмір частинок — менше 1 нм; В прозорі, не розділяються механічним способом; Г каламутні, колоїдні частинки осідають.

7. Назвіть не менше 6 галузей застосування дисперсних систем. «ДОМАШНІЙ ЕКСПЕРИМЕНТ»

Виготовте в домашніх умовах колоїдні розчини (желе, кисіль, крохмаль для підкрохмалення білизни, холодець тощо), використавши потрібні для цього речовини, й опишіть послідовність ваших дій.

§ 5. БУДОВА МОЛЕКУЛИ ВОДИ, ПОНЯТТЯ ПРО ВОДНЕВИЙ ЗВ’ЯЗОК

Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • знати будову молекули води; сформулювати визначення понять «водневий зв’язок», «диполь»; • розуміти, чому вода є добрим розчинником багатьох речовин; • пояснювати роль води в житті живих організмів; будову молекули води з погляду електронної теорії будови атома; • обґрунтовувати унікальну здатність води розчиняти речо вини; • висловлювати судження про значення розчинів у природі та житті людини.

Розчини Пригадайте, що вам відомо про поширення води в природі, її склад, властивість як розчинника.

Поширення води в природі. На нашій планеті вода є однією з найпоширеніших речовин, яка перебуває за звичайних умов у рід кому стані та заповнює всі впадини земної поверхні. Вода — це моря, океани, ріки, озера, що становлять майже 71 % земної поверхні. Вода — це створені людиною штучні водойми, зокрема ставки, водосховища. Якщо припустити, що земна поверхня не має впадин і гір, то вся вода нашої планети вкрила б її шаром товщиною 4 км. Вона входить до складу гірських порід і мінералів, солей, що отри мали назву кристалогідрати, тощо. Однак порівняно з великими загальними запасами води на планеті вміст прісної води є дуже малим і становить приблизно 2–3 % загальної кількості. Надходження прісної води відбувається під час танення льодовиків полярного та гірського походження, айсбергів полярних морів. Але запаси прісної води викликають неспокій у людства, оскільки вона забруднюється розчиненням шкідливих отруйних газів, що потрапляють в атмосферу під час хімічних та інших виробництв і внаслідок недбалого ставлення людини до природи. Отже, природна прісна вода не завжди є чистою. Прісна вода льодовиків й айсбергів є практично недоступ ною для використання. Важливо зазначити, що вода — основа життя на Землі. Вона входить до складу живих організмів та організму людини. Здійсніть дослідження щодо вмісту води в організмі людини, організмах різних тварин і рослин. Сформулюйте висновок про значення води.

Ураховуючи колообіг води в природі, її загальна кількість не змінюється, однак унаслідок господарської діяльності людини зменшуються запаси прісної води. Тому життєво необхідною потре бою та обов’язком кожної людини є збереження чистої води й боротьба проти її забруднення. За зміни температури вода утворює ще два агрегатні стани: твердий і газоподібний. З курсу географії вам відомо, що на полю сах земної кулі вода є у твердому стані у вигляді льоду великої товщини та снігу. У такому ж стані вона вкриває гірські вершини, озера та річки взимку. У газоподібному стані вода міститься в атмосфері. Перевести воду в пару можна в побутових і лабораторних умовах. Назвіть умови, за яких вода перетворюється на лід і пару.

Тема 1

Будова молекули води. Під час вивчення будови речовини ви ознайомилися з кристалічною структурою води й тепер вам відомо, що вона у твердому стані має молекулярні кристалічні ґратки. До складу молекули води Н2О входять два атоми Гідрогену й атом Оксигену, що з’єднані між собою ковалентним полярним зв’язком. Якщо врахувати, що Оксиген і Гідроген утворюють по кілька ізо топів, то в природі існують різновиди води, у яких наявні й важкі ізотопи цих елементів. Будову зовнішнього енергетичного рівня атома Оксигену виража ють електронною формулою 2s22p4. Отже, можна встановити, що із шести електронів атома є 2s і 2р спарених і 2р — неспарених. За рахунок неспарених р-електронів атом утворює дві спільні електронні пари з s-електронами двох атомів Гідрогену (рис. 10). Відомо, що р-електрони орієнту ються в просторі у двох взаємно перпен дикулярних площинах під кутом 90°. Рис. 10. Утворення спіль Але під час утворення ковалентного них електронних пар у молекулі води полярного зв’язку ядра атомів Гідрогену, що мають однойменний заряд, частково δ– відштовхуються. Кут між орбіталями, що утворили зв’язок, зростає до 105°, а тому молекула води має кутову будову (рис. 11). Під час утворення хімічних зв’язків атом Оксигену, як більш електронегатив 105° H H ний, зміщує до себе електронну густину хімічного зв’язку. Спільні електронні + + δ+ δ+ + пари, разом з електронами, які не брали Рис. 11. Кутова будова участі в утворенні зв’язків, концентру молекули води ють на атомі Оксигену частковий нега тивний заряд δ– (читається як «дельта мінус»). Відповідно на атомах Гідрогену H+ зосереджений позитивний заряд δ+ 2– (читається як «дельта плюс»). O → p Отже, молекула води — це диполь (рис. 12). Саме через це у вузлах кристалічних H+ ґраток води молекули строго орієнтовані одна до одної своїми полюсами. На рис. 12 подано масштабну модель моле Рис. 12. Масштабна модель кули води, де позначено часткові заряди будови молекули води з утворенням диполя на полюсах молекули.

+ +

Розчини Розгляньте уважно модель молекули води та поясніть, чому в Оксигену заряд «2–», а в Гідрогену — «+».

Водневий зв’язок. Ви знаєте, що молекули речовин утворю ються внаслідок виникнення ковалентного зв’язку між однаковими або різними атомами неметалічних елементів. Але між окремими молекулами теж може утворюватися зв’язок, якщо молекули полярні. Механізм утворення одного такого зв’язку полягає в притяганні атомів Гідрогену до атомів сильно електронегативних елементів, якими є Оксиген, Флуор і Нітроген. Цей зв’язок називають водневим. Водневий зв’язок — це електростатична взаємодія між моле кулами за участю атомів Гідрогену. Сила водневого зв’язку невелика, і порівняно з ковалентним він набагато слабший. Однак у різних полярних сполук він може бути більш або менш сильним. Це залежить від величини електронега тивності атома, що зв’язаний з Гідрогеном. Завдяки утворенню водневого зв’язку речовини асоціюють у рідинах і утворюють димери (дві молекули) або цілі агрегати моле кул (рис. 13).

Рис. 13. Модель асоційованих молекул води (а); схема утворення водневих зв’язків між молекулами води (б)

Водневі зв’язки прийнято позначати крапками. Це означає, що вони значно слабші за ковалентні. Наявність водневого зв’язку, а відповідно — й асоційованих молекул, впливає на властивості речовин. Зокрема, спостерігається підвищення температур плавлення і кипіння. Наприклад, темпера тура кипіння води є вищою за температуру кипіння подібних за складом до води летких сполук неметалічних елементів з Гідроге ном — H2S і H2Se. Якщо дигідроген сульфід і дигідроген селенід за звичайних умов є газами, то вода — рідина.

Тема 1

Розглянутий приклад утворення водневого зв’язку між молеку лами води називають міжмолекулярним. Однак водневий зв’язок може виникати в середині молекул, тобто між атомами тієї самої молекули. Такий зв’язок називають внутрішньомолекулярним. Він присутній не тільки в неорганічних речовинах, а й у молекулах органічних речовин, які мають високі відносні молекулярні маси: білків, нуклеїнових кислот, полімерів. Речовини, у яких наявні внутрішньомолекулярні водневі зв’язки, дещо відрізняються від тих, яким властиво утворювати міжмолеку лярні зв’язки; зокрема, вони краще розчиняються в органічних роз чинниках, характеризуються більшою леткістю. Водневий зв’язок не належить до сильних. Він легко утворю ється і так само легко руйнується, що важливо для біологічних про цесів, які перебігають у живих організмах і є життєво необхідними для їх функціонування. Водневий зв’язок ми вивчаємо для того, щоб зрозуміти меха нізми процесів розчинення, електролітичної дисоціації, окисно-від новних реакцій. Отже, завдяки своїй унікальній будові молекула води виявляє здатність утворювати агрегати за рахунок водневих зв’язків з моле кулами полярних і йонами йонних сполук. Це відіграє важливу роль у процесі розчинення з утворенням розчинів. ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Вода — унікальний мінерал (у широкому розумінні) поширений у природі; він становить майже 71 % земної поверхні; входить до складу гірських порід і мінералів, солей, які називають кристалогідратами, тощо. Вода заповнює створені людиною штучні водоймища: водосховища, моря, ставки. • Властивості води зумовлені унікальною будовою її молекули. Зв’язки, що виникають між Оксигеном і Гідрогеном, ковалентні полярні, розташовані під кутом 105°. Унаслідок цього молекула стає полярною, утворюється диполь. • Диполь — це система з двох зарядів (δ– і δ+), однакових за величиною, але протилежних за знаком. • Водневий зв’язок — це електростатична взаємодія між молекулами за участю атомів Гідрогену. • Водневий зв’язок між молекулами називають міжмолекулярним, а в середині однієї і тієї ж молекули між атомами (або групами атомів) — внутрішньомолекулярним. • Така структура води відіграє важливу роль у процесі розчинення речовин з утворенням розчинів.

Розчини ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Поясніть поширення води в природі та її важливість для життя на Землі. Яка біологічна роль води? 2. Поясніть будову молекули води з погляду електронної будови атомів, що входять до її складу. 3. Обґрунтуйте вплив водневого зв’язку на властивості речовин. 4. Доповніть висловлювання так, щоб вони стали завершеними: а) між атомами Оксигену й Гідрогену в молекулі води існують ______ полярні __________________; б) молекула води — ________________ сполука; в) диполь — це система з __________ зарядів, ____________ за величиною, але __________ за знаком. г) водневий зв’язок може бути _________ і ____________. Цікаво знати

• Діаліз — очищення колоїдних розчинів і високомолекулярних речовин від розчинених у них низькомолекулярних сполук за участю напівпроникної мембрани. Під час діалізу молекули низькомолекулярної речовини проникають крізь мембрану, а колоїдні частинки залишаються. Застосовують діаліз для очищення колоїдних розчинів від домішок: у промисловості для очищення штучних волокон, а також під час виготовлення лікарських препаратів. • Гемодіаліз — метод очищення крові при гострій і хронічній нирковій недостатності. Під час гемодіалізу відбувається видалення з організму токсичних речовин, нормалізується водний та електролітичний баланс.

§ 6. РОЗЧИН І ЙОГО КОМПОНЕНТИ. РОЗЧИНЕННЯ ЯК ФІЗИКО-ХІМІЧНИЙ ПРОЦЕС Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • формулювати визначення понять «розчин», «розчинник», «розчинена речовина», «гідрати», «гідратація»; • визначати склад розчину; • наводити приклади істинних розчинів; • розуміти суть процесу розчинення, його фізичну та хімічну природу; • пояснювати склад розчину, процес розчинення речовин та його фізико-хімічну природу; залежність розчинності від

Тема 1

площі зіткнення розчиненої речовини та хімічної природи розчинника й розчиненої речовини; значення розчинів у житті людини. Розчини в житті людини. Упродовж свого життя людина постійно використовує розчини багатьох речовин у всіх галузях своєї діяль ності. Найчастіше для виготовлення розчинів застосовуємо як роз чинник воду. Однак природна вода, яка заповнює впадини земної поверхні, теж існує у вигляді розчинів багатьох речовин, що вхо дять до складу ґрунтів, гірських порід, ґрунтових вод тощо. Усім відомо, що морська вода — дуже солона на смак. Це свід чить про те, що вона є розчином багатьох солей. Організм людини приблизно на 75 % складається з води, тому без її надходження він дуже швидко виснажується, і людина вми рає. До розчинів, що входять до людських організмів, належать плазма крові, лімфа, яка на 90 % складається з води. Рослини засвоюють поживні речовини з розчинів, які надходять із ґрунту. Клітинний сік рослин нагромаджується у вакуолях і скла дається з води, у якій розчинені різні солі, такі як: калій, натрій та ферум хлориди, калій, натрій нітрати, магній сульфат та інші речо вини. У клітинному соку в розчиненому стані наявні глюкоза, фрук тоза й органічні речовини, зокрема кислоти та розчинні білки. Приготування їжі тісно пов’язане з використанням розчинів. Удобрення сільськогосподарських угідь, виготовлення лікарських препаратів, виробництво лаків, фарб, пластмас, синтетичних воло кон, обробка дерев для захисту від шкідників, захист від комах — усе це здійснюється за участю розчинів. Виготовляти істинний розчин вам доводиться під час підсоло джування чаю, підсолення супу, борщу, засолення огірків, помідо рів, кабачків та інших овочів, варіння компотів тощо. Пригадайте з курсу природознавства та фізики явище дифузії.

Розчини. За допомогою явища дифузії можна простежити про цес утворення розчину, якщо використати забарвлені розчинні у воді сполуки. Наприклад, проведемо демонстраційний дослід роз чинення мідного купоросу. Дослід 1. У хімічну склянку об’ємом 500 мл наллємо води. Зав’яжемо невелику кількість мідного купоросу CuSO4 · 5H2O (сіль синього кольору) у мішечок з марлі та прив’яжемо до вмонтованої у штатив палички так, щоб сіль опустилася у воду. Спостерігайте, що відбувається в склянці (рис. 14).

Розчини

Рис. 14. Розчинення мідного купоросу

Рис. 15. Явище дифузії в рідинах

Отже, навколо мішечка утворюється кружечок прозорого роз чину синього кольору, який поступово збільшується, розширю ється. Явище дифузії дуже ефектно демонструє дослід, поданий на рис. 15. Пояснимо докладніше. На рис. 15 зображено явище дифузії з розчинами біхромату амонію (оранжевого забарвлення) і купрум(ІІ) сульфату (синього забарвлення). Якщо опустити марлевий рулон одним кінцем у перший розчин, а другий кінець рулону помістити в порожню склянку і так само опустити інший рулон з марлі в роз чин купрум(ІІ) сульфату, то марля поступово просочується розчи нами й у середній склянці збирається рідина, яка має зелене забарв лення. Поясніть, звідки і чому з’явилося зелене забарвлення розчину в склянці, що розташована посередині.

Що ж таке розчин і який його склад? Розчин — це гомогенна (однорідна) система, що складається з двох або більше компонентів. До складу будь-якого розчину входять розчинник і розчинена речовина — це компоненти розчину. Схематично склад розчину можна представити так: Розчинник — це компонент розчину, який перебуває в такому самому агрегатному стані, що й розчин. Найчастіше розчинниками РОЗЧИН

Розчинник

Розчинена речовина

Рис. 16. Схема складу розчину, його компоненти

Тема 1

є рідини: вода, спирт, бензин, бензен. Розчинена речовина може бути газом, рідиною або твердою. Сам розчин може перебувати в будь-якому агрегатному стані. Залежно від того, які речовини — атомні, молекулярні чи йонні — розчинені в розчиннику, між молекулами розчинника рів номірно можуть розміщуватися атоми, молекули (рис. 17, а) або йони (рис. 17, б).

Молекула цукру

Йон Хлору Йон Натрію

Рис. 17. Розчини: а — цукру у воді; б — кухонної солі у воді

Наведіть приклади розчинів, у яких розчинено речовини в різних агрегатних станах.

Необхідно зазначити, що є розчини, у яких можуть бути розчи нені не одна, а кілька речовин (морська та мінеральні води, фрук тові напої, маринади тощо). Фізико-хімічна суть процесу розчинення. Отже, з’ясуємо, у чому полягає суть процесу розчинення. Усі ви спостерігали, як розчиняється у воді кухонна сіль чи цукор, тому відразу скажете, що це відбувається внаслідок дифузії. Тобто частинки розчинюва ної речовини, зіткнувшись з молекулами води чи іншого розчин ника, поширюються між ними. Одночасно зменшується маса речовин, які розчиняються. Це свідчить про те, що кристали речо вин руйнуються й переходять у розчин. З рис. 17 видно, що крис тали цукру (сахарози) та кухонної солі (натрій хлориду) руйну ються й молекули та йони хаотично рухаються між молекулами розчинника. Дослід 2. З’ясуємо, що може пришвидшити розчинення речовин. Для цього візьмемо 2 склянки й наллємо однакові об’єми води. У першу покладемо грудочку цукру, у другу — таку саму грудочку,

Розчини

яку попередньо подрібнемо до цукору-піску. Спостерігайте, як роз чиняється цукор в обох склянках. Отже, у склянці з подрібненим цукром розчинення відбувається значно швидше. Звідси робимо висновок, що руйнування кристалів цукру залежить від площі поверхні зіткнення розчинника та розчинюваної речовини. Що більша площа поверхні, то швидше від бувається дифузія. Збільшити площу поверхні зіткнення можна, якщо розчин перемішати. Дослідники процесів розчинення, і зокрема С. Арреніус, ува жали, що між розчинником і розчиненою речовиною немає жодної взаємодії, тобто розчинення характеризували як фізичний процес. Однак Д. Менделєєв, вивчаючи процес розчинення речовин, запро понував хімічну теорію розчинів. За цією теорією, розчин розгля дають не як механічну суміш розчинника й розчиненої речовини, а як хімічну взаємодію між ними. Під час розчинення речовин спостерігаються два процеси: 1) руйнування структури розчинюваної речовини до молекул чи йонів; 2) взаємодія утворених частинок з частинками розчинника (у разі води — з молекулами води). Взаємодію частинок речовини з молекулами води називають гідратацією. Продуктами гідратації є гідратовані йони чи молекули. Розглянемо, як відбувається розчинення речовин з різною кристалічною структурою на прикладі найпоширеніших харчо вих продуктів — цукру (сахарози) і кухонної солі (натрій хло риду). Цукор (сахароза) є речовиною молекулярної будови. Його молекули містять у своєму складі полярні гідроксильні групи, що й зумовлює притягування молекул води протилежними полюсами. Між молекулами цукру та полярними молекулами води утворю ються водневі зв’язки. Навколо однієї молекули цукру концентру ються декілька молекул води, які зв’язуються між собою. Унаслідок такої взаємодії та руху молекул води молекули цукру відокремлю ються від кристалів. Отже, відбулося руйнування структури крис талу. Другий процес пов’язаний з утворенням гідратованих моле кул цукру та рівномірним поширенням і розподілом їх між молеку лами розчинника (води). Розчинення йонних сполук (натрій хлориду) теж характеризу ється руйнуванням структури кристала й утворенням гідратованих йонів. Дипольні молекули води притягуються до йонів різними полюсами. До позитивно зарядженого йона Натрію — негативним, а до негативно зарядженого йона Хлору — позитивним. Унаслідок взаємного притягування зв’язки між йонами в кристалі руйнуються

Тема 1

_ ++

_ + _ _ δ+ 2δ-_ _ _ _ _ _ _ + ++ δ+_ 2δ_+_+ _ _ _ __ + ++ ++ _ δ+ + + _ +__ _+_ + + _ _ δ+ + + + _ _ _+__+ + + _+ + _ __ _ +_ _+_ + + + _+_+ +_+ _+_ + + + ++ + _ _ _+ + + + _ _+ _ + + + + 2δ_ +

δ+

2δδ+ δ+

_ + _ _ + _ _ + _ _ _ _ + ++ _+_+ _ __ + ++ _ + + _ +_ _+_ + + _ _ + + + _ _ _+__+ + + _+ + _ __ _ _+_ + + + _+_+ _+_ + + + + _ + _ _+ + + _+ _ + + + _ +

δ+

Рис. 18. Процес розчинення кристалів натрій хлориду у воді

та йони переходять у розчин. У результаті в розчині утворюються гідратовані катіони Натрію й аніони Хлору (рис. 18). Ураховуючи те, що під час розчинення утворюються гідратовані молекули чи йони, розчин містить не тільки розчинник і розчинену речовину, а й продукти їхньої взаємодії. Тому схему, подану на рис. 16, необхідно доповнити так: РОЗЧИН

Розчинник

Розчинена речовина

Продукти взаємодії

Рис. 19. Схема складу розчину, який містить, окрім розчинника та розчиненої речовини, продукти їхньої взаємодії

Оскільки під час розчинення речовин відбувається не тільки механічне поширення структурних частинок розчиненої речовини між молекулами розчинника (дифузія), а й взаємодія між ними, що підтверджує процес гідратації з утворенням гідратованих молекул чи йонів, то доведено (Д. Менделєєв), що розчинення — це фізико-хімічний процес. Тому правильним буде доповнене визначення розчину: Розчин — це однорідна (гомогенна) система, що складається з двох або більше компонентів і продуктів їхньої взаємодії. Доказом фізико-хімічної теорії розчинів є теплові явища, що відбуваються під час розчинення.

Розчини ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Розчини мають велике практичне значення та відіграють важливу роль у житті людини, у природі, різних галузях народного господарства й побуті. • Складовими розчину є розчинник і розчинена речовина. Розчинник — це компонент розчину, який перебуває в такому самому агрегатному стані, що й розчин. Розчинена речовина може бути газом, рідиною або перебувати у твердому стані. • Розчин може перебувати в будь-якому агрегатному стані. • Розчинення речовин супроводжується такими процесами: 1) руйнування структури розчинюваної речовини до молекул чи йонів; 2) взаємодія утворених частинок із частинками розчинника. • Взаємодію частинок речовини з молекулами води під час утворення водного розчину називають гідратацією. Продуктами гідратації є гідратовані молекули чи йони. • Під час розчинення у воді речовин з ковалентним полярним зв’язком (або полярними групами атомів) між їхніми молекулами і молекулами води утворюються водневі зв’язки. • Розчин — це однорідна (гомогенна) система, що складається з двох або більше компонентів і продуктів їх взаємодії. ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Сформулюйте визначення розчинів і їх компонентів. 2. Охарактеризуйте суть процесу розчинення. 3. Наведіть приклади істинних розчинів, які використовуються в різних галузях народного господарства. 4.

Доповніть висловлювання: а) розчин — це гомогенна система, що складається ___________; б) компонентами розчину є _______ і _______; в) розчинник — це ___________________________; г) гідратація — взаємодія частинок речовини з молекулами _____.

5. У воді об’ємом 120 мл розчинили цукор масою 40 г. Обчисліть масову частку цукру в утвореному розчині.

§ 7. РОЗЧИННІСТЬ РЕЧОВИН, ЇЇ ЗАЛЕЖНІСТЬ ВІД РІЗНИХ ЧИННИКІВ. НАСИЧЕНІ Й НЕНАСИЧЕНІ, КОНЦЕНТРОВАНІ Й РОЗВЕДЕНІ РОЗЧИНИ Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • формулювати визначення поняття «розчинність»; • знати класифікацію речовин за розчинністю, «чинники, що сприяють розчинності»;

Тема 1

• розуміти залежність розчинення речовин від різних чинників; • визначати розчинні, малорозчинні, нерозчинні речовини за таблицею розчинності; • знаходити розчинність речовин за кривою розчинності за різних температур; • характеризувати насичені, ненасичені, концентровані та розведені розчини; розчинність твердих речовин, рідин і газів залежно від впливу температури, тиску, природи речовини й розчинника, агрегатного стану. Розчинність речовин. Важливість розчинів у живій і неживій природі важко переоцінити. За їх участю відбувається обмін речо вин в організмах людини, тварин і рослин. Вони широко викорис товуються в різних галузях промисловості, техніці, у хімічних лабо раторіях, сільському господарстві, побуті. Вивчаючи хімію в попередніх класах, ви виконували лабора торні досліди та практичні роботи з використанням розчинів неор ганічних речовин. Тому важливо знати, що таке розчинність та її залежність від різних чинників. Розчинність — це властивість речовин розчинятися у воді або будь-якому іншому розчиннику. Вода є універсальним розчинником завдяки своїй будові та здатності утворювати водневі зв’язки не тільки між її молекулами, а й з молеку лами інших речовин. У воді розчиняються речовини, що перебувають у різних агрегатних станах: твердому (рис. 20), рід кому, газоподібному. За розчинністю у воді їх поді ляють на: розчинні, малорозчинні, практично нерозчинні (рис. 21, с. 39). Рис. 20. Такий поділ ґрунтується на тому, яка маса Розчинення речовини розчиняється в тому чи іншому розчин кристалів калій нику. Наприклад, якщо у воді масою 100 г розчи перманганату няється понад 1 г речовини, то вважають, що це розчинна речовина; якщо ж розчиняється менше, ніж 1 г — мало розчинна, а якщо менше 0,01 г — нерозчинна. Отже, можна уточ нити визначення розчинності. Розчинність — маса розчиненої речовини, яка за певних умов (температури, тиску) може розчинитися в розчиннику масою 100 г.

Розчини РЕЧОВИНИ Розчинні

Малорозчинні

Нерозчинні

Рис. 21. Схема класифікації речовин за розчинністю

До твердих розчинних у воді речовин належать такі солі, як хло риди та нітрати. З інших — усі, внесені в таблицю розчинності, солі Натрію та Калію, амонію. Розчинними у воді є луги. У воді можуть розчинятися рідини. Деякі з них розчиняються в будь-яких пропорціях: сульфатна, нітратна, оцтова кислоти, етанол тощо. Здатність розчинятися у воді проявляють і газоподібні речо вини. Їх розчинність є дуже різною. Але вам уже відомо, що такі безоксигенові кислоти, як хлоридна й сульфідна, добувають розчи ненням, відповідно, гідроген хлориду й гідроген сульфіду у воді. Розчинним є амоніак, розчинність якого за нормальних умов є високою. До малорозчинних речовин належать кальцій і магній гідроксиди, арґентум(І) сульфат, відомі вам гази кисень, азот, карбон(ІІ) оксид. Користуючись таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді, наведіть приклади нерозчинних речовин.

Необхідно зазначити, що абсолютно нерозчинних дуже речовин немає. Навіть метали золото та срібло мають здатність у дуже незначних кількостях розчинятися у воді. Катіони Ауруму й Арґентуму, потрапляючи у воду, спричиняють її бактерицидну дію. Чинники, що впливають на розчинність речовин. Розчинність речовин, як ви вже переконалися, є дуже різною. Вона залежить від таких чинників: природи розчиненої речовини й самого розчин ника, температури, тиску (для газів), агрегатного стану розчиненої речовини. Вивчаючи розчинність, дослідники виявили деякі зако номірності, зокрема: 1) залежність розчинності речовин від їх природи та природи розчинника, тобто від хімічної будови й виду зв’язку. Речовини з ковалентним полярним зв’язком добре розчиняються у подібних собі. Наприклад, розчинення амоніаку у воді. Подібно до них розчи няються йонні сполуки, тобто вони добре розчинні в полярних роз чинниках. Наприклад натрій гідроксид, натрій хлорид у воді чи

Тема 1

іншому полярному розчиннику. Для неполярних сполук характерно розчинятися в неполярних розчинниках. Прикладом слугує розчи нення рідкого азоту в рідкому кисні. Звідси випливає правило: подібне розчиняється в подібному. 2) Залежність розчинності речовин від температури. Для з’ясування того, як впливає температура на розчинність речовин, проведемо дослід. Дослід. Покладемо у дві склянки по однаковій грудочці цукру. Наллємо в першу холодної, а в другу гарячої води масою по 150 г. Що ж спостерігається? У першій склянці цукор розчиняється повільно, а в гарячій воді — значно швидше. Отже, з підвищенням температури розчинність зростає. Зокрема це стосується твер дих речовин. Однак у певній масі води (чи іншого розчинника) може розчи нятися не безмежна маса речовини, а певна її порція. Наприклад, експериментально встановлено, що у воді масою 100 г за кімнатної температури (≈ 20 °С) може розчинитися натрій хлорид масою не більше ніж 36 г. За такої ж температури калій нітрату розчиниться 35 г і приблизно така ж порція калій хлориду. Якщо ж до згаданих порцій досипати ще солей, то за цієї температури вони більше не розчиняються. Такий розчин називають насиченим. Розчин, у якому за певної температури й тиску розчинена речовина більше не розчиняється, називають насиченим. Залежність розчинності твердих речовин від температури відо бражають криві розчинності (рис. 22, с. 41). З підвищенням темпе ратури розчинність деяких солей, внесених у криву розчинності, зростає (KClO3, KNO3, Pb(NO3)2). Однак є такі, розчинність яких зростає незначно (KCl, NaCl) або зменшується (Cr2(SO4)3). Сформулюйте самостійно визначення ненасиченого розчину.

Зрозуміло, що в ненасиченому розчині речовини менше, ніж у насиченому, і ще можна розчинити додаткову порцію речовини. Доливши розчинника в насичений розчин, можна легко отримати ненасичений. За підвищеної температури в певній масі розчинника можна розчинити більшу порцію речовини. Під час повільного охоло дження такого розчину утворюється пересичений розчин, який є дуже нестійким, і за незначного струшування або додавання крис талику солі надлишок розчиненої речовини випадає в осад.

Розчини

100

O r2

KN O

3) 2

C Ca

N Na

Розчинність речовин, г

KCl

NaCl

lO 3

20 10 0

Cr2(SO4)3 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Температура, °С Рис. 22. Криві розчинності

3) Залежність розчинності від агрегатного стану розчиненої речовини. Розчини утворюють не тільки тверді речовини, а й рідини та гази. Наприклад, чимало рідин (етанол, оцтова кис лота, гліцерол) добре розчинні у воді й змішуються з нею в будьяких співвідношеннях. На розчинність рідин тиск не впливає. 4) Залежність розчинності газів від температури й тиску. Розчинність газів залежить від температури, тиску та хімічної природи самого газу. Розчинення газів у воді супроводжується виді ленням теплоти, тому за підвищення температури їх розчинність зменшується, а за пониження — збільшується. Вам уже відомо, що за звичайних умов у воді добре розчиняються такі гази, як гідроген хлорид, амоніак тощо. Суттєво впливає на розчинність газів тиск. Розчинність газів зростає з підвищенням тиску. Кількісний склад розчину. Кількісний склад розчину виражають різними способами. Вам уже відомий один з них — це масова частка розчиненої речовини. Є й інші способи, які в основній школі не вивчають. Пригадайте, що називають масовою часткою речовини в розчині та як її обчислюють.

Тема 1

Залежно від вмісту розчиненої речовини розрізняють концен тровані та розведені розчини. У концентрованому розчині вміст розчиненої речовини є високим і перевищує вміст розчинника. Розведений розчин харак теризується низьким вмістом розчиненої речовини, тобто в ньому міститься більше розчинника. Залежно від того, добре чи мало розчинна речовина, концентровані розчини добре розчинної речо вини можуть бути ненасиченими, а розведені малорозчинної — насиченими. ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Розчинність — маса розчиненої речовини, яка за певних умов (температури, тиску) може розчинитися в розчиннику масою 100 г. • За розчинністю у воді речовини поділяють на: розчинні, малорозчинні, нерозчинні. Визначити їх можна за таблицею розчинності. • Розчинність залежить від таких чинників: природи розчиненої речовини й самого розчинника, температури, тиску (для газів), агрегатного стану розчиненої речовини. • Розчинність твердих речовин зростає з підвищенням температури. Тиск на розчинність рідин не впливає. • Розчинність газів зменшується з підвищенням температури й зростає з підвищенням тиску. • Насичений розчин — це розчин, у якому за певної температури й тиску розчинена речовина більше не розчиняється. Якщо ж у розчині розчиняється додаткова порція речовини, то такий розчин є ненасиченим. • За вмістом розчиненої речовини розрізняють концентровані та розведені розчини.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Користуючись таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді, виділіть з поданого переліку формули розчинних, малорозчинних і нерозчинних речовин: КОН, HgI2, Mg3(PO4)2, AgNO3, Fe(OH)3, K2CO3, AgCl, BaCO3, H2SO4, CaSO3, H2SiO3, Cu(OH)2, Na2SO4, Ba(OH)2. 2. Визначте, як зростає розчинність калій нітрату зі зростанням температури на кожні 10 °С в діапазоні 0 °С –50 °С, користуючись відповідною кривою розчинності (рис. 22, с. 41). 3. Поясніть розчинення речовин залежно від: 1) природи розчинника й розчиненої речовини; 2) температури для твердих речовин; 3) температури й тиску для газів; 4) температури й тиску для рідин.

Розчини 4. Обчисліть масу розчиненої речовини та масу води, що містяться в розчині натрій нітрату масою 250 г з масовою часткою солі 20 %. 5. До розчину масою 120 г з масовою часткою калій гідроксиду 0,2 долили розчин масою 80 г з масовою часткою лугу 10 %. Обчисліть масову частку речовин у новому розчині.

§ 8. ТЕПЛОВІ ЯВИЩА, ЩО СУПРОВОДЖУЮТЬ РОЗЧИНЕННЯ РЕЧОВИН. КРИСТАЛОГІДРАТИ Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • знати, що розчинення речовин супроводжується тепловими явищами; • формулювати поняття «кристалогідрати»; • уміти спостерігати демонстраційні досліди й аналізувати результати; • обчислювати масову частку та масу розчиненої речовини в розчині, виготовленому з кристалогідрату. Теплові явища, що супроводжують розчинення речовин. Розгля нувши природу процесу розчинення (§ 6), ви з’ясували, що між компонентами розчину відбувається хімічна взаємодія. Підтверд женням того, що розчинення — це фізико-хімічний процес, є теплові явища, які при цьому відбуваються. Вам відомо, що молекули води, як диполі, руйнують зв’язки між молекулами (якщо речовина молекулярної будови) або йонами (у разі йонної структури). Під час цього процесу поглина ється енергія. Наступний етап — це взаємодія молекул чи йонів з молекулами води — гідратація. Цей процес супроводжується виді ленням певної кількості енергії. Якщо на руйнування зв’язків витрачається енергії менше, ніж її виділяється під час взаємодії між частинками речовини та розчинника, то виділяється тепло й спостерігається нагрівання розчину. Якщо ж на руйнування зв’язків витрачається більше енергії, ніж її виділяється під час гідратації, то відбувається поглинання енергії й розчин охолоджу ється. Простежимо ці явища за участю демонстраційних дослідів.

Тема 1

Дослід 1. Розчинення безводного кальцій хлориду у воді На дно хімічної склянки помістимо білий порошок безводної солі — кальцій хлориду, уставимо спиртовий термометр і доллємо води (рис. 23). Як показано на рис. 23, під час розчинення температура розчину значно зросла. Отже, розчинення безводного кальцій хлориду супроводжується виділенням тепла. Пригадайте з курсу хімії 8 класу, як і чому саме так потрібно розчиняти сульфатну кислоту.

Рис. 23. Розчинення безводного кальцій хлориду

Виділення тепла спостерігається під час розчинення спирту та багатьох твердих речовин у воді. Це переконливо свідчить про те, що розчинення не тільки фізичний, а й хімічний процес. Іншим доказом цього є факт, що об’єми розчинів здебільшого не відповіда ють сумі об’ємів його компонентів (розчинника й розчиненої речо вини). Під час розчинення газів тепло переважно виділяється. Тепер звернемося до іншого досліду. Простежимо процес роз чинення амоній нітрату у воді. Дослід 2. Розчинення амоній нітрату у воді. Як і в попередньому досліді, на дно хімічної склянки помістимо білий порошок амоній нітрату. Вставимо спиртовий термометр і доллємо води (рис. 24).

Рис. 24. Розчинення амоній нітрату

Розчини

За позначкою термометра спостерігаємо, що температура роз чину понизилася. Якщо видозмінити цей дослід і поставити склянку на змочений водою картон, то теплоти поглинається стільки, що склянка примерзає. Отже, у разі утворення розчину амоній нітрату теплота погли нається. Доведено, що розчин охолоджується приблизно до –8 °С. Звідси випливає, що процес розчинення супроводжується тепло вими явищами, що є яскравим доказом хімічної взаємодії між моле кулами чи йонами розчинюваної речовини з молекулами розчин ника. Кристалогідрати. З таблиці розчинності видно, що значна кіль кість кислот, солей та луги розчиняються у воді, утворюючи роз чини. А чи можна виділити розчинену речовину з розчину? Пригадайте способи розділення сумішей і визначте, який з них можна застосувати для виділення речовини з розчину.

Вивчаючи способи розділення сумішей, ви ознайомилися з очи щенням кухонної солі. Після розчинення та фільтрування розчину необхідно було випарити воду. Отже, розділити водний розчин можна за допомогою випарювання. Однак під час випарювання багатьох водних розчинів твердих речовин утворюються кристали, що містять певну кількість моле кул води. Такі речовини називають кристалогідратами. Воду, яка входить до складу кристалогідрату, називають кристалізаційною. Розглянемо склад доволі поширеного кристалогідрату — мід ного купоросу, формула якого — CuSO4 · 5H2O. Хімічна назва — купрум(ІІ) сульфат пентагідрат, де «пента» означає «п’ять». Це число вказує на те, що одна формульна одиниця цього кристалогі драту містить п’ять молекул води (рис. 25, а). Під час нагрівання кристалізаційна вода випаровується й утворюється безводний купрум(ІІ) сульфат, але вже не синього, а білого кольору (рис. 25, б). У природі такий процес відбувається за підвищення температури та низької вологості повітря.

Рис. 25. Купрум(ІІ) пентагідрат (а) і без водний купрум(ІІ) сульфат (б) а

Тема 1

Процес утворення кристалогідратів та їх перехід до безводних кристалів є оберненим, тому за високої вологості багато безводних солей зв’язуються з молекулами води, які містяться в повітрі, пере творюючись знову на кристалогідрати. Часто цей процес спостері гають за зміною забарвлення речовин. На рис. 26, а, б показано кристали кристалогідрату кобальт(ІІ) хлориду гексагідрату — СоCl2 · 6H2O (а) — і безводної солі кобальт(ІІ) хлориду (б). Зневоднення кристалогідрату супрово джується зміною кольору речовини.

Рис. 26. Кобальт(ІІ) хлорид гексагідрат (а) і безводний кобальт(ІІ) хлорид (б)

Чимало кристалогідратів мають практичне значення, їх викорис товують у будівництві, медицині, сільському господарстві, хімічній промисловості. До них належать мідний і залізний купороси (FeSO4 · 7H2O), гіпс (СаSO4 · 2H2O), кристалічна сода (Na2CO3 · 10H2O), глауберова сіль (Na2SO4 · 10H2O), гірка сіль (MgSO4 · 7H2O) та ін. Розглянемо практичне використання кристалогідратів. Мідний купорос — купрум(ІІ) сульфат пентагідрат — речовина яскраво-синього кольору. У сільському господарстві широко засто совують для протруювання зерна бордоську рідину (1–3 % розчин мідного купоросу та зависі кальцій гідроксиду) для боротьби зі шкідниками плодових дерев і кущів, а 0,2 % її розчин — для обробки насіння помідорів перед посівом. У будівництві розчином мідного купоросу обробляють поверхні, ушкоджені цвіллю, вико нують профілактичне покриття стін і стелі перед побілкою для запобігання появі грибкової плісняви. Окрім цього, ним протрую ють деревину, застосовують його під час вичинки шкіри в промис ловості. Також мідний купорос використовують у медицині, а в хімічних лабораторіях — для добування інших солей Купруму. Залізний купорос — ферум(ІІ) сульфат гептагідрат, утворює блакитно-зелені кристали. У сільському господарстві, як і мідний купорос, застосовують для боротьби із шкідниками та хворобами рослин, для протруювання деревини, виробництва фарб. Гіпс — кальцій сульфат дигідрат, прозорий, безбарвний, м’який мінерал. Під час нагрівання частина кристалізаційної води випаро

Розчини

вується й утворюється алебастр — кальцій сульфат моногідрат, мінерал складу 2СаSO4 · H2O. Застосовують у будівництві як в’яжу чий матеріал, під час виробництва цементу, добрив. У медицині — для фіксації кісток під час переломів (гіпсові пов’язки). Скульптори використовують гіпс для створення гіпсових оригіналів скульптур них композицій, макетів тощо. Кристалічна сода — натрій карбонат декагідрат, біла криста лічна речовина. Застосовують для чищення та миття ванн, уми вальників та інших забруднених поверхонь, виробництва мийних засобів. Глауберова сіль (названа на честь німецького хіміка та лікаря Й. Глаубера, який уперше її добув) — натрій сульфат декагідрат, прозорі безбарвні кристали, гіркі на смак. Природний мінерал цієї солі називають мірабілітом. Застосовують у медицині як пронос ний засіб. Гірка сіль — магній сульфат гептагідрат, мінерал, добре розчин ний у воді, гірко-солоний на смак. Має широке застосування, зокрема у фармації та медицині, хімічній, текстильній, паперовій промисловостях, під час виробництва цукру. Ви ознайомилися з найпоширенішими кристалогідратами. Ними їх перелік не обмежується. Оскільки розчини цих речовин використовують у народному господарстві, необхідно вміти приго тувати розчини з кристалогідратів. Розв’язування задач на приготування розчинів із кристалогідратів. Для того, щоб перейти до розв’язування задач на знаходження масової частки й маси розчиненої речовини в розчині, виготовле ному з кристалогідрату, розв’яжемо простіші задачі. Задача 1. Обчисліть масову частку кристалізаційної води в мід ному купоросі масою 50 г. Відомо: m(CuSO4 · 5H2O) = = 50 г m(H2O) — ? W(H2O) — ?

Алгоритм розв’язання 1. Знаходимо молярну масу й масу 1 моль CuSO4 · 5H2O. М(CuSO4 · 5H2O) = 64 + 32 + 4 · 16 + 5(1 · 2 + +16) = 250 г/моль; звідси — маса 1 моль дорівнює 250 г. 2. Обчислюємо масу кристалізаційної води в 50 г солі за пропорцією: У 250 г CuSO4 · 5H2O — 90 г Н2О. У 50 г — х.

Тема 1

90 г · 50 г = 18 г. 250 г 3. Обчислюємо масову частку води в 50 г CuSO4 · 5H2O: 18 г W(H2O) = · 100 % = 36 %. 50 г х=

Відповідь: m(H2O) — 18 г; W(H2O) — 36 %. • Обчислення масової частки речовини в розчині, виготовленому з кристалогідрату. Задача 2. У воді масою 120 г розчинили залізний купорос FeSO4 · 7H2O масою 10,5 г. Обчисліть масову частку ферум(ІІ) сульфату в утвореному розчині. Відомо: m(H2O) = 120 г m(FeSO4 · 7H2O) = = 10,5 г W(FeSO4) — ?

Алгоритм розв’язання І спосіб 1. Обчислюємо молярну масу кристалогі драту й масу 1 моль: М(FeSO4 · 7H2O) = М(FeSO4) + М(H2O) · 7. М(FeSO4 · 7H2O) = 152 + 7 · 18 = 278 г/моль; m 1 моль = 278 г. 2. Обчислюємо масову частку FeSO4 в 1 моль кристалогідрату: 152 г · 100 % = 54,7 %. W (FeSO4) = 278 г 3. Знаходимо масу розчину: m(р-ну) = m(H2O) + m(FeSO4 · 7H2O); m(р-ну) = 120 г + 10,5 г = 130,5 г. 4. Обчислюємо масову частку ферум(ІІ) сульфату в добутому розчині. m(р-ни) · W ; m(р-ну) 10,5 г · 54,7 % = 4,4 %. W(FeSO4 в р-ні) = 130,5 г Відповідь: масова частка FeSO4 в розчині становить 4,4 %. W(FeSO4 в р-ні) =

Розчини

ІІ спосіб 1. Обчислюємо молярну масу кристалогі драту й масу 1 моль: М(FeSO4 · 7H2O) = М (FeSO4) + М (H2O) · 7; М(FeSO4 · 7H2O) = 152 + 7 · 18 = 278 г/моль; m 1 моль = 278 г. 2. Обчислюємо масу FeSO4 в 10,5 г криста логідрату. У 278 г FeSO4 · 7H2O — 152 г FeSO4; у 10,5 г — х г. 152 г · 10,5 г = 5,74 г. х= 278 г 3. Знаходимо масу розчину: m(р-ну) = 120 г + 10,5 г = 130,5 г. 4. Обчислюємо масову частку ферум(ІІ) сульфату в добутому розчині: W(FeSO4 в р-ні) = W(FeSO4 в р-ні) =

m(р-ни) · W ; m(р-ну) 5,74 г · 100 % = 4,4 %. 130,5 г

Задача 3. Обчисліть масу купрум(ІІ) сульфату, що міститься в розчині масою 500 г з масовою часткою мідного купоросу 3 %. Алгоритм розв’язання Відомо: m(р-ну CuSO4 · 5H2O) = 1. Обчислюємо масу кристалогідрату = 500 г в розчині масою 500 г: W(CuSO4 · 5H2O) = 3 % m(CuSO · 5H O) = 500 г · 0,03 = 15 г. 4 2 2. Обчислюємо молярну масу й масу m(CuSO4) — ? 1 моль кристалогідрату мідного купоросу: М(CuSO4 · 5H2O) = М(CuSO4) + М(Н2O) · 5; М(CuSO4 · 5H2O) = 160 + 5 · 18 = 250 г/моль; m 1 моль = 250 г. 3. Обчислюємо масу CuSO4 в 15 г купо росу, що міститься в розчині. У 250 г (CuSO4 · 5H2O) — 160 г (CuSO4 ); у 15 г — х.

Тема 1

160 г · 15 г = 9,6 г. 250 г Відповідь: маса CuSO4 в розчині масою 500 г з масовою часткою мідного купоросу 3 % становить 9,6 г. m(CuSO4 в р-ні) =

• Приготування розчинів з кристалогідратів. Для приготу вання розчинів з кристалогідратів важливо вміти обчислити масу води й кристалогідрату, враховуючи ту воду, яка є в його складі. Задача 4. Обчисліть масу кристалічної соди Na2CO3 · 10H2O, що треба взяти для приготування розчину масою 120 г, з масовою част кою натрій карбонату 20 %. Відомо: m(р-ну Na2CO3 · 10H2O) = = 120 г W(Na2CO3) = 20 % m(Na2CO3 · 10H2O) — ?

Алгоритм розв’язання 1. Обчислюємо масу натрій карбонату в розчині масою 120 г: m(Na2CO3) = 120 г · 0,2 = 24 г. Отже, у розчині кристалогідрату масою 120 г з масовою часткою Na2CO3 20 % має міститися 24 г солі. 2. Обчислюємо молярну масу й масу 1 моль кристалогідрату кристалічної соди: М(Na2CO3 · 10H2O) = М(Na2CO3) + + М(Н2O) · 10; М(Na2CO3 · 10H2O) = 106 + 10 · 18 = + 286 г/моль; m 1 моль = 286 г. 3. Обчислюємо масу кристалогідрату, необхідну для приготування заданого розчину. У 286 г (Na2CO3 · 10H2O) — 106 г (Na2CO3); у х г — 24 г. 286 г · 24 г = 64,75 г. х= 106 г Відповідь: для приготування розчину масою 120 г, що містить масову частку натрій карбонату 20 %, треба взяти 64,75 г кристалічної соди.

Розчини

Задача 5. Обчисліть масу кальцій хлориду гексагідрату CaCl2 · 6H2O та води, які потрібні для приготування розчину масою 160 г з масо вою часткою кальцій хлориду 0,15. Відомо: m(р-ну CaCl2 · 6H2O) = = 160 г W(CаCl2) = 0,15 m(CaCl2 · 6H2O) — ? m(H2O) — ?

Алгоритм розв’язання 1. Обчислюємо масу кальцій хлориду в розчині масою 160 г: m(СаCl2 ) = 160 г · 0,15 = 24 г. Отже, у роз чині кристалогідрату масою 160 г з масо вою часткою СаCl2 0,15 має міститися кальцій хлорид масою 24 г. 2. Обчислюємо молярну масу й масу 1 моль кристалогідрату: М(CaCl2 · 6H2O) = М(CаCl2) + М(Н2O) · 6; М(CaCl2 · 6H2O) = 111+ 6 · 18 = 219 г/моль; m 1 моль = 219 г. 3. Обчислюємо масу кристалогідрату, необхідну для приготування заданого розчину. У 219 г (CaCl2 · 6H2O) — 111 г (CаCl2); у х г — 24 г. 219 г · 24 г = 47,35 г CaCl2 · 6H2O. х= 111 г 4. Обчислюємо масу води: 160 г – 47,35 г = 112,65 г Н2О. Відповідь: для приготування розчину масою 160 г з масовою часткою кальцій хлориду 0,15 треба взяти кристалогідрат масою 47,35 г і воду масою 112,65 г.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Процес розчинення — це фізико-хімічний процес, що супроводиться тепловими явищами у зв’язку з гідратацією молекул чи йонів у розчині. • Теплота виділяється і розчин нагрівається, якщо на руйнування зв’язків витрачається енергії менше, ніж її виділяється при взаємодії між частинками речовини та розчинника. • Теплота поглинається і розчин охолоджується, якщо на руйнування зв’язків витрачається більше енергії, ніж її виділяється при гідратації. • Речовини, до складу яких входить певна кількість молекул води, називають кристалогідратами. Воду, що входить до складу кристалогідрату, називають кристалізаційною.

Тема 1 • До найпоширеніших кристалогідратів належать: мідний (CuSO4 · 5H2O) і залізний купорос (FeSO4 · 7H2O), гіпс (СаSO4 · 2H2O), кристалічна сода (Na2CO3 · 10H2O), глауберова сіль (Na2SO4 · 10H2O), гірка сіль (MgSO4 · 7H2O) та ін. • На основі хімічних формул кристалогідратів ведуть обчислення на: а) знаходження масової частки та маси речовини в розчині, виготовленому з кристалогідрату; б) приготування розчинів з кристалогідратів. ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Поясніть процеси, що відбуваються під час розчинення безводного кальцій хлориду й амоній нітрату. 2. Охарактеризуйте склад кристалогідратів і наведіть приклади. 3. Поясніть застосування найпоширеніших кристалогідратів. 4. Обчисліть масу натрій сульфату, що міститься в розчині масою 250 г з масовою часткою глауберової солі Na2SO4 · 10H2O 12 %. 5. Обчисліть масу мідного купоросу, що треба взяти для приготування розчину масою 180 г з масовою часткою купрум(ІІ) сульфату 0,1. 6. Обчисліть масу ферум(ІІІ) нітрату наногідрату та води, що потрібні для приготування розчину масою 300 г з масовою часткою ферум(ІІІ) нітрату 9 %. 7. У воді масою 150 г розчинили кальцій хлорид гексагідрат СаCl2 · 6H2O масою 65,7 г. Обчисліть масову частку кальцій хлориду в утвореному розчині. 8. Перемалюйте кросворд у зошиті. Розв’яжіть його. У вертикальному виділеному стовпці отримаєте загальну назву кристалогідратів, утворених сульфатами. 1. Речовини, що надають кислого смаку овочам і фруктам. 2. Солі сульфатної кислоти. 3. Хімічний елемент з протонним числом +29. 4. Властивість речовин розчинятися у воді або будь-якому розчиннику. 5. Речовини, до складу яких входить певна кількість молекул води. 6. Назва дощів, у яких розчинені розчинні оксиди Сульфуру та Нітрогену. 7. Кристалогідрат, що використовують у медицині.

1 2 3 4 5 6 7

Розчини

§ 9. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ. ЕЛЕКТРОЛІТИ ТА НЕЕЛЕКТРОЛІТИ Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • розрізняти речовини, що належать до електролітів та неелек тролітів; • формулювати поняття «електролітична дисоціація»; • наводити приклади електролітів і неелектролітів; • пояснювати суть процесу електролітичної дисоціації, вплив різних чинників на ступінь елетролітичної дисоціації; • висловлювати судження про здатність розчинів проводити чи не проводити електричний струм залежно від хімічної природи розчиненої речовини. Електроліти та неелектроліти. Вивчаючи розчини й розчинення речовин, ви звернули увагу, що речовини розчиняються неодна ково. Це залежить від хімічної будови речовини та характеру роз чинника. Якщо розчиняються речовини молекулярної будови, то в розчині наявні молекули цих речовин. Під час розчинення йонних сполук — позитивно та негативно заряджені йони. Англійські вчені Г. Деві та М. Фарадей, досліджуючи власти вості розчинів, випробували їх здатність проводити електричний струм. Ними встановлено, що існують речовини, розчини (роз плави) яких проводять електричний струм, і такі, розчини яких не проводять. Для підтвердження цих досліджень проведемо демон страційні досліди в лабораторних умовах. Для демонстрації використаємо прилад, поданий на рис. 27. Прилад складається з двох вугільних електродів, сполучених проводами з електричною лампочкою й штепсельною вилкою та хімічної склянки, у який поміщають сухі речовини або їх розчини. Отже, використавши цей прилад, дослі димо електропровідність речовин. Використаємо для досліджень такі речовини: кристалічні натрій хлорид і цукор; дистильовану воду; розчини натрій хлориду, цукру та натрій гідро ксиду; хлоридну кислоту. Дослід 1. Наллємо у склянку дисти льованої води, зануримо у воду вугільні електроди та замкнемо коло, увімкнувши Рис. 27. Прилад для дослі дження електропровідності вилку в електромережу. Лампочка не сві речовин та їхніх розчинів

Тема 1

титься. Це підтверджує те, що дистильована вода не проводить електричного струму. Дослід 2. На дно двох хімічних склянок насиплемо сухих речо вин: у першу — натрій хлориду, у другу — цукру. Знову зануримо почергово електроди в ці сполуки та випробуємо на електропровід ність. Лампочка в жодному із цих прикладів не світиться. Отже, ні дистильована вода, ні сухі натрій хлорид і цукор не проводять електричного струму. Дослід 3. Використаємо склянку з натрій хлоридом і доллємо в нього частину дистильованої води, отримавши при цьому розчин солі. Зануримо тепер у розчин електроди й увімкнемо вилку в елек тромережу. Лампочка яскраво світиться. Це означає, що розчин натрій хлориду проводить електричний струм. Аналогічно поводять себе розчини інших солей. Очевидно, що під час розчинення йонних сполук, якими є солі, у розчині є йони, тобто заряджені частинки. Пригадайте з курсу фізики, що є провідниками електричного струму в металах.

У розчинах зарядженими частинками є йони, вони ж і є провід никами електричного струму. Відомо, що до йонних сполук належать й основи, зокрема добре розчинні у воді тверді сполуки — луги. Для підтвердження цього можна дослідити розчин натрій гідроксиду на електропро відність. Дослід 4. Наллємо в хімічну склянку розчин натрій гідроксиду й повторимо дослідження, як у попередньому досліді. Лампочка яскраво світиться. Дослід 5. У склянку із сухим цукром доллємо другу частину дис тильованої води й зануримо електроди в розчин, увімкнувши вилку в електромережу. Лампочка не засвічується. Це доказ того, що в розчині відсутні заряджені частинки. Отже, дослідники електропровідності розчинів (Гемфрі Деві та Майкл Фарадей) поділили речовини на дві групи: електроліти та неелектроліти (рис. 28, с. 55). Сформулюйте самостійно визначення неелектролітів.

До неелектролітів належать цукор, гліцерол, спирт, глюкоза, ацетон. Це сполуки, у яких ковалентні зв’язки слабо поляризовані. А чи є електролітами кислоти? Адже у вузлах їхніх кристаліч них ґраток розташовані полярні молекули.

Розчини РЕЧОВИНИ

Електроліти

Неелектроліти

Електроліти — речовини, водні розчини (розплави) яких проводять електричний струм

Рис. 28. Схема класифікації речовин за електропровідністю розчинів

Дослід 6. Зануримо вугільні електроди в хлоридну кислоту. Піс ля ввімкнення електричного струму видно, що лампочка яскраво світиться. Отже, кислоти, як солі й основи, є електролітами. Постає запитання, що є причиною електропровідності розчинів. Електролітична дисоціація. Вам уже відомо, що під час розчи нення йонних сполук кристали під впливом полярних молекул води руйнуються та йони, що утворюють сполуку, переходять у роз чин. Механізм розчинення під впливом молекул води та гідратацію йонів розглянуто в § 6. У результаті гідратації позитивно та нега тивно заряджені йони поширюються між молекулами води до повного руйнування кристалічної ґратки (рис. 29). Розпад електроліту на йони під час розчинення у воді (або розплавлення) називають електролітичною дисоціацією. З рисунка 29 видно, що дипольні молекули води з негативно зарядженими полюсами притягуються до позитивно зарядженого

δ+ δ-

Na+

δ+

+ +

+ + +

Рис. 29. Схема дисоціації й утворення гідратованих йонів Натрію та Хлору

Тема 1

йона Натрію Na+, а позитивними — до негативно зарядженого йона Хлору Cl–. Відбувається гідратація, а йони Натрію та Хлору ста ють гідратованими. Дисоціацію йонних сполук записують за допомогою рівнянь, у яких гідратацію йонів пропускають. Наприклад, електролітичну дисоціацію натрій хлориду скорочено виражають так: Na+Cl– = Na+ + Cl–.

Повернемося до досліду 6 і з’ясуємо, чому кислоти, що є ковалент ними сполуками, проводять електричний струм і є електролітами. Щоб довести це, необхідно розглянути механізм дисоціації кислот. Відомо, що кислоти є ковалентними полярними сполуками. Розглянемо процес дисоціації хлоридної кислоти, яка є розчином гідроген хлориду у воді. Сухий гідроген хлорид не проводить елек тричного струму, тобто він не містить заряджених частинок, незва жаючи на те, що його молекули є диполями. Однак під час розчи нення відбувається взаємодія між дипольними молекулами гідроген хлориду та води. Її суть полягає в тому, що до позитивно зарядже ного полюса молекули гідроген хлориду вода притягується своїми негативними полюсами, а до негативно — позитивними. Це зумов лює поляризацію молекули, і спільна електронна пара ковалентного зв’язку повністю зміщується до атома Хлору. Такий процес назива ють йонізацією. Атом Гідрогену, утративши електрон, за рахунок якого утворилася спільна електронна пара, перетворюється на йон Гідрогену Н+. Відповідно, атом Хлору, отримавши електрон, стає негативно зарядженим йоном Cl–. У розчині наявні позитивно й негативно заряджені йони, що є носіями електричного струму. Рівняння реакції дисоціації хлоридної кислоти: HCl = H+ + Cl–.

Послідовність процесу йонізації гідроген хлориду зображено на рис. 30. 1

Рис. 30. Схема йонізації гідроген хлориду з утворенням гідратованих йонів Гідрогену та Хлору

Розчини Поясніть самостійно, що означають у схемі (рис. 30, с. 56) послідовно представлені процеси, які позначені цифрами 1–6 і літерами а, б, в, г.

Ураховуючи сказане вище, можна зробити висновок, що елек тролітами є речовини з йонним і ковалентним сильно полярним хімічним зв’язком. Засновником теорії електролітичної дисоціації став шведський фізико-хімік С. Арреніус. Сванте Арреніус (1859–1927) — видатний шведський фізик і хімік, який уперше сформулював теорію електролітичної дисоціації (1887). У 1903 р. здобув Нобелівську премію з хімії «як факт визнання особливого значення його теорії електролітичної дисоціації для розвитку хімії». Академік Стокгольмсь кої академії наук, почесний член інших академій наук. Йому належать дослідження та праці з хімічної кінетики, біології, астрономії, астрофізики. З 1905 р. працював директором Нобелівського інституту.

Теорію електролітичної дисоціації, зокрема хімічний характер взає модії між розчинником і розчиненою речовиною, розвинули І. О. Каб луков (1857–1942) та український хімік, академік В. О. Кістяківський (1865–1952). Ці вчені довели, що дисоціація — це не тільки фізич ний процес. І. О. Каблуков увів у хімічну науку поняття гідратації (якщо розчинник не вода, то сольватації). В. О. Кістяківський довів наявність у водних розчинах гідратованих йонів. ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ • Залежно від хімічної природи речовини поділяють на електроліти та неелектроліти. • Електроліти — речовини, водні розчини (розплави) яких проводять електричний струм. • Неелектроліти — речовини, водні розчини (розплави) яких не проводять електричного струму. • Електролітичною дисоціацією називають розпад електроліту на йони під час розчинення у воді (або розплавлення). • Засновником теорії електролітичної дисоціації був шведський фізико-хімік С. Арреніус; подальший розвиток вона дістала в працях І. О. Каблукова та В. О. Кістяківського.

Тема 1 ЗАВДАННЯ ДЛЯ СамоКОНТРОЛЮ 1. Поясніть, на які групи поділяють речовини за ознакою електропровідності їх розчинів. 2. Сформулюйте визначення: а) електролітів; б) неелектролітів; в) електролітичної дисоціації. 3. Визначте, які з речовин, поданих формулами, піддаються електролітичній дисоціації у водних розчинах, користуючись таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді: а) КОН; б) H2SO4; в)Ag3PO4; г) AlCl3; ґ) Cu(OH)2; д) ZnBr2; е) HgS; є) FeSO4; ж) Ba(NO3)2. 4. Укажіть вид хімічного зв’язку, характерного для неелектролітів: А ковалентний полярний; Б ковалентний неполярний; В йонний; Г водневий. 5. Укажіть види хімічних зв’язків, характерні для електролітів: А ковалентний полярний; Б ковалентний неполярний; В йонний; Г металічний. Цікаво знати

• Теорія електролітичної дисоціації знайшла своє практичне втілення в лікарській практиці ще в 1902 р. Розпад електролітів на йони та їх переміщення під дією постійного електричного струму використовують як фізіотерапевтичний метод лікування — електрофорез. Це введення лікарських препаратів через непошкоджену шкіру або слизові оболонки, де одночасно поєднується дія гальванічного струму та лікарського препарату. Таке лікування сприяє швидшому одужанню, ніж за звичайного приймання ліків.

§ 10. ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ КИСЛОТ, ОСНОВ, СОЛЕЙ У ВОДНИХ РОЗЧИНАХ

Вивчивши матеріал параграфа, ви зможете: • формулювати визначення понять «кислоти», «основи», «солі» з погляду електролітичної дисоціації; • розуміти поняття «ступінчаста дисоціація»; • розрізняти катіони й аніони, утворені кислотами, основами, солями; • складати рівняння електролітичної дисоціації кислот, лугів і солей; • формулювати висновки про дисоціацію кислот, основ і солей у воді;

Розчини

• формувати здатність безпечного поводження з речови нами; виявляти катіони Гідрогену та гідроксид-аніони у роз чинах. Розглянемо, чи проявляють спільні ознаки водні розчини елек тролітів, що утворюють класи неорганічних речовин — кислоти, основи та солі. Електролітична дисоціація кислот. Ви вже вивчили, як відбува ється дисоціація хлоридної кислоти, і механізм розчинення гідро ген хлориду у воді (рис. 31). У розчині наявні два види йонів: позитивно заряджені катіони Гідрогену Н+ і негативно заряджені аніони Хлору Cl–. А чи дисоціюють так само кислоти, які, на відміну від хлоридної кислоти, мають у сво HCl єму складі кілька атомів Гідрогену та складні кислотні залишки? Дисоціація нітратної кислоти відбува ється з утворенням катіону Гідрогену та _ + нітрат-аніону, що відображає рівняння дисо H Cl – ціації: HNO3 = H+ + NO3. _ H+ Cl Звернемося до складу молекули сульфат _ ної кислоти. На відміну від хлоридної та Cl H+ нітратної кислот, у її молекулі наявні два атоми Гідрогену. Дослідниками електролі Рис. 31. Дисоціація гід тичної дисоціації доведено, що вона відбува роген хлориду у вод ється ступінчасто. Це означає, що у водному ному розчині розчині спочатку відщеплюється від моле кули один йон–Гідрогену, утворюючи склад H2SO4 ний аніон HSO4, який, у свою чергу, дисоціює на другий йон Гідрогену та сульфат-аніон – SO24 (рис. 32). За допомогою рівнянь це зображується так: H+ H+ H2SO4 = H+ + HSO–4 — І ступінь; 2– 2_ HSO4– = H+ + SO4 — ІІ ступінь. H+ SO4 Дисоціація ступінчаста. За першим ступе нем вона відбувається повніше, ніж за другим. Напишіть самостійно рівняння ступінчастої дисоціації ортофосфатної кислоти на І і ІІ ступені.

HSO4

H+

Рис. 32. Дисоціація сульфатної кислоти у водному розчині

Тема 1

З рівнянь дисоціації кислот видно, що спільними для всіх кис лот під час дисоціації є наявність катіонів Гідрогену Н+. Отже, з погляду електролітичної дисоціації у визначенні упускають наяв ність проміжних аніонів кислотних залишків, оскільки вони різні за складом. Звідси: Кислоти — це електроліти, що у водних розчинах дисоцію ють на гідратовані катіони Гідрогену. Однак процес дисоціації кислот є оборотним. Різнойменно заряджені йони, які з’являються в розчині, знову сполучаються в молекули внаслідок електростатичного притягання. Тому в рівнянні дисоціації кислот ставлять знак оборотності. → H+ + Cl–. Наприклад: HCl → Під час написання рівнянь електролітичної дисоціації необ хідно пам’ятати правило: сума зарядів катіонів та аніонів дорівнює нулю. Електролітична дисоціація основ Пригадайте визначення основ і вкажіть, які катіони й аніони входять до їх складу.

NaOH

Na+

Na+ OH_ _ Na+ OH Рис. 33. Дисоціація натрій гідроксиду у водному розчині

Серед основ водні розчини утворюють луги. Нерозчинні основи дисоціюють тільки під час розплавлення. Оскільки до складу лугів входять катіони металічних елементів і гідроксид-аніони, то саме такі йони утворю ються під час дисоціації (рис. 33). Наприклад, запишемо рівняння дисоціації калій та кальцій гідроксидів: КОН = К+ + ОН–; Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН–. Як видно з рівнянь, під час дисоціації лугів спільними є гідратовані гідроксид-ані они за наявності різних катіонів.

Основи — це електроліти, що у водних розчинах дисоціюють на гідратовані гідроксид-аніони. Для лугів характерна повна дисоціація, оскільки вони належать до йонних сполук.