Khimiya by H E L E N A

Загальна хімія Основні поняття, закони й теорії хімії Предмет хімії. Значення хімії в народному господарстві та побуті Хімія — наука про речовини, їхні властивості, будову і взаємні перетворення. Предмет вивчення хімії — хімічні елементи та їх сполуки, а також закономірності перебігу різних хімічних реакцій. Приклади застосування хімії в різних галузях: — медицина — лікарські засоби та різні медичні матеріали; — сільське господарство — добрива, засоби захисту рослин; — харчова промисловість — барвники, ароматизатори, смакові добавки, синтезовані харчові продукти; — металургія — процеси добування металів та їхніх сплавів; — хімічна промисловість — хімічні реактиви, пластмаси, штучні тканини, барвники; — будівництво — будівельні матеріали: цемент, шифер, цегла, оздоблювальні матеріали тощо. Практично неможливо перелічити всі випадки використання хімічних знань, але є ще один важливий аспект їхнього застосування: б ез них неможливо зрозуміти сутність явищ і процесів, досліджуваних фізикою, біологією, геологією та іншими науками.

Будова і властивості речовин Атом — електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів. Молекула — найменша частинка речовини, яка має її хімічні властивості. Вона може складатися з однакових або різних атомів. Йон — частинка, що має заряд. Позитивно заряджені йони називаються катіонами, негативно заряджені — аніонами. Радикал — електронейтральна частинка, що має один або декілька неспарених електронів. Речовина — сукупність атомів, молекул або йонів, що має певний агрегатний стан. Агрегатні стани: рідкий, твердий, газоподібний, плазма.

Прості та складні речовини Речовини поділяються на прості та складні. Прості речовини утворені атомами одного елемента, складні речовини утворені атомами різних елементів. Прості речовини поділяються на метали і неметали, а складні речовини — на неорганічні й органічні. Такий розподіл умовний, оскільки не існує чіткої межі між металами та неметалами. Багато речовин мають і ті, й інші властивості, наприкла д графіт, сурма та ін. Також умовним є поділ на органічні та неорганічні речовини.

Чисті речовини та суміші Чиста речовина — це речовина, що складається з частинок певного виду (атомів, молекул, іонів) і має сталі фізичні властивості. Суміші речовин складаються з двох або більше чистих речовин. Чисті речовини, що входять до складу сумішей, зберігають притаманні їм властивості.

Фізичні методи дозволяють розділяти суміші на складові частини, тобто на чисті речовини. Основні способи розділення сумішей

Фізична властивість, яку використовують для розділення сумішей

Основні способи розділення сумішей

Густина

Відстоювання, декантація

Змочуваність

Флотація

Розмір частинок

Просіювання

Магнетизм

Магнітна сепарація

Температура кипіння рідини

Випарювання, дистиляція, сушіння

Розчинність твердої речовини

Кристалізація

Адсорбція — поглинання речовини поверхнею сорбенту (наприклад фільтрувальним папером)

Хроматографія

Маса

Центрифугування

Молекулярна та немолекулярна будова речовин Речовини, що складаються з молекул, мають молекулярну будову, а ті, що складаються з атомів або іонів (позитивно чи негативно заряджених частинок), характеризуються немолекулярною будовою. Будова речовин та їх властивості Молекулярна Немолекулярна 1. За звичайних умов — гази, рідини або 1. За звичайних умов — тверді тверді речовини кристалічні речовини 2. Слабкі сили притягання між молекулами

2. Великі сили притягання між атомами або іонами

3. Низькі температури кипіння

3. Високі температури кипіння

4. Легкоплавкі, леткі

4. Тугоплавкі

Алотропія Багато хімічних елементів утворюють декілька простих речовин, які розрізняються за будовою кристалічних ґраток або числом атомів у молекулі. Таке явище називається алотропією, а прості речовини — алотропними видозмінами,або модифікаціями.

Ізомерія Ізомерія — явище, при якому складні речовини мають однаковий склад і однакову молярну масу, але різну будову молекул, а тому й різні властивості. Такі речовини називаються ізомерами.

Хімічний елемент Хімічний елемент — група атомів з однаковим позитивним зарядом ядра. Усі відомі елементи представлені в Періодичній системі хімічних елементів Д.І.Менделєєва. Їхнє число обмежене, але комбінації цих елементів дають усе різноманіття відомих у даний час речовин (близько 10 млн). Найпоширеніші елементи Всесвіту — Гідроген та Гелій. Поширення хімічних елементів у літосфері Землі Елемент Вміст (у грамах на 1 т земної кори) Оксиген

466 000

Силіцій

277 200

Алюміній

81 300

Ферум

50 000

Кальцій

36 300

Натрій

28 300

Калій

25 900

Прометій Поширення хімічних елементів у гідросфері Землі (у воді морів і океанів) Елемент Вміст (у грамах на 1 т води) Оксиген

856 000

Гідроген

107 800

Хлор

19 870

Натрій

11 050

Прометій

Символи хімічних елементів Є. Я. Берцеліус (1814 р.) запропонував для позначення символів хімічних елементів букви латинського алфавіту. При цьому використовують першу або першу й одну з наступних букв латинської назви елементу. У сучасній науковій українській літературі назви елементів пишуться з великої букви. Назви хімічних елементів Алюміній Aluminium Al Аргентум

Argentum

Аурум

Aurum

Бром

Bromum

Гідроген

Hydrogenium

Ферум

Ferrum

Іод

Iodum

Калій

Kalium

Кальцій

Calcium

Оксиген

Oxygenium

Силіцій

Silicium

Магній

Magnesium

Купрум

Cuprum

Натрій

Natrium

Плюмбум

Plimbum

Сульфур

Sulfur

Карбон

Carboneum

Фосфор

Phosphorus

Флуор

Fluorum

Хлор

Chlorum

Цинк

Zincum

Меркурій

Hydrargirum

Хімічна формула Склад простих і складних речовин можна записати за допомогою хімічних символів елементів та індексів, тобто написати хімічну формулу. Індекс — число атомів даного елемента в складі молекули.

Так, до складу молекули води входять 2 атоми Гідрогену й 1 атом Оксигену, а молекула водню складається з 2 атомів Гідрогену. Щоб показати, що число молекул чи атомів більше за 1, використовують коефіцієнт, що ставиться перед формулою: молекули води;

— 5 молекул водню; 2H — 2 атоми Гідрогену (порівняйте з

—3

— однією двохатомною молекулою водню).

Валентність атомів елементів. Визначення валентності й складання хімічних формул за валентністю атомів елементів Валентність — це властивість атомів хімічного елемента утворювати хімічні зв’язки з певним числом атомів інших хімічних елементів. За одиницю валентності прийнята валентність атома Гідрогену. Він одновалентний, тобто може утворювати тільки один зв’язок. Кількісне значення валентності інших елементів визначається числом атомів Гідрогену, які приєднує атом даного хімічного елемента. Валентність позначається римською цифрою над символом елемента. Наприклад: — хлороводень — амоніак

— тут хлор одновалентний, тому що утримує 1 атом Гідрогену; — Нітроген тривалентний, тому що з’єднаний із 3 атомами Гідрогену.

Оксиген у сполуках двовалентний. Бінарні сполуки складаються з атомів двох елементів. За формулою такої сполуки легко визначити валентність одного з елементів, знаючи валентність іншого. Задача. Визначте валентність Фосфору в оксиді Розв’язання

1) Оксиген двовалентний: . 2) Визначаємо сумарну валентність всіх атомів Оксигену: валентність (II) множимо на кількість атомів Оксигену (5): . 3) Оскільки сумарні валентності елементів повинні бути рівні, сумарна валентність Фосфору дорівнює 10. 4) 10 одиниць валентності припадають на 2 атоми Фосфору, отже, на 1 атом припадає 5 одиниць ( ). Відповідь: Фосфор у даній сполуці п’ятивалентний. Знаючи валентність елементів, можна скласти хімічну формулу, наприклад, формулу алюміній оксиду. Для цього виконуємо такі дії. 1) Записуємо хімічні символи — AlO. 2) Знаходимо найменше спільне кратне валентності:

3) Найменше спільне кратне ділимо на валентність кожного з елементів. Отримані цифри є індексами: . Валентність для елементів I, II, III груп Періодичної системи Менделєєва в основному дорівнює номеру групи; для елементів інших груп валентність — величина змінна. У цьому випадку одне з її значень дорівнює номеру групи. При змінній валентності одного з елементів у сполуці значення її вказується в дужках поруч із формулою: карбон(ІІ) оксид — СО; карбон(IV) оксид —

, де II, IV — значення валентностей Карбону.

Атомна маса Абсолютні значення мас атомів елементів — дуже малі величини, і користуватися ними незручно. Тому в розрахунках застосовують відносні значення мас атомів. Атомною одиницею маси (а. о. м.) називається 1/12 частина маси атома Карбону. Відносною атомною масою Карбону:

називається число, що показує, у скільки разів маса одного атома елемента більша за 1/12 маси атома

де m — маса атома будь-якого елемента, Наприклад,

— маса атома Карбону.

Відносна атомна маса — величина безрозмірна.

Молекулярна маса Відносна молекулярна маса — число, що показує, у скільки разів маса даної молекули більша за 1/12 маси молекули вуглецю. Це безрозмірна величина, що позначається Mr.

Відносну молекулярну масу обчислюють додаванням відносних атомних мас всіх елементів, що входять у молекулу, з урахуванням індексів. Наприклад: ; ; .

Масова частка Масова частка елемента в речовині (ω) — це відношення його відносної атомної маси до відносної молекулярної маси речовини, до складу якої він входить. Вона виражається в частках одиниці чи у відсотках: , де n — кількість атомів елемента в даній речовині. Задача. Знайти масові частки Гідрогену й Оксигену у воді. Розв’язання 1) Спочатку визначаємо

; . 2) Знаходимо масову частку Гідрогену ω(H), що дорівнює відносній атомній масі Гідрогену, діленої на відносну молекулярну масу води: ; , або, помноживши на 100 %, одержимо 11 %. 3) Знаходимо масову частку Оксигену ω(O), що дорівнює відносній атомній масі Оксигену, діленої на відносну молекулярну масу води:

, або, помноживши на 100 %, одержимо 89 %. Відповідь: Знаючи хімічну формулу речовини, можна знайти відношення мас елементів у її складі. Наприклад, відношення мас елементів у сірководні

, або

Кількість речовини. Стала Авоґадро. Молярна маса Кількість речовини (n)— це визначене число будь-яких структурних одиниць (атомів, молекул, іонів тощо). Одиниця виміру кількості речовини — моль. В 1 моль число будь-яких частинок дорівнює експериментально і називається сталою Авоґадро:

, тобто стільки ж, скільки міститься в 0,012 кг вуглецю. Це число визначене

. Використовуючи сталу Авоґадро, можна розрахувати число структурних одиниць речовини N у відомій кількості речовини n: . Маса 1 моль називається молярною масою (M). Її можна обчислити за формулою: . Розмірність молярної маси — г/моль. Чисельні значення молярної і відносної молекулярної мас збігаються, тобто Наприклад:

; г/моль. Визначивши кількість речовини, можна знайти число молекул (атомів, іонів) у даній масі речовини. Задача. ; Розв’язання Спочатку знайдемо, якій кількості речовини відповідає ця маса: моль;

;

моль. Потім розрахуємо число молекул речовини: ;

; (молекул).

Відповідь: молекул. Знаючи кількість речовини і молярну масу, легко розрахувати масу речовини. Задача. Розв’язання. ;

моль; m = ?

г/моль; ; г. Відповідь: 80 г. Знаючи масу і кількість речовини, можна визначити молярну масу. Задача. г; моль; М = ? Розв’язання. ; ; Відповідь: 40 г/моль.

г/моль.

Об’ємні відношення газів у хімічних реакціях. Закон Авоґадро Закон об’ємних відношень Гей-Люссака Гази реагують між собою у певних об’ємних відношеннях. У 1808 р. Ж. Л. Гей-Люссак установив таку закономірність: Об’єми газів, що вступають у реакцію, відносяться один до одного і до газоподібних продуктів реакції як невеликі цілі числа . Відкритий ученим закон відомий у хімії як закон об’ємних відношень. Для його дотримання необхідно, щоб об’єми газів, що беруть участь у реакції, вимірювалися за однакових температур і тиску. Відношення об’ємів газів, що вступають у хімічну реакцію, відповідають коефіцієнтам рівняння, наприклад: . У даному випадку 3 об’єми водню реагують з 1 об’ємом азоту внаслідок чого утворюються 2 об’єми аміаку, тобто витримується співвідношення . Задача. Який об’єм водню необхідний для реакції з 2 м 3 азоту? Розв’язання Із рівняння реакції видно, що об’єм водню повинний бути в 3 рази більшим від об’єму азоту: об’єм водню

м3 .

Закон Авоґадро Для пояснення простих співвідношень між об’ємами газів, що реагують, використовують закон Авоґадро: В однакових об’ємах різних газів за однакових умов (температура і тиск) міститься однакове число молекул. Із закону Авоґадро випливають два наслідки: 1) Один моль будь-якого газу за однакових умов займає однаковий об’єм. За нормальних умов (н. у.), тобто при температурі 273 К

і тиску 101,3 кПа (1 атм), 1 моль будь-якого газу займає об’єм, що

дорівнює 22,4 л. Цей об’єм називають молярним об’ємом газу й позначають як Молярний об’єм можна розрахувати за формулою

л/моль.

. 2) При постійному тиску й температурі густина газу визначається тільки його молярною масою. Це дозволяє ввести поняття відносної густини першого газу за другим: , де D — відносна густина, що показує, у скільки разів перший газ важчий за другий за однакових умов. Найчастіше використовують відносну густину газу за воднем. Тоді: ; . Можна розрахувати відносну густину за будь-яким газом.

Довідник формул Величина

Формули

Маса m (г)

;

Об’єм V (л)

;

Кількість речовини n (моль)

;

Молярна маса M (г/моль)

;

Число частинок N

;

; ;

;

Густина (г/мл) Відносна густина D Масова частка елемента в складній речовині Масова частка

(%) ;

Маса розчину

Вихід продукту реакції

(%)

Об’єм газу за певних умов Vm — молярний об’єм газу, за н. у. 22,4 л/моль, NA — число Авоґадро, 6,02 • 10 23 моль–1, R — універсальна газова стала, 8,31 моль • Ar — відносна атомна маса, Mr — відносна молекулярна маса.

Розрахунки за хімічними рівняннями Розрахунок кількості речовини реагентів і продуктів реакції Задача. Яка кількість речовини водню вступить у реакцію з 2 моль азоту? Яка кількість речовини амоніаку при цьому утвориться? Розв’язання 1) Записуємо рівняння реакції, зрівнюємо його:

. 2) Коефіцієнти в даному рівнянні показують співвідношення кількості речовин реагентів і продуктів реакції, тобто з 1 моль азоту реагують 3 моль водню, у результаті чого утворюється 2 моль амоніаку. 3) Для розв’язання задачі можна використати пропорцію: за рівнянням 1 моль

— 3 моль

за даними задачі 2 моль

;

— x моль

звідси моль . 4) Аналогічно розрахуємо кількість речовини амоніаку: за рівнянням 1 моль

— 2 моль

;

за даними задачі 2 моль

— x моль

Звідси

моль

Відповідь: моль; моль. Задача. У реакцію з воднем вступають 14 г азоту. Визначте масу і кількість речовини амоніаку, що утворився. Розв’язання 1) Як завжди, записуємо рівняння реакції: . 2) Переводимо масу азоту в молі за формулою

;

г/моль;

(моль). 3) Тепер визначимо кількість речовини амоніаку: за рівнянням 1 моль

— 2 моль

за даними 0,5 моль

;

— x моль

Звідси моль . 4) Визначимо масу цієї кількості амоніаку: г/моль;

; (г). Відповідь:

г,

моль.

Розрахунки з використанням об’ємів газів Задача. Який об’єм азоту (н. у.) необхідний для утворення 3 моль Розв’язання 1) Записуємо рівняння реакції:

. 2) Знаходимо кількість речовини азоту: за рівнянням 1 моль

— 2 моль

за даними задачі x моль

— 3 моль

Звідси

моль

; .

3) Переводимо кількість речовини в об’єм за формулою використовувати молярний об’єм газу, тобто 22,4 л/моль):

(оскільки об’єм азоту визначається за н. у., у розрахунках можна

(л). Відповідь: л. Задача. Ускладнимо попередню задачу. Яку масу азоту та який об’єм водню потрібно взяти для добування 11,2 л ам оніаку (н. у.)? Розв’язання 1) Записуємо рівняння реакції: . 2) Об’єм водню можна розрахувати: а) за законом об’ємних відношень: ; ; б) знаходимо кількість речовини амоніаку: ; (моль); знаходимо кількість речовини водню: за рівнянням 3 моль за даними x моль

— 2 моль — 0,5 моль

; .

Звідси (моль). Переходимо від кількості речовини до її об’єму:

; (л). 3) Знаходимо кількість речовини азоту. Для цього використаємо вже обчислену кількість речовини амоніаку: за рівнянням 1 моль

— 2 моль

за даними x моль

;

— 0,5 моль

Звідси (моль). 4) Переходимо від кількості речовини азоту до її маси: г/моль;

;

(г). Відповідь:

г,

л.

Розрахункові задачі на надлишок одного з реагентів Реагенти цілком вступають у реакцію тільки в тому випадку, якщо вони взяті в еквімолярних відношеннях. Часто кількість речовини одного з реагентів перевищує кількість, необхідну для повної взаємодії з іншим реагентом, тобто він узятий у надлишку. У такому випадку іншого реагенту недостатньо, тобто він узятий у недостачі. Задача. Яку масу сульфур(VI) оксиду можна одержати з 10 г сульфур(IV) оксиду і 5,6 л кисню (н. у.)? Розв’язання 1) Запишемо рівняння реакції:

2) Приймемо, що маса (об’єм) одного з реагентів невідома, тобто дорівнює y. Нехай це буде маса сульфур(IV) оксиду. Складемо пропорцію й обчислимо масу сульфур(IV) оксиду за відомим об’ємом кисню: ; (г). 3) Маса сульфур(IV) оксиду (32 г), необхідна для взаємодії з даним об’ємом кисню (5,6 л), більше маси сульфур(IV) оксиду, даної в умові задачі (10 г). Отже, сульфур(IV) оксид надано у недостачі, а кисень — у надлишку. 4) Обчислення кінцевого продукту потрібно вести по недостачі (по сульфур(IV) оксиду). Обчислимо масу сульфур(VI) оксиду: ; . Відповідь: г. Задача. Який об’єм амоніаку утвориться з 6 л водню і 4 л азоту? Який газ залишиться в надлишку? Знайдіть об’єм надлишку. (Усі об’єми газів дано при н. у.) Розв’язання 1) Записуємо рівняння реакції: . 2) Керуючись законом Гей-Люссака, об’єми газів легко порівняти. За рівнянням реакції:

За даними задачі: . Очевидно, що азот узятий у надлишку, а водень у недостачі. Об’єм отриманого амоніаку обчислюємо за воднем: ; . 3) Для визначення об’єму надлишку обчислюємо необхідний об’єм азоту, прийнявши його за y: ;

Надлишковий об’єм азоту: Відповідь:

, надлишковий об’єм азоту — 2 л.

Розрахункові задачі з урахуванням виходу продукту реакції Вихід продукту реакції — це відношення маси (об’єму, кількості речовини) фактично отриманого продукту до максимально можливого, обчисленого за рівнянням реакції. Виражається в частках одиниці чи відсотках і обчислюється за формулою: . Задача. Яку масу сульфатної кислоти можна одержати з 40 г сульфур(VI) оксиду, якщо вихід реакції 80 % (0,8)? Розв’язання 1) Записуємо рівняння реакції:

. 2) Знайдемо кількість речовини сульфур(VI) оксиду: ;

;

. 3) Відповідно до рівняння реакції: моль. 4) Визначимо, яку масу мають 0,5 моль сульфатної кислоти: ;

; (г).

Масу продукту реакції, обчислену без обліку втрат за рівнянням реакції, називають теоретичним виходом 100 %. 5) Обчислимо практично отриману масу сульфатної кислоти

. Він завжди дорівнює

, чи практичний вихід:

, . Практично отримана маса повинна бути меншою за масу, обчислену за рівнянням реакції: 39,2 г < 49 г. Відповідь: г. Задача. Яку масу сульфур(VI) оксиду необхідно взяти для одержання 73,5 г сульфатної кислоти, якщо вихід реакції 75 %? Розв’язання У задачі дано масу сульфатної кислоти, яку треба одержати фактично. Використовувати практичні дані для розрахунків за хімічни ми рівняннями не можна, необхідно перейти до теоретичних даних. 1) Записуємо рівняння реакції: . 2) За

розраховуємо масу сульфатної кислоти, необхідну для теоретичних розрахунків

, . 3) Визначимо кількість речовини сульфатної кислоти: ;

; .

4) За рівнянням реакції кількості сульфатної кислоти й сульфур(VI) оксиду рівні, отже, 5) Знаходимо масу витраченого сульфур(VI) оксиду: ;

;

Відповідь: г. Задача. Із сульфур(VI) оксиду масою 40 г було отримано 41,16 г сульфатної кислоти. Обчисліть вихід продукту реакції. Розв’язання 1) Записуємо рівняння реакції: . 2) Практично отримана маса сульфатної кислоти обчислена маса. 3) Знайдемо кількість речовини сульфур(VI) оксиду: ;

г. Для визначення виходу продукту реакції потрібна ще й теоретично

; .

4) За рівнянням реакції кількості сульфатної кислоти й сульфур(VI) оксиду рівні, отже, 5) Обчислимо масу сульфатної кислоти за рівнянням реакції ;

;

. 6) Знайдемо вихід продукту реакції: ; Відповідь:

. %.

Періодичний закон та теорія будови атома Теорія будови атома Атом — це електронейтральна частинка, що складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів.

Будова атомних ядер Ядра атомів складаються з елементарних частинок двох видів: протонів (p) і нейтронів (n). Сума протонів і нейтронів у ядрі одного атома називається нуклонним числом: , де А — нуклонне число, N — число нейтронів, Z — число протонів. Протони мають позитивний заряд (+1), нейтрони заряду не мають (0), електрони мають негативний заряд (–1). Маси протона та нейтрона приблизно однакові, їх приймають рівними 1. Маса електрона набагато менша ніж маса протона, тому в хімії нею нехтують, вважаючи, що вся маса атома зосереджена в його ядрі. Число позитивно заряджених протонів у ядрі дорівнює числу негативно заряджених електронів, тобто атом у цілому електронейтральний. Атоми з однаковим зарядом ядра складають хімічний елемент. Атоми різних елементів називаються нуклідами. Ізотопи — атоми одного й того ж елемента, які мають різне нуклонне число внаслідок різної кількості нейтронів у ядрі. Ізотопи Гідрогену Назва A Z N Протій Н

Дейтерій D

Тритій T

Радіоактивний розпад Ядра нуклідів можуть розпадатися з утворенням ядер інших елементів, а також , або інших частинок. Спонтанний розпад атомів деяких елементів називається радіоактивністю, а такі речовини — радіоактивними. Радіоактивність супроводжується випусканням елементарних частинок і електромагнітних хвиль — випромінюванням. Рівняння ядерного розпаду— ядерні реакції — записуються таким чином: Час, за який розпаду піддається половина атомів даного нукліда, називається періодом піврозпаду . Елементи, що складаються тільки з радіоактивних ізотопів, називаються радіоактивними. Це елементи з

61 і 84—107.

Види радіоактивного розпаду 1) -розпад. Випромінюються ядра на 2 одиниці, наприклад:

-частинки, тобто ядра атома Гелію

. При цьому нуклонне число ізотопу зменшується на 4, а заряд

2) -розпад.У нестійкому ядрі нейтрон перетворюється на протон, при цьому ядро випромінює електрони та антинейтрино. Під час розпаду нуклонне число не змінюється, а заряд ядра збільшується на 1, наприклад:

3) -розпад. Збуджене ядро випромінює -промені з дуже малою довжиною хвилі, при цьому енергія ядра зменшується, нуклонне число і заряд ядра не змінюються, наприклад:

Будова електронних оболонок атомів елементів перших трьох періодів Електрон має двоїсту природу: він може поводитися і як частинка, і як хвиля. Електрон у атомі не рухається за певними траєкторіями, а може перебувати в будь-якій частині навколо ядерного простору, проте ймовірність його перебування в різних частинах цього простору неоднакова. Простір навколо ядра, у якому найімовірніше перебування електрона, називається орбіталлю. Кожний електрон у атомі перебуває на певній відстані від ядра відповідно до запасу його енергії. Електрони з більш -менш однаковою енергією формують енергетичні рівні, або електронні шари. Число заповнених електронами енергетичних рівнів у атомі даного елемента дорівнює номеру періоду, в якому він розташований. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи, вякій розміщений даний елемент. У межах одного енергетичного рівня електрони можуть відрізнятися формою електронної хмари, або орбіталі. Існують такі форми орбіталей: s-форма: p-форма: Існують також d-, f-орбіталі та інші, зі складнішою формою. Електрони з однаковою формою електронної хмари утворюють однойменні енергетичні підрівні:s-, p-, d-, f-підрівні. Кількість підрівнів на кожному енергетичному рівні дорівнює номеру цього рівня. У межах одного енергетичного підрівня можливий різний розподіл орбіталей у просторі. Так, у тривимірній системі координат для sорбіталі можливе тільки одне положення:

для р-орбіталі — три:

для d-орбіталі — п’ять, для f-орбіталі — сім. Орбіталі зображують: s-підрівень — p-підрівень — d-підрівень — Електрон на схемах позначається стрілкою, яка вказує його спін. Під спіном розуміють обертання електрона навколо своєї осі. Він позначається стрілкою: або . Два електрони на одній орбіталі записуються , але не . Більше двох електронів на одній орбіталі перебувати не може (принцип Паулі). Принцип найменшої енергії: в атомі кожний електрон розташовується так, щоб його енергія була мінімальною (що відповідає його найбільшому зв’язку з ядром). Наприклад, розподіл електронів в атомі Хлору:

Один неспарений електрон визначає валентність Хлору в такому стані — I. Під час отримання додаткової енергії (опромінення, нагрівання) можливе розпарування електронів (промотування). Такий стан атома ще називається збудженим. При цьому кількість неспарених електронів збільшується і, відповідно, змінюється валентність атома. Збуджений стан атома Хлору:

Відповідно до числа неспарених електронів Хлор може мати валентність III, V і VII.

Періодичний закон. Періодична система хімічних елементів Формулювання Періодичного закону, яке було вперше введене Д. І. Менделєєвим:Фізичні й хімічні властивості елементів, що виявляються у властивостях простих іскладних тіл, перебувають у періодичній залежності від їх атомної маси. Графічним зображенням Періодичного закону Д. І. Менделєєва є Періодична система хімічних елементів. Періоди — це горизонтальні ряди в таблиці Менделєєва. Періодів усього сім. Періоди поділяються на малі, що складаються з одного ряду (1—3 періоди), і великі, що складаються з двох рядів (4—7 періоди). У періодах добре помітна періодичність зміни властивостей елементів, простих речовин, утворених цими елементами, та їх сполук . У періодах із зростанням порядкового номера елементів їх металічні властивості слабшають, а неметалічні посилюються. Група — це вертикальний стовпчик у таблиці Менделєєва, у якому розміщені подібні за властивостями хімічні елементи. У короткоперіодному варіанті Періодичної системи кожна група поділяється на підгрупи — головну (або А) і побічну (або Б). До складу головної підгрупи входять елементи великих і малих періодів, а до складу побічних підгруп — тільки великих періодів і лише метали. У групах у головних підгрупах виявляється подібність елементів (наприклад однакова вища валентність) та їхніх сполук (наприклад загальні формули вищих оксидів і водневих сполук). У групах із зростанням порядкового номера металічні властивості елементів посилюються, а неметаліч ні послаблюються. Фізичний зміст Періодичного закону. В атомах елементів із зростанням порядкового номера відбувається збільшення кількості протонів у ядрі й електронів, що обертаються навколо ядра. При цьому періодично повторюється будова зовнішнього енергетичного рівня. Оскільки властивості елементів багато в чому залежать від числа електронів на зовнішньому енергетичному рівні, то й вони періодично повторюються. Сучасне формулювання Періодичного закону: Властивості хімічних елементів, а також форми й властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від заряду ядер їхніх атомів.

Поняття про радіус атома Атоми не мають чітко визначених меж, що зумовлено хвильовою природою електронів. У розрахунках користуються ефективними й уявними радіусами, тобто радіусами шароподібних атомів, зближених між собою під час утворення кристала. Їх розраховують за допомогою рентгенометричних даних. Чим більший атомний радіус, тим слабкіше утримуються біля ядра зовнішні електрони; із зменшенням атомного радіуса електрони притягуються до ядра сильніше. У періодах атомні радіуси зменшуються із зростанням порядкового номера. Це пояснюється зростанням заряду ядра атома, збільшенням числа електронів на зовнішньому рівні та збільшенням сили тяжіння електронів (за законом Кулона). У групах із зростанням порядкового номера атомний радіус зростає, оскільки збільшується число заповнених енергетичних рівнів,

причому число електронів на зовнішньому рівні не збільшується, отже, сила тяжіння зовнішніх електронів до ядра слабшає.

Електронегативність Електронегативність — здатність атома притягати до себе електрони інших атомів (маються на увазі валентні електрони зовнішнього енергетичного рівня). Звичайно за одиницю приймають електронегативність Літію і з нею порівнюють електронегативність інших елементів, одержуючи прості й зручні для порівняння значення відносної електронегативності елементів. Відносна електронегативність відповідає Періодичному закону: у періодах із збільшенням номера елемента вона зростає, у групах — зменшується. Чим більша відносна електронегативність, тим сильніше елемент виявляє неметалічні властивості. Неметали характеризуються великою відносною електронегативністю, а метали — невеликою. Зміна властивостей елементів у групах та періодах Число Число Зростання електронів на енерЕлектропорядкового Радіус Металічні й немезовнішньому гетичнегативномера атома талічні властивості енергетичному них ність елемента рівні рівнів Не змінюється

Металічні ЗменПосилю- послаблюються, шуєтьється неметалічні ся посилюються

У періодах

Збільшується

У групах

ЗбільЗбільЗменшуНе змінюється шуєтьшується ється ся

Металічні посилюються, неметалічні послаблюються

Хімічні реакції Перетворення речовин, що супроводжуються зміною їхнього складу і (або) будови, називаються хімічними реакціями. У хімічних реакціях з одних речовин виходять інші. Вихідні речовини, що вступають у хімічну реакцію, називаються реагентами, а нові, які утворюються внаслідок такої реакції, — продуктами реакції. Хімічні реакції завжди супроводжуються фізичними ефектами, що називаються ознаками хімічної реакції. Ознаки хімічних реакцій, що зустрічаються найчастіше: — поглинання або виділення теплоти; — зміна забарвлення реакційної суміші; — утворення або розчинення осаду; — виділення або поглинання газу;

— поява або зникнення запаху. Умови виникнення й перебігу хімічних реакцій: — контакт між реагуючими речовинами (реагентами); — підтримка певного температурного режиму; — здрібнення та перемішування реагентів у твердому стані; — підвищення тиску реагентів у газоподібному стані; — опромінення реагентів видимим світлом або ультрафіолетовими променями. Класифікація хімічних реакцій Класифікаційні ознаки Типи хімічних реакцій За числом і складом реагентів і продуктів реакції

— сполучення — розкладання — обміну — заміщення

— окисно-відновні За зміною ступенів окиснення елементів, що — без зміни ступенів окиснення входять до складу реагентів атомів елементів За виділенням або поглинанням енергії у процесі реакції

— ендотермічні — екзотермічні

За наявністю або відсутністю каталізатора

— каталітичні — некаталітичні

За оборотністю

— оборотні — необоротні

Енергетичний ефект хімічних реакцій Хімічні реакції завжди супроводжуються виділенням або поглинанням енергії. Кількість виділеної або поглиненої енергії називається тепловим ефектом хімічної реакції (Q). Реакції, що супроводжуються виділенням енергії, називаються екзотермічними, поглинанням енергії, — ендотермічними. Хімічні рівняння, в яких наводяться теплові ефекти хімічних реакцій, називаються термохімічними, наприклад:

У цьому рівнянні зазначені агрегатні стани речовин (г.— газоподібний, р.— рідкий), оскільки від них залежить тепловий ефект реакції.

Хімічна рівновага Хімічні реакції, які за одних і тих самих умов можуть іти в протилежних напрямах, називаються оборотними. У випадку, якщо за даних умов реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, реакції називаються необоротними.

Умови необоротності хімічних реакцій 1) Продукти, що утворюються, виводяться зі сфери реакції — випадають у вигляді осаду, виділяються у вигляді газу:

2) Утворюються малодисоціюючі сполуки, наприклад вода: 3) Виділяється велика кількість енергії:

Хімічна рівновага Оборотні реакції не йдуть до кінця і закінчуються встановленням хімічної рівноваги — такого стану системи реагуючих речовин, за якого швидкості прямої та зворотної реакцій однакові. Стан хімічної рівноваги можна змістити в той або інший бік зміною зовнішніх умов: температури, тиску, концентрації речовин, щ о беруть участь у реакції. Ці зміни визначаються принципом динамічної рівноваги— принципом Ле Шательє: зовнішня дія на рівноважну систему зміщує рівновагу в напрямі ослаблення ефекту цієї дії. Із принципу Ле Шательє випливає: 1) при збільшенні концентрації однієї з реагуючих речовин рівновага зміщується у бік витрачання цієї речовини, а при зменшенні концентрації — у бік її утворення; 2) зміна тиску зміщує рівновагу тільки в газових системах. Зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин, із зменшенням тиску — у бік збільшення об’єму (кількості речовини) газоподібних речовин. Якщо реакція проходить без зміни числа молекул (кількості речовини) газоподібних речовин, то тиск не впливає на стан рівноваги; 3) під час підвищення температури рівновага зміщується у бік перебігу ендотермічної реакції, під час зниження температури — екзотермічної реакції.

Швидкість хімічної реакції

Швидкість хімічної реакції визначається кількістю речовини, що прореагувала за одиницю часу в одиниці об’єму. Формула середньої швидкості хімічної реакції:

де

— середня швидкість хімічної реакції,

— зміна концентрації реагенту,

— час.

Чинники, що впливають на швидкість хімічної реакції 1) Природа реагуючих речовин. 2) Агрегатний стан реагуючих речовин. 3) Концентрація реагуючих речовин. Основний закон хімічної кінетики — закон діючих мас для швидкості хімічних реакцій: швидкість хімічної реакції за сталої температури пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин. Для реакції : , де k — коефіцієнт; і — концентрації реагуючих речовин (моль/л). 4) Площа поверхні зіткнення реагуючих речовин. Ця залежність справедлива для гетерогенних систем за участю твердих речовин. 5) Зміна температури. Залежність швидкості реакції від температури описується правилом Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 10 °С швидкість більшості реакцій збільшується у 2—4 рази. , де — температурний коефіцієнт. 6) Для газів — тиск у системі. 7) Наявність каталізаторів. Каталізатори — це речовини, що змінюють швидкість хімічної реакції. Каталізатор у процесі реакції не витрачається і до складу кінцевих продуктів не входить. Позитивний каталіз — прискорення реакції. Негативний каталіз, або інгібування, — уповільнення реакції.

Розчини Поняття про розчини і розчинність Розчини — однорідні системи, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії. Розчини належать до однорідних сумішей. Так, водні розчини складаються з розчинника (води), розчиненої речовини та продуктів їхньої взаємодії — гідратованих (сполучених з молекулами води) йонів. Розчинність — здатність речовини розчинятися у воді або іншому розчиннику. Кількісно розчинність виражають як відношення маси розчиненої речовини в насиченому розчині до 100 г (або 1 л) води (за даної температури). Ця величина називається коефіцієнтом розчинності, або розчинністю.

Вода — полярний розчинник У молекулі води зв’язки між атомами Оксигену і Гідрогену ковалентні полярні, електронна густина зміщена в бік Оксигену як більш електронегативного елемента. На атомі Оксигену внаслідок цього накопичується негативний заряд, а на атомах Гідрогену — позитивний. Тому молекула води полярна, вона називається диполем (два полюси — позитивний і негативний). За розчинністю у воді всі речовини можна поділити на три групи: 1) добре розчинні — в 100 г води за кімнатної температури розчиняється більше 10 г речовини; 2) малорозчинні — в 100 г води за кімнатної температури розчиняється менше 1 г речовини; 3) практично нерозчинні — в 100 г води за кімнатної температури розчиняється менше 0,1 г речовини. Абсолютно нерозчинних речовин не існує. Розчинність кислот, солей і основ у воді можна визначити за допомогою таблиці розчинності(див. с. 350) Розчинність речовин залежить: 1) від природи розчинюваної речовини і розчинника; 2) температури (від збільшення температури розчинність твердих речовин і рідин збільшується, газів — зменшується); 3) тиску (тільки для газів). Розчини класифікують як насичені й ненасичені, концентровані та розбавлені. Розчин, у якому за даної температури речовина більше не розчиняється, називається насиченим.

Розчин, у якому розчинювана речовина ще може розчинятися, називається ненасиченим.

Масова частка розчиненої речовини Масова частка розчиненої речовини — це відношення маси розчиненої речовини до загальної маси розчину:

Масова частка виражається в частках одиниці або відсотках. В останньому випадку одержана внаслідок обчислення величина масової частки множиться на 100 %. Маса розчиненої речовини: Маса розчину:

Масу розчину можна також знайти, склавши маси розчиненої речовини (або речовин) і масу розчинника (наприклад води):

Приготування розчину із заданою масовою часткою розчиненої речовини Щоб приготувати розчин із заданою масовою часткою, слід обчислити масу розчиненої речовини та води. Наприклад, необхідно приготувати 200 г розчину натрій хлориду з масовою часткою 5 % (0,05). Обчислимо масу солі, необхідної для приготування розчи ну:

Обчислимо масу води:

Для приготування розчину в посудину висипають 10 г солі й додають 190 г води. З урахуванням того, що густина води дорівнює 1 г/мл, об’єм 190 г води дорівнює 190 мл.

Електролітична дисоціація Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм, називаються електролітами. Речовини, розчини або розплави яких не проводять електричного струму, називаються неелектролітами. Розпад електролітів на йони під час їхнього розчинення у воді називається електролітичною дисоціацією.

Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1) Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно й негативно заряджені йони. Розпад на йони здійснюється під дією диполів води. 2) Йони в розчині перебувають у гідратованому стані, тобто вони оточені диполями води. 3) Під дією електричного струму позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, негативно заряджені (аніони) — до анода. Завдяки руху йонів розчини електролітів проводять електричний струм. 4) У розчинах на йони розпадаються речовини з йонним і ковалентним полярним зв’язком.

Ступінь дисоціації

Ступінь дисоціації — відношення числа молекул N, що розпалися на йони, до загального числа розчинених молекул : Ступінь дисоціації виражається в частках одиниці або у відсотках. Якщо ступінь дисоціації менший 3 %, то електроліт називається слабким, якщо більший 30 % — сильним. Електроліти, ступінь дисоціації яких лежить у межах від 3 до 30 %, називаються електролітами середньої сили.

Електролітична дисоціація кислот, лугів, солей Кислоти дисоціюють на катіони Гідрогену й аніони кислотного залишку, наприклад: . Луги дисоціюють на катіони металу (або йони амонію

) та аніони гідроксигрупи, наприклад:

. Солі дисоціюють на катіони металу (або йони амонію

) та аніони кислотного залишку, наприклад:

. На йони не розпадаються осади, гази, а також вода — сполука, яка мало дисоціює.

Реакції обміну в розчинах. Йонні рівняння Реакції у водних розчинах з участю електролітів є реакціями між іонами. Вони називаються йонними реакціями, а рівняння цих реакцій — йонними рівняннями.

План запису йонних рівнянь реакцій 1) Записуємо схему реакції в молекулярній формі: 2) Перевіряємо, чи є серед реагентів або продуктів реакції малодисоційовані речовини, гази або речовини, які випадають в осад. У даному рівнянні є малодисоційована сполука — вода, отже, йонів:

записуємо в молекулярному вигляді, а решту речовин — у вигляді

Це повне йонне рівняння. 3) Виключаємо з обох частин йонного рівняння однакові, тобто ті, що не беруть участі в реакції, йони. Переписуємо йони, що залишилися: Скорочуємо коефіцієнти: Це скорочене йонне рівняння. Якщо в рівнянні немає малодисоційованих речовин, газів або речовин, які випадають в осад, то ця реакція не відбувається повністю. Наприклад:

У цьому рівнянні всі йони скорочуються, отже, з точки зору електролітичної дисоціації реакція не відбувається.

Хімічний зв’язок Основні типи хімічного зв’язку:ковалентний (полярний, неполярний), йонний, металічний, водневий.

Ковалентний зв’язок Ковалентний зв’язок — це хімічний зв’язок, який здійснюється між атомами за рахунок електронних пар, що однаковою мірою належать обом атомам. Ковалентний зв’язок, утворений однаковими атомами (з однаковою електронегативністю), називається неполярним, а утворений різними атомами (з різною електронегативністю), — полярним. Електрони, здатні брати участь в утворенні хімічного зв’язку, називаються валентними. Їх кількість визначає число зв’язків, що утворюються атомом, тобто валентність. У елементів головних підгруп валентними є електрони останнього енергетичного рівня, у елементів побічних підгруп — останнього і передостаннього рівнів.

Під час утворення хімічного зв’язку атоми віддають, одержують або усуспільнюють з іншими атомами електрони так, щоб утворилася стійка електронна конфігурація атомів інертних газів (октет електронів). Утворення ковалентного неполярного зв’язку (на прикладі молекули водню). Електронна густина в даному випадку не зміщена ні до якого з атомів, оскільки вони мають однакову електронегативність. На жодному з атомів не зосереджений позитивний або негативний заряд, тобто молекула не має полюсів. Утворення ковалентного полярного зв’язку (на прикладі молекули гідроген фториду). Електронна густина зміщена до атома Флуору як більш електронегативного елемента. Тому атом Флуору матиме частково негативний заряд, а Гідроген — частково позитивний: . Молекула HF має позитивний (атом Гідрогену) і негативний (атом Флуору) полюси, тобто вона полярна. Донорно-акцепторний механізм утворення хімічного зв’язку полягає в тому, що зв’язок утворюється в результаті переходу вже існуючої електронної пари атома-донора в загальне користування донора й атома-акцептора, який надає вільну електронну орбіталь.

Йонний зв’язок Йонний зв’язок — це зв’язок, зумовлений електростатичним тяжінням між різнойменно зарядженими йонами. Під час утворення йонного зв’язку один з атомів віддає електрон, перетворюючись на позитивно заряджений іон — катіон, а інший приймає електрон, перетворюючись на негативно заряджений іон — аніон. Різниця між електронегативностями атомів, які утворюють йонний зв’язок, більша за 1,7. Під час утворення йонного зв’язку повної передачі електронів від атома до атома не відбувається: загальна електронна пара сильно зміщена в бік атомів елемента з більшою електронегативністю. Йонний зв’язок можна розглядати як крайній випадок ковалентного полярного зв’язку. Чим більша різниця електронегативностей елементів, тим більший ступінь йонності зв’язку. Різниця електронегативностей і ступінь йонності зв’язку Різниця електронегативностей Ступінь йонності зв’язку, % 0

0,5

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

Ступінь окиснення Для речовин з йонним зв’язком замість поняття «валентність» використовується поняття «ступінь окиснення». Ступінь окиснення — умовний заряд атома, обчислений з припущення, що всі зв’язки в речовині — йонні. Ступінь окиснення — одноатомного йона дорівнює його заряду. Наприклад, у натрій хлориді ступінь окиснення Натрію дорівнює +1, Хлору –1; — Флуору завжди дорівнює –1; — Оксигену в сполуках дорівнює –2 (окрім сполук з Флуором, де він дорівнює +2 або +1, наприклад дорівнює –1, наприклад

, і пероксидів, де він

;

— Гідрогену в сполуках дорівнює +1 (окрім гідридів металів, де він дорівнює –1, наприклад — у простих речовинах дорівнює 0. Наприклад,

;

Алгебраїчна сума ступенів окиснення усполуці завжди дорівнює нулю. Наприклад, Ступінь окиснення, як і валентність, може бути змінний.

Металічний зв’язок Металічний зв’язок — це зв’язок між позитивними йонами металів, що знаходяться у вузлах кристалічних ґраток, який здійснюється за рахунок електронів, що вільно переміщаються по кристалу. При утворенні металічного зв’язку атоми зближуються, валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони зовнішніх рівнів усіх атомів можуть вільно переміщатися по всьому зразку металу, здійснюючи зв’язок між усіма атомами кристала металу. Металічний зв’язок характерний для металів у твердому та рідкому станах, у газоподібному стані зв’язки ковалентні.

Металічний зв’язок зумовлює властивості металів.

Водневий зв’язок Водневий зв’язок — це зв’язок між позитивно зарядженим атомом Гідрогену однієї молекули і негативно зарядженим атомом іншої молекули. Водневий зв’язок має частково електростатичний, частково донорно-акцепторний характер.

Кристалічні ґратки Залежно від фізичних умов речовини можуть існувати в різних агрегатних станах: — плазма — іонізований газ; — газоподібний стан, який характеризується слабкою і невпорядкованою взаємодією частинок (молекул); — рідкий стан, за якого взаємодія між частинками сильніша, ніж у газах, у розташуванні частинок існує певний порядок, але він постійно змінюється внаслідок теплового руху; — твердий стан, за якого речовини існують у двох формах: кристалічній і аморфній. У речовині з кристалічною структурою частинки (атоми, молекули або йони) розташовані в певному порядку, тобто утворюють кристалічні ґратки. Частинки аморфної речовини розташовані безладно. — У вузлах йонних кристалічних ґраток знаходяться позитивно й негативно заряджені йони, зв’язані між собою силами електростатичного тяжіння. Це більшість солей, бінарних сполук. — У вузлах атомних кристалічних ґраток розташовані атоми, зв’язані ковалентним зв’язком. Наприклад, алмаз, кремній. — У вузлах молекулярних кристалічних ґраток розташовані молекули, зв’язані силами міжмолекулярної взаємодії. Це гази, багато неметалів, майже всі органічні сполуки. — У вузлах металічних кристалічних ґраток розташовані атоми або позитивно заряджені йони металу, між якими розташовані електрони, які рухаються вільно. Це метали і сплави.

Окисно-відновні реакції. Метод електронного балансу Реакції, які відбуваються зі зміною ступенів окиснення елементів реагуючих речовин, називаються окисно-відновними. Атоми, які під час утворення хімічних зв’язків у сполуці «приймають» електрони від інших менш електронегативних атомів, називаються окисниками. Процес «прийому» електронів називається відновленням. Атоми, які під час утворення хімічних зв’язків у сполуці «віддають» електрони іншим атомам, більш електронегативним, називаються відновниками. Процес «віддачі» електронів називається окисненням. Рівняння електронного балансу показують число відданих і приєднаних електронів, окисний і відновний процеси. Вони допомагають розставити коефіцієнти в хімічних рівняннях реакцій.

План складання рівнянь електронного балансу 1) Запишемо схему реакції в молекулярному вигляді, наприклад:

2) Над формулами запишемо значення ступенів окиснення атомів елементів: 3) Під рівнянням запишемо елементи, які змінили свій ступінь окиснення:

4) Сума зарядів зліва і справа в рівняннях електронного балансу повинна бути однакова. У результаті має вийти запис:

5) Число «відданих» і «приєднаних» електронів має бути однакове, отже, рівняння слід помножити на 2. Цей множник буде коефіцієнтом у молекулярному рівнянні реакції перед речовинами, що містять атоми Кальцію:

Неорганічна хімія Основні класи неорганічних сполук

Оксиди Оксиди — складні речовини, утворені двома елементами, одним із яких є Оксиген. Їх назва складається зі слова «оксид» з додаванням спочатку назви елемента, що входить до складу речовини, у називному відмінку.

Класифікація оксидів 1) Оксиди, яким відповідають основи, називаються основними. Вони утворені металами. До них належать CuO, BaO,

2) Оксиди, яким відповідають кислоти, називаються кислотними. Вони утворені в основному неметалами. Це ,

, CaO,

, NiO та інші. ,

та інші.

Поширення оксидів у природі Оксиди широко поширені в природі. Наприклад, силіцій(IV) оксид складу багатьох мінералів;

— кремнезем є основною складовою піску, глини, входить до

— карбон(IV) оксид, вуглекислий газ,— складова частина повітря;

— алюміній оксид входить до

складу глини і багатьох гірських порід; оксид.

— ферум(ІІІ) оксид міститься в залізних рудах;

— вода — найпоширеніший на Землі

Вода як найважливіший природний оксид Фізичні властивості води. Чиста вода прозора, не має запаху і смаку. Найбільша її густина — при

(1 г/см3). Густина льоду менша

ніж густина рідкої води, тому лід спливає на її поверхню. Вода замерзає при 0 °С й кипить при та тиску 101 325 Па (1 атм). Вона погано проводить тепло і дуже погано — електрику. Вода є гарним розчинником. Хімічні властивості води. 1) Взаємодія з металами. Метали, що стоять у ряді напруг до Алюмінію включно, реагують із водою за звичайних умов: Метали, що стоять у ряді напруг від Мангану до Гідрогену, реагують із водою при нагріванні: Метали, що стоять у ряді напруг після Гідрогену, з водою не реагують. 2) Вода реагує з оксидами металів, якщо метали, що утворюють оксиди, знаходяться в ряді напруг до Магнію. При цьому утворюють ся луги, тобто розчинні у воді основи: — кальцій гідроксид. 3) Вода реагує з багатьма оксидами неметалів, внаслідок реакції утворюються розчинні кислоти: — сульфатна кислота. 4) Вода розкладається під дією високої температури або електричного струму: .

Кислоти Кислоти — це складні речовини, що складаються з одного чи декількох атомів Гідрогену та кислотного залишку. Кислоти класифікують: 1) за кількістю атомів Гідрогену в кислоті — на одно-, дво- та триосновні. Одноосновні Двоосновні Триосновні HCl,

2) за наявністю Оксигену в кислотному залишку — на безоксигенові та оксигеновмісні. Оксигенові кислоти Формула Назва H2SO4

Сульфатна

H2SO3

Сульфітна

HNO3

Нітратна

HPO3

Метафосфатна

H3PO4

Ортофосфатна

H2CO3

Карбонатна

H2SiO3

Силікатна

Безоксигенові кислоти Формула Назва HCl

Хлоридна (соляна)

Фтороводнева (плавікова)

HBr

Бромоводнева

H2S

Сульфідна

Іодоводнева

Одержання кислот 1) Оксигеновмісні розчинні у воді кислоти можна добути взаємодією оксидів з водою: 2) Оксигеновмисні нерозчинні у воді кислоти добувають взаємодією відповідної солі з більш сильною кислотою: 3) Безкисневі кислоти добувають взаємодією водню з неметалом: з наступним розчиненням продукту реакції у воді.

Фізичні властивості кислот

Більшість кислот — рідини, але є і тверді кислоти, наприклад ортофосфатна і метафосфатна, силікатна. Усі кислоти важчі за воду й у більшості випадків добре в ній розчиняються. Деякі леткі кислоти (хлоридна, нітратна) мають характерний запах. Майже всі кислоти безбарвні.

Хімічні властивості кислот 1) Дія на індикатори. Речовини, які змінюють своє забарвлення під дією кислот або лугів, називаються індикаторами. 2) Взаємодія з металами. Метали, що стоять у ряді напруг до Гідрогену, витісняють його з розведених кислот (крім нітратної кислоти): 3) Кислоти реагують з оксидами, що утворені металами: Реакції обміну — це реакції між двома складними речовинами, у результаті яких вони обмінюються своїми складовими частинами. 4) Кислоти реагують з основами:

Основи Основи — складні речовини, до складу яких входять атом металу й одна або кілька гідроксильних груп. Назви основ утворюються від назви відповідного металу в називному відмінку і слова «гідроксид»: NaOH — натрій гідроксид; — ферум(ІІ) гідроксид; — ферум(ІІІ) гідроксид. Застосовуються й інші традиційні назви: NaOH — їдкий натр; — гашене вапно. Основи класифікуються за розчинністю у воді: 1) на розчинні, або луги, — добуті лужними або лужноземельними металами: Li, Na, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca; 2) нерозчинні — всі інші основи.

Фізичні властивості основ За нормальних умов усі луги — тверді речовини білого кольору, милкі на дотик, їдкі, роз’їдають шкіру, тканини, папір. Нерозчинні основи — тверді речовини різного кольору.

Добування основ 1) Луги добувають: — взаємодією води з лужними або лужноземельними металами:

— взаємодією води з оксидами лужних і лужноземельних металів: BaO + 2H2O = Ba(OH)2 2) Нерозчинні основи добувають унаслідок взаємодії розчинних солей з лугами:

Хімічні властивості основ 1) Луги мають такі хімічні властивості: — змінюють забарвлення індикаторів: фенолфталеїну без кольору на малинове, метилового оранжевого лакмусу на синє, універсального індикаторного паперу на синє; взаємодіють із кислотними оксидами: — взаємодіють із кислотами: — реагують із солями: 2) Нерозчинні основи мають такі хімічні властивості: — не змінюють забарвлення індикаторів; — практично не взаємодіють із кислотними оксидами; — взаємодіють із кислотами: — розкладаються при нагріванні: Реакція взаємодії кислот з основами називається реакцією нейтралізації і належить до реакцій обміну.

на жовте, фіолетового

Амфотерні гідроксиди та оксиди Здатність хімічних речовин виявляти кислотні або основні властивості в залежності від природи речовини, з якою вони реагують, називається амфотерністю. Амфотерні властивості виявляють перехідні метали, їхні оксиди та гідроксиди, наприклад: цинк, алюміній, берилій, тривалентний хром і тривалентне залізо, їхні оксиди і гідроксиди тощо.

Хімічні властивості амфотерних речовин Характерною є взаємодія амфотерних речовин як із кислотами, так і з основами:

а також реакції з цинк гідроксидом:

Солі Солі — це складні речовини, утворені атомами металів і кислотними залишками. Назви солей складаються з назви металу і назви кислотного залишку. Назви солей, що утворюють кислоти Формула кислоти Назва солей Сульфати Сульфіти Нітрати Метафосфати Ортофосфати (або фосфати) Карбонати Силікати

Фізичні властивості солей За нормальних умов усі солі — тверді кристалічні речовини різного кольору. Розчинність їх у воді різна (див. таблицю розчинності на с. 350).

Хімічні властивості солей Солі взаємодіють: 1) З металами (реакція заміщення): 2) Розчинні солі з лугами (реакція обміну): 3) З кислотами (реакція обміну). Ця реакція відбувається за таких умов: — утворюється осад, нерозчинний у кислотах: — реагуюча кислота сильніша від тієї, яка утворила сіль: — сіль утворена леткою кислотою, а реагуюча кислота нелетка: Кислота

нестійка, тому при її утворенні відразу ж відбувається реакція розкладу. Наприклад:

Зазвичай це записується так: 4) Із солями (реакція обміну): NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl ↓

Метали

Елементи-метали в Періодичній системі Якщо в Періодичній системі провести діагональ від Берилію до Астату, то зліва внизу розміщуватимуться елементи-метали (до них же належать елементи побічних підгруп). Атоми металів порівняно легко віддають електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони. Це пояснюється тим, що в атомів металів: — мале число електронів на зовнішньому енергетичному рівні та є вільні валентні орбіталі (лужні, лужноземельні метали, метали III групи); — електронами заповнюється передостанній енергетичний рівень; на зовнішньому рівні один або два електрони (метали побічних підгруп, d-елементи); — електрони розміщуються відносно далеко від ядра (Полоній, Бісмут, Стибій).

Фізичні властивості металів Пластичність. Механічна дія на кристал із металічним зв’язком викликає зсув шарів атомів, але завдяки переміщенню валентних електронів по всьому зразку металу розриву зв’язків не відбувається. Найпластичніший метал — золото. Марганець і бісмут — крихкі метали. Металічний блиск, непрозорість. Вільні електрони взаємодіють із квантами світла, які падають на метал. Електрична провідність. Вільні електрони під впливом різниці потенціалів набувають направленого руху від негативного полюса до позитивного. Найбільшу електричну провідність мають срібло і мідь. Теплопровідність. Зумовлена рухом вільних електронів. Найбільша теплопровідність у срібла й міді, найменша — у бісмуту та ртуті. Густина, температури плавлення і кипіння , твердість металів різні. Метали з густиною, меншою за 5 г/см 3, називаються легкими, інші — важкими. Метали з температурою плавлення понад 1000 °С називаються тугоплавкими, нижче — легкоплавкими.

Хімічні властивості металів Метали розрізняються між собою хімічною активністю, тобто здатністю вступати в хімічні реакції. Їх можна розташувати в ряд за зменшенням активності (див. таблицю). Метали — відновники. Отже, вони вступатимуть у хімічні реакції з окисниками. 1) Взаємодія з простими речовинами — неметалами (див. таблицю). 2) Взаємодія з кислотами. Метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів до Гідрогену, витісняють водень із розбавлених кислот, окрім нітратної: 3) Взаємодія з солями. Активніші метали витісняють менш активні з розчинів їх солей: 4) Взаємодія з водою. Активні метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів до Алюмінію включно, реагують із водою з утворенням основ і водню: Метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів після Алюмінію, реагують із водою під час нагрівання з утворенням оксидів і водню: Метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів після Гідрогену, з водою не реагують. 5) Метали, гідроксиди яких амфотерні, реагують і з кислотами, і з основами:

Взаємодія металів із неметалами Реагент Рівняння реакції Продукти реакції

Реагуючі метали

Кисень

Оксиди або пероксиди Усі, крім золота й платиноїдів

Сірка

Сульфіди

Усі, крім золота і платини

Хлор

Хлориди

Усі

Водень

Гідриди

Усі

Метали в природі У природі метали існують переважно у вигляді сполук: оксидів, сульфідів, сульфатів, хлоридів, карбонатів і т. д. У вільному стані в земній корі зустрічаються найменш активні метали — золото, платина. Мідь, ртуть, срібло, олово можуть траплятися як у саморідному стані, так і в складі сполук. Мінерали й гірські породи, що містять метали та їх сполуки та є придатними для промислового добування металів, називаються рудами. Деякі різновиди металічних руд: оксидні руди —

;

сульфідні руди —

;

хлоридні руди — NaCl, карбонатні руди —

; ,

Загальні способи добування металів. Електроліз розплавів солей і лугів Металургія — це галузь промисловості, яка займається видобуванням металів із руд. Електроліз — окисно-відновний процес, що відбувається на електродах під час проходження електричного струму через розплав або розчин електроліту. Якщо в розплав електроліту, наприклад натрій хлориду, занурити інертні електроди й пропускати постійний електричний струм, то катіони рухаються до катода — негативно зарядженого електрода, а аніони електрода. На аноді відбувається процес окиснення, на катоді — відновлення. Сумарне рівняння електролізу розплаву натрій хлориду:

— до анода — позитивно зарядженого

Корозія металів Корозія — руйнування металу під дією навколишнього середовища. Це окисно-відновний процес. Хімічна корозія — руйнування металу під час його окиснення без виникнення електричного струму в системі. При цьому метал взаємодіє з газами (газова корозія) і рідкими неелектролітами (бензин, нафта, толуол та ін.). Наприклад, сполука металів із киснем повітря. Електрохімічна корозія — руйнування металу, який знаходиться у контакті з іншим металом у розчині електроліту. При цьому активніший метал віддає електрони, а менш активний їх приймає, тобто в системі виникає електричний струм. Пара таких металів називається гальванічною парою.

Чинники, що впливають на швидкість корозії 1) Положення контактуючих металів у ряду стандартних електродних потенціалів. Чим далі метали розташовані один від одного, тим вища швидкість корозії. 2) Характер розчину електроліту. Чим вища кислотність розчину і чим більше в ньому окисників, тим швидше відбувається корозія. 3) Температура. За високих температур швидкість корозії зростає.

Захист від корозії 1) Захисні поверхневі покриття. Ізолюють метал від контакту з навколишнім середовищем. — Металеві покриття. Метал, який наноситься для запобігання корозії, сам стійкий до неї. Наприклад, покриття заліза цинком (оцинковане залізо). — Неметалеві покриття. Це лаки, фарби, емалі, мастила та ін. 2) Створення антикорозійних сплавів. Наприклад, додаванням хрому (до 12 %) до сталі одержують нержавіючу сталь. 3) Протекторний захист. Застосовується у випадках, коли металева конструкція, що захищається (труби, корпус корабля), знаходиться в активному середовищі електроліту (ґрунтові води, морська вода). Із конструкцією з’єднується активніший метал-протектор. У процесі корозії активніший метал-протектор руйнується, а метал конструкції не кородує. 4) Зміна складу середовища. В електроліт додають речовини, які уповільнюють корозію,— інгібітори.

Сплави Сплави — це суміші, що складаються з двох або більше металів, а також металів і неметалів. Хімічний зв’язок у сплавах — металічний. Тому вони мають усі властивості металів. Властивості сплавів відрізняються від властивостей вихідних металів. Сплави добувають, змішуючи розплавлені метали, які потім охолоджуються й тверднуть. Повністю однорідні сплави— тверді розчини. Вони утворюються в тому випадку, коли розплавлені метали кристалізуються в однотипних ґратках і мають близькі за розмірами атоми. Відповідно вони змішуються між собою в будь -яких співвідношеннях, наприклад: Ag — Cu, Cu — Ni, Ag — Au та ін. Маса, що складається з найменших кристалів кожного з металів. Розплавлені метали змішуються один з одним у будь-яких співвідношеннях. Наприклад, Pb — Sn, Bi — Cd, Ag — Pb та ін. Сполуки-інтерметаліди. Розплавлені метали під час змішування реагують один з одним. Наприклад, CuZn, ін.

Доменне виробництво чавуну Чавун — сплав заліза з вуглецем та іншими домішками (силіцієм, манганом, сіркою, фосфором). Масова частка Карбону в чавуні понад 1,7 % (до 4,5 %).

та

Доменний процес Суть доменного процесу — відновлення заліза з його природних оксидів. Виплавка чавуну відбувається в доменних печах (домнах). Склад вихідної суміші(шихти): 1) руда, що містить ферум оксиди; 2) кокс — джерело тепла й відновника — карбон монооксиду; 3) флюси (найчастіше вапняк), які перетворюють пусту породу на легкоплавкі сполуки — шлаки. Доменне виробництво базується на відновних процесах. 1) Під час згоряння коксу досягається висока температура й утворюється карбон(IV) оксид, який, проходячи через розжарений кокс, перетворюється на карбон(ІІ) оксид: ; 2) Карбон монооксид поступово відновлює руду. Сумарне рівняння: 3) Ферум утворює сполуку з Карбоном — ферум(ІІ) карбід, або цементит: ; 4) Розплавлене залізо розчиняє в собі вуглець, цементит, силіцій, манган, фосфор, сірку й утворює рідкий чавун.

Способи виробництва сталі Сталь — сплав заліза з вуглецем та іншими домішками. Масова частка Карбону в сталі не перевищує 1,7 %. У процесі переробки чавуну на сталь у сплаві зменшується вміст Карбону, Силіцію, Фосфору, Сульфуру, Мангану. Їх видалення ґрунтується на реакціях окиснення киснем або ферум(ІІ) оксидом у розплаві. Отже, виплавлення сталі — процес окиснення. 1) Кисень повітря окиснює залізо та вуглець: ; 2) Ферум оксиди взаємодіють із домішками, які містяться в чавуні:

3) Одержані оксиди реагують із флюсами, утворюючи легкоплавкі шлаки, які спливають на поверхню сталі й потім видаляються. До сталі додають легуючі речовини, щоб надати їй певних властивостей: домішки хрому додають сталі високих механічних і антикорозійних властивостей, жаростійкості; із хромовольфрамової сталі роблять різальні інструменти; марганцевисті сталі стійкі до тертя й удару.

Натрій і Калій як представники лужних металів Лужні метали розміщені в IА групі (у I групі головної підгрупи) Періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні у лужних металів розміщений один неспарений електрон, який легко віддається окисникам. Ступінь окиснення лужних металів у сполуках дорівнює +1. Електронна конфігурація атома Натрію:

Електронна конфігурація атома Калію:

У природі лужні метали зустрічаються тільки в сполуках, у вільному стані вони не зустрічаються внаслідок своєї високої хімічн ої активності.

Фізичні властивості Натрій і калій мають усі фізичні властивості металів. Для них характерна низька густина — менше 1 г/см3. Вони м’які (легко ріжуться ножем), легкоплавкі.

Добування. Натрій добувають у промисловості електролізом із розплавів солей або натрій гідроксиду:

Калій добувають: 1) пропускаючи пари натрію через розплавлений калій хлорид

2) у результаті взаємодії розплавленого калій гідроксиду з рідким натрієм при

(метод протитечії).

Хімічні властивості. Усі лужні метали — типові метали, сильні відновники. Вони є найактивнішими металами. 1) Лужні метали легко окиснюються киснем повітря з утворенням пероксидів з домішкою оксидів (рубідій і цезій при цьому займаються): ; 2) Реагують практично з усіма неметалами: 3) Бурхливо і з великим екзотермічним ефектом реагують із водою. У результаті реакції утворюються розчинні основи — луги: Застосування: — сплави натрію і калію — як теплоносії в ядерних реакторах; — натрій — як наповнювач у газорозрядних натрієвих лампах; — натрій — як відновник у кольоровій металургії; — як каталізатори; — калій — у виробництві фотоелементів.

Кальцій. Кальцій гідроксид і кальцій оксид Кальцій Кальцій розташований у IIА групі (II групі, головній підгрупі), 4 періоді Періодичної системи. Він належить до лужноземельних металів. Електронна конфігурація атома Кальцію:

На зовнішньому енергетичному рівні розміщені два електрони; ступінь окиснення Кальцію в сполуках +2. У вільному вигляді Кальцій у природі не зустрічається, поширений у складі сполук. Фізичні властивості. Сріблясто-білий метал, значно твердіший за лужні метали, легкий (густина 1,54 г/см 3), пластичний, температури плавлення і кипіння вищі, ніж у лужних металів. Добування. Електроліз розплаву суміші кальцій хлориду і кальцій фториду: Хімічні властивості. Кальцій легко віддає електрони і є відновником (див. таблицю). Хімічні властивості кальцію Рівняння Умови перебігу Реагент Продукти реакції реакції реакції Кисень

Кальцій оксид

Звичайні умови

Хлор (та інші галогени)

Кальцій хлорид (та інші галогеніди)

Звичайні умови

Сірка

Кальцій сульфід

Нагрівання

Вугілля (вуглець)

Кальцій карбід

Нагрівання

Вода

Кальцій гідроксид і водень Звичайні умови

Застосування: — добування сплавів; — відновлення інших металів.

Кальцій оксид СаО Біла кристалічна речовина, тугоплавка. Технічні назви: негашене вапно, палене вапно, кипілка. Добування. Випалення вапняку: Хімічні властивості кальцій оксиду Рівняння Реагент реакції

Продукти реакції

Умови перебігу реакції

Кислотні оксиди, наприклад карбон діоксид

Сіль (кальцій карбонат)

Звичайні умови

Кислоти, наприклад хлоридна

Сіль (кальцій хлорид) і вода

Звичайні умови

Вода

Луг (кальцій гідроксид)

Звичайні умови

Застосування: — як осушувач для газів; — для добування кальцій гідроксиду; — у сільському господарстві для розкислювання ґрунтів; — у виробництві скла.

Кальцій гідроксид Тверда речовина білого кольору, малорозчинна у воді. Технічні назви: пушонка (у вигляді порошку), гашене вапно або вапняне молоко (у разі змішування з водою), вапняна вода (водний розчин). Добування. Взаємодія кальцій оксиду з водою: Хімічні властивості кальцій гідроксиду Рівняння Реагент Продукти реакції реакції

. Умови перебігу реакції

Кислотні оксиди, наприклад карбон діоксид

Сіль (кальцій карбонат) і вода

Звичайні умови

Кислоти, наприклад хлоридна

Сіль (кальцій хлорид) і вода

Звичайні умови

Розчинні солі

Сіль (кальцій карбонат) і основа (натрій гідроксид)

Звичайні умови

Застосування: — у будівництві як в’яжучий матеріал; — у сільському господарстві для вапнування (розкислювання) ґрунтів; — для зм’якшення води; — виробництво скла.

Алюміній. Алюміній оксид і алюміній гідроксид, їх амфотерність Алюміній

Алюміній розташований в IIIА групі (III групі, головній підгрупі) Періодичної системи. Електронна конфігурація атома Алюмінію:

На зовнішньому енергетичному рівні три електрони, ступінь окиснення в сполуках +3. Алюміній — найпоширеніший метал у земній корі. Зустрічається тільки у вигляді сполук (алюмосилікати, боксити, корунд, кріоліт). Фізичні властивості. Алюміній — сріблясто-білий метал, легкий, але механічно міцний, пластичність. Легко утворює сплави. Добування. Електроліз розчину алюміній оксиду в розплавленому кріоліті . Хімічні властивості. Алюміній — відновник (див. таблицю). Хімічні властивості алюмінію Умови перебігу Реагент Рівняння реакції Продукти реакції реакції

. Має високу тепло- та електричну провідність,

Кисень

Алюміній оксид

Звичайні умови*:

Хлор

Алюміній хлорид

Звичайні умови

Сірка

Алюміній сульфід

Нагрівання

Вуглець

Алюміній карбід

Нагрівання

Вода

Алюміній гідроксид і водень

Звичайні умови, у разі знищення оксидної плівки

Хлоридна кислота

Алюміній хлорид і водень Звичайні умови

Розбавлена сульфатна кислота **

Алюміній сульфат і водень

Звичайні умови

Розчини лугів

Натрій тетрагідроксоалюмінат і водень

Звичайні умови

Оксиди металів ***

Алюміній оксид і залізо

Нагрівання

* Оксидна плівка за звичайних умов завжди вкриває алюміній, захищаючи його від корозії. ** Концентрована сульфатна, а також концентрована або дуже розбавлена нітратна кислоти пасивують алюміній (утворюється захисна оксидна плівка), який за звичайних умов з ними не взаємодіє, але реагує при нагріванні. *** Спосіб відновлення металів з їх оксидів алюмінієм називається алюмінотермією. Застосування: — сплави алюмінію — у промисловості (літакобудування, машинобудування); — добування металів алюмінотермією; — виробництво сталі; — радіотехніка; — електродроти; — побутові предмети; — алюмінієва фольга в харчовій промисловості.

Алюміній оксид (глинозем) Біла тверда речовина, тугоплавка, з дуже високою твердістю. У природі зустрічається у вигляді корунду та його різновидів. Добування. — У промисловості з мінералів: бокситів або нефелінів. — У лабораторії: 1) спалювання алюмінію: 2) прожарювання алюміній гідроксиду: Хімічні властивості. Алюміній оксид виявляє амфотерні властивості, тобто реагує як з кислотами, так і з основами (див. таблицю). Хімічні властивості алюміній оксиду Рівняння Умови перебігу Реагент Продукти реакції реакції реакції Хлоридна кислота

Алюміній хлорид і вода Нагрівання

Твердий натрій гідроксид

Натрій метаалюмінат і вода

Нагрівання, сплавлення

Розчин натрій гідроксиду

Натрій тетрагідроксоалюмінат

Нагрівання

Застосування: — у лазерах; — як абразивний матеріал; — ювелірні прикраси, годинники; — як тугоплавкий матеріал.

Алюміній гідроксид Біла тверда речовина, практично нерозчинна у воді. Добування. Дія розчинів лугів на солі алюмінію: Хімічні властивості. Типовий амфотерний гідроксид (див. таблицю). Хімічні властивості алюміній гідроксиду Рівняння Умови перебігу Реагент Продукти реакції реакції реакції Хлоридна кислота

Алюміній хлорид і вода

Нагрівання

Твердий натрій гідроксид

Натрій метаалюмінат

Нагрівання, сплавлення

Розчин натрій гідроксиду

Натрій тетрагідроксоалюмінат

Звичайні умови

Ферум. Оксиди й гідроксиди Феруму Ферум Елемент Ферум розташований в VIIIБ групі (VIII групі, побічній підгрупі), у 4 періоді. Електронна конфігурація атома Феруму:

Валентними у Феруму є електрони як останнього, так і передостаннього рівня d-підрівня. Найхарактерніші ступені окиснення у сполуках +2 і +3. Ферум — другий за поширеністю в природі метал (після Алюмінію). Найважливіші залізні руди: магнітний залізняк, червоний залізняк, бурий залізняк, пірит. Фізичні властивості. Білий сріблястий метал, густина 7,87 г/см 3, . Пластичний, тепло- та електрично провідний, легко намагнічується і розмагнічується. Добування. Відновлення карбон(ІІ) оксидом, алюмінотермія (див. виробництво чавуну і сталі). Хімічні властивості. Метал середньої активності (див. таблицю). Хімічні властивості Феруму Рівняння Умови перебігу Реагент Продукти реакції реакції реакції Кисень

Залізна окалина (ферум(ІІ, ІІІ) оксид)

Горіння в кисні

Хлор

Ферум(III) хлорид

Нагрівання

Сірка

Ферум(II) сульфід

Нагрівання

Вугілля (вуглець)

Ферум карбід (цементит)

Висока температура

Вода

Залізна окалина й водень

Висока температура

Хлоридна кислота

Ферум(II) хлорид

Звичайні умови

Розбавлена сульфатна кислота *

Ферум(II) сульфат

Звичайні умови

Розчини солей менш активних металів

Ферум(II) сульфат і мідь

Звичайні умови

* Концентровані сульфатна і нітратна кислоти на холоді пасивують залізо. Застосування: — каталізатор; — машинобудування; — добування сплавів — чавуну і сталі.

Ферум(ii) оксид FeO Чорний порошок, який легко окиснюється. У воді практично нерозчинний. Добування: Хімічні властивості. Основний оксид, характерна взаємодія з кислотами: .

Ферум(iii) оксид Найстійкіша природна оксигеновмісна сполука Феруму. У воді практично нерозчинний. Добування. Розкладання ферум(III) гідроксиду під час нагрівання: Хімічні властивості. Слабко амфотерний оксид.

Ферум(ii) гідроксид Осад білого кольору. На повітрі окиснюється до ферум(III) гідроксиду, забарвлення стає зеленуватим, а потім бурим: Добування. Дія розчинів лугів на розчини солей феруму(II): Хімічні властивості. Слабкий амфотерний гідроксид. Характерна взаємодія з кислотами:

Ферум(iii) гідроксид Осад червоно-бурого кольору. Добування. Дія розчинів лугів на розчини солей феруму(III): Хімічні властивості. Основний гідроксид. Характерна взаємодія з кислотами:

Неметали Якщо в Періодичній системі умовно провести лінію по діагоналі від Бора до Астату, то праворуч угорі в головних підгрупах будуть розташовані елементи-неметали. До них належать: Гідроген, Гелій, Бор, Карбон, Нітроген, Оксиген, Флуор, Неон, Силіцій, Фосфор, Сульфур, Хлор, Аргон, Арсен, Селен, Бром, Криптон, Телур, Йод, Ксенон, Астат, Радон.

Оксиген, Сульфур. Алотропні модифікації. Сполуки оксигену та сульфуру Оксиген, Сульфур Елемент Оксиген розташований в 2-му періоді, VI групі Періодичної системи. Порядковий номер — 8, відносна атомна маса — 16. Електронна конфігурація атома Оксигену:

В атомі Оксигену два неспарені електрони, отже, він двовалентний. В Оксигену висока електронегативність, тому в сполуках для нього характерний ступінь окиснення –2, крім сполук із Флуором (ступінь окиснення +1 і +2) і пероксидів (ступінь окиснення –1). Елемент Сульфур розташований в 3-му періоді, VI групі Періодичної системи. Порядковий номер — 16. Відносна атомна маса — 32. Електронна конфігурація атома Сульфуру:

З урахуванням можливості переходу електронів з s- та p- підрівнів на вільний d-підрівень для Сульфуру в сполуках характерні ступені окиснення –2, +4, +6, рідше +2. Алотропні модифікації Оксигену. У вільному стані Оксиген утворює дві алотропні модифікації: кисень Властивості алотропних модифікацій Оксигену

Алотропні модифікації Сульфуру. При кімнатній температурі Сульфур перебуває у вигляді

і озон

-сірки (ромбічна модифікація), що являє

собою жовті крихткі кристали без запаху, нерозчинні у воді. За температур вище відбувається повільне перетворення -сірки в -сірку (моноклінна модифікація), що є майже білими кристалічними пластинками. Поширення Оксигену в природі. Оксиген — найпоширеніший елемент на Землі. Його вміст у земній корі складає близько 55,1 %. Оксиген як хімічний елемент входить до складу води, мінералів (відомо понад 1400 мінералів, що містять Оксиген), органічних речовин. Поширення Сульфуру в природі. У природі Сульфур зустрічається у вигляді самородної сірки (проста речовина); входить до складу сульфідів і сульфатів, що утворюють багато мінералів, є компонентом природного вугілля та нафти. Сульфур — життєво важливий елемент: він входить до складу білків.

Одержання алотропних модифікацій Оксигену та Сульфуру. 1) Кисень утворюється в результаті розкладання деяких солей: пероксидів: оксидів важких металів: 2) Озон утворюється зі звичайного кисню під дією електричного розряду (розряд блискавки, робота електротрансформаторів) або ультрафіолетового випромінювання (сонячне світло, робота ксерокса), а також у процесах, що супроводжуються виділення атомарного Оксигену (розклад пероксидів). 3) Сірку добувають в самородному стані; також її добувають: при неповному розкладанні сірководню: із сульфідів металів: в реакціях відновлення сірки із сульфур(IV) оксиду:

Хімічні властивості кисню. Кисень — сильний окисник. 1) Взаємодія з металами: 2) Взаємодія з неметалами: 3) Горіння складних речовин: 4) Окиснення складних речовин (цей процес не належить до горіння): Хімічні властивості сірки. 1) При взаємодії з неметалами сірка виявляє окисні й відновлювальні властивості. Із простими речовинами, утвореними більш електронегативними елементами (Оксигеном, Фтором, Хлором, Бромом), сірка виступає в ролі відновника. — сульфур(IV) оксид Із простими речовинами, утвореними менш електронегативними елементами, сірка виступає в ролі окисника: — карбон(VI) сульфід Бінарні сполуки сульфуру, в яких вона виявляє ступінь окиснення –2, називають сульфідами. — гідроген сульфід (сірководень) 2) Взаємодія з металами. — цинк сульфід; — ферум(ІІ) сульфід. Усі сульфіди, крім HgS, утворюються при нагріванні. Із ртуттю сірка взаємодіє вже при кімнатній температурі: — меркурій(II) сульфід. Ця властивість використовується в лабораторіях для видалення розлитої ртуті, пари якої дуже токсичні. Застосування кисню. Кисень використовується для інтенсифікації процесів горіння (наприклад, при виплавці сталі), підвищення температури горіння (при зварюванні), як окисник в інших реакціях, у медицині. Озон має дезинфікуючу відбілюючу дію. Головне застосування озону — знезаражування водопровідної води. Застосування сірки. Сірка застосовується для одержання сульфатної кислоти, вулканізації каучуку, боротьби із сільськогосподар ськими шкідниками, одержання сірників, пороху. У медицині виготовляють сірчані мазі для лікування шкірних хвороб.

Сульфур оксиди Сульфур(IV) оксид

(діоксид сірки, сірчистий газ, сірчистий ангідрид) — безбарвний газ із різким запахом, скраплюється при

. Негорючий, легко розчиняється у воді. Водний розчин називають сульфідною кислотою. Міститься у вулканічних газах, виділяється при спалюванні природного вугілля. Є одним з основних забруднювачів повітря, викли кає кислотні дощі. Отруйний, викликає кашель, задишку, бронхіт, запалення легень. Одержання сульфур(IV) оксиду. 1) Випалювання мінералів, що містять сульфіди:

2) Горіння сірки на повітрі: 3) Горіння сірководню в надлишку кисню: 4) Взаємодія міді з концентрованою сульфатною кислотою:

5) Дія сульфатної кислоти на сульфіти: Хімічні властивості сульфур(IV) оксиду. Для більш характерні відновлювальні властивості. 1) Реакції, що відбуваються без зміни ступеня окиснення. Взаємодія з основами: Оборотна взаємодія з водою: Взаємодія з основними оксидами: . 2) Реакції, що відбуваються з підвищенням ступеня окиснення від +4 до +6, наприклад: 3) Реакції, що проходять зі зниженням ступеня окиснення, наприклад: Застосування сульфур(IV) оксиду. Основна маса сульфур(IV) оксиду витрачається на виробництво сульфатної кислоти та інших сполук Сульфуру. Використовується для відбілювання паперу, соломи і вовни. На відміну від необоротної дії білильного вапна, знебарвлення сульфур(IV) оксидом часто оборотне, і забарвлення повертається після промивання. Використовується як дезінфікуючий засіб, наприклад для обробки підвалів, овочесховищ. Сульфур(VI) оксид

(сірчаний газ, ангідрид сульфатної кислоти) при кімнатній температурі — безбарвна рідина, температура

кипіння . Негорючий. Добре розчиняється у воді, взаємодіючи з нею. Гігроскопічний. Токсичний, уражає дихальні шляхи, викликає опіки шкіри. Одержання сульфур(VI) оксиду. Окиснювання нагріванні:

в присутності каталізатора (платина чи ванадій(V) оксид) при високому тиску й

Хімічні властивості сульфур(VI) оксиду. 1) З’єднуючись із водою, утворює сульфатну кислоту: 2) Добре розчиняється в сульфатній кислоті, утворюючи важку маслянисту рідину — олеум: (або 3) У температурному інтервалі від 400 до

розкладається на сульфур(IV) оксид і кисень:

4) Як типовий кислотний оксид взаємодіє: з оксидами, утвореними металами: з основами: Застосування сульфур(VI) оксиду. Сульфур(VI) оксид застосовується в основному у виробництві сульфатної кислоти; у лабораторії як водовід’ємний засіб.

Сульфатна кислота Фізичні властивості сульфатної кислоти. Сульфатна кислота — важка безбарвна масляниста рідина (стара назва сульфатної кислоти — купоросна олія). За звичайної температури вона не летка й не має запаху. Одержання сульфатної кислоти. Найбільше значення має контактний спосіб одержання сульфатної кислоти. Процес складається з трьох стадій. 1) Одержання сульфур(IV) оксиду. Сировиною є сульфурвмісні руди, сірка, сірководень: ;

;

2) Окиснення сульфур(IV) оксиду в сульфур(VI) оксид: (реакція йде під тиском, при підвищеній температурі й у присутності каталізаторів). 3) Одержання сульфатної кислоти. При цьому сульфур(VI) оксид поглинають розведеною сульфатною кислотою, одержуючи олеум, який потім розбавляють до потрібної концентрації: (або ). Хімічні властивості розведеної сульфатної кислоти. Сульфатна кислота як двоосновна кислота утворює два ряди солей: кислі — гідросульфати (утворюються при надлишку кислоти) і середні — сульфати. 1) Ступенева дисоціація:

2) Взаємодія з розчинними і нерозчинними основами (реакція нейтралізації). При цьому утворюються гідросульфати (якщо кислота в реакційній суміші в надлишку):

або сульфати (якщо немає надлишку кислоти в реакційній суміші):

3) Взаємодія з металами, що розташовані в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену: 4) Взаємодія з оксидами металів: 5) Взаємодія із солями, утвореними більш слабкими і/або леткими кислотами: Хімічні властивості концентрованої сульфатної кислоти. 1) Взаємодія з металами. Концентрована сульфатна кислота при нагріванні реагує з багатьма металами, у тому числі тими, що стоять в електрохімічному ряді напруг після Гідрогену. При цьому виділяється не водень, а сульфур(VI) оксид (з менш активними металами), сірка (з металами середньої активності) або сірководень (з активними металами):

Алюміній, залізо і хром пасивуються концентрованою сульфатною кислотою на холоді, при нагріванні реагують із нею. 2) Безводна сульфатна кислота розчиняє до 70 % сульфур(VI) оксиду, при цьому утворюється олеум. 3) При нагріванні відщеплює сульфур(VI) оксид доти, поки не утвориться розчин із масовою часткою сульфатної кислоти 98,3 %: 4) Обвуглює органічні речовини — цукор, папір, дерево. 5) Як сильна нелетка кислота витісняє інші кислоти з їхніх сухих солей: Реактивом для виявлення сульфат-іонів є розчини, що містять йони Барію: Барій сульфат, що утворюється,— білий порошкоподібний осад, нерозчинний у воді й кислотах. Застосування сульфатної кислоти. Сульфатна кислота використовується у виробництві неорганічних кислот, лугів, солей, мінеральних добрив, вибухових речовин, штучних волокон, барвників, пластмас і багатьох інших речовин. Найбільша кількість її витрачається для одержання фосфатних і нітратних добрив. Сульфатну кислоту використовують для одержання інших кислот — хлоридної, флуороводневої, фосфатної, оцтової. Вона застосовується для очищення нафтопродуктів.

Нітроген і Фосфор. Сполуки Нітрогену та фосфору

Нітроген і Фосфор Елементи Нітроген і Фосфор розташовані в V групі Періодичної системи, Нітроген у 2-му періоді, Фосфор — у 3-му. Електронна конфігурація атома Нітрогену:

Валентність Нітрогену: III і IV, ступінь окиснення в сполуках: від –3 до +5. Будова молекули азоту: , . Електронна конфігурація атома Фосфору:

Електронна конфігурація атома Фосфору в збудженому стані:

Валентність Фосфору: III і V, ступінь окиснення в сполуках: –3, 0, +3, +5. Фізичні властивості азоту. Безбарвний газ без смаку й запаху, небагато легший за повітря г/моль, г/моль), погано розчинний у воді. Температура плавлення –210 °С, кипіння –196 °С. Алотропні модифікації Фосфору. Серед простих речовин, що утворює елемент Фосфор, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор. Поширення Нітрогену в природі. Нітроген у природі зустрічається головним чином у вигляді молекулярного азоту . У повітрі об’ємна частка азоту складає 78,1 %, масова — 75,6 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в ґрунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Нітроген міститься в живих організмах. Поширення Фосфору в природі. Фосфор зустрічається в хімічно зв’язаному стані в складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких . Фосфор — життєво важливий елемент, входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках і зубах).

Одержання азоту й фосфору. Азот одержують у промисловості з рідкого повітря: оскільки азот має найнижчу температуру кипіння з усіх атмосферних газів, із рідкого повітря він випаровується першим. У лабораторії азот одержують при термічному розкладанні амоній нітриту: . Фосфор одержують з апатитів чи фосфоритів при прожарюванні їх із коксом і піском за температури

Хімічні властивості азоту. 1) Взаємодія з металами. Речовини, що утворюються в результаті цих реакцій, називаються нітридами. За кімнатної температури азот реагує тільки з літієм: З іншими металами азот реагує за високих температур: — алюміній нітрид 2) Взаємодія з неметалами. Із воднем азот взаємодіє в присутності каталізатора за високого тиску і температури: — амоніак За дуже високих температур (близько

) азот реагує з киснем:

— нітроген(ІІ) оксид Хімічні властивості фосфору. 1) Взаємодія з металами. При нагріванні фосфор реагує з металами: — кальцій фосфід 2) Взаємодія з неметалами. Білий фосфор самозаймається, а червоний горить при підпалюванні: — фосфор(V) оксид За недостачі кисню утворюється фосфор(ІІІ) оксид (дуже отруйна речовина): Взаємодія з галогенами:

Взаємодія із сіркою:

Амоніак Молекулярна формула амоніаку:

Електронна формула: Структурна формула: Фізичні властивості амоніаку. Безбарвний газ із характерним різким запахом, майже у два рази легший за повітря, отруйний. При збільшенні тиску чи охолодженні легко скраплюється в безбарвну рідину, температура кипіння

, температура плавління

. Амоніак дуже добре розчиняється у воді: при в 1 об’ємі води розчиняється до 700 об’ємів амоніаку, при — 1200 об’ємів. Одержання амоніаку. 1) Амоніак у лабораторії одержують нагріванням сухої суміші кальцій гідроксиду (гашеного вапна) і амоній хлориду (нашатирю): 2) Амоніак у промисловості одержують із простих речовин — азоту й водню: Хімічні властивості амоніаку. Нітроген в амоніаку має найменший ступінь окиснення і тому виявляє тільки відновні властивості. 1) Горіння в атмосфері чистого кисню чи в підігрітому повітрі: 2) Окиснення до нітроген(II) оксиду в присутності каталізатора (розпечена платина): 3) Оборотна взаємодія з водою: Наявність йонів

обумовлює лужне середовище розчину амоніаку. Отриманий розчин називається нашатирний спирт чи амоніачна

вода. Йони амонію існують тільки в розчині. Виділити амоній гідроксид 4) Відновлення металів з їхніх оксидів:

як самостійну сполуку неможливо.

5) Взаємодія з кислотами з утворенням солей амонію (реакція з’єднання): — амоній нітрат. Застосування амоніаку. Велика кількість амоніаку витрачається на одержання нітратної кислоти, нітрогеновмісних солей, сечовини, соди амоніачним методом. На легкому скрапленні й наступному випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування в холодильних установках. Водні розчини амоніаку використовують як нітратні добрива.

Солі амонію Солі амонію — це солі, що містять як катіон групу . Наприклад, — амоній хлорид, — амоній нітрат, амоній сульфат. Фізичні властивості солей амонію. Білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді. Одержання солей амонію. Солі амонію утворюються при взаємодії газоподібного амоніаку чи його розчинів із кислотами:

—

Хімічні властивості солей амонію. 1) Дисоціація: 2) Взаємодія з іншими солями: 3) Взаємодія з кислотами: 4) Взаємодія з лугами: Ця реакція є якісною на солі амонію. Амоніак, що виділяється, визначають за запахом чи посинінням вологого індикаторного паперу. 5) Розкладання при нагріванні: Застосування солей амонію. Солі амонію застосовуються в хімічній промисловості і як мінеральні добрива в сільському господарстві.

Нітроген оксиди і фосфор оксиди Нітроген утворює оксиди, у яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5: Усі нітроген оксиди отруйні. Оксид «звеселяючий газ». Оксид

; NO;

;

має наркотичні властивості, які на початковій стадії позначаються ейфорією, звідси й назва —

подразнює дихальні шляхи і слизові оболонки очей. Шкідливий наслідок хімічного виробництва, він

потрапляє в атмосферу у вигляді «лисячого хвоста» — червоно-брунатного забарвлення. Фосфор оксиди: і . Фосфор(V) оксид — найбільш стабільний оксид за звичайних умов. Одержання нітроген оксидів і фосфор оксидів. При безпосередньому сполученні молекулярних азоту й кисню утворюється тільки нітроген(II) оксид: Інші оксиди одержують непрямим шляхом. Фосфор(V) оксид отримують при згорянні фосфору в надлишку кисню або повітря: Хімічні властивості нітроген оксидів. 1)

— окисник, може підтримувати горіння:

Не реагує з водою і лугами. 2) NO — легко окиснюється: Не реагує з водою і лугами. 3)

— кислотний оксид:

— сильний окисник, кислотний оксид:

У присутності надлишку кисню: Димеризується, утворюючи оксид в бік утворення 5)

— безбарвну рідину:

, а при 140 °С — у бік утворення

. Реакція оборотна. При –11 °С рівновагу практично зміщено

— кислотний оксид:

Хімічні властивості фосфор(V) оксиду. Фосфоровмісні кислоти. — типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета-, орто- і двофосфатна. При розчиненні утворюється метафосфатна кислота: При тривалому кип’ятінні

у воді спершу

з водою — ортофосфатна кислота:

При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота: Застосування нітроген оксидів та фосфор оксидів. Нітроген(IV) оксид використовується у виробництві нітратної кислоти, нітроген(І) оксид — у медицині. Фосфор(V) оксид використовують для осушування газів і рідин, а в окремих випадках — для відщеплення від речовин хімічно зв’язаної води.

Нітратна й фосфатна кислоти Фізичні властивості ортофосфатної (фосфатної) кислоти. За звичайних умов — тверда, безбарвна, кристалічна речовина. Температура плавлення +42,3 . У твердій і рідкій кислоті молекули поєднуються за рахунок водневих зв’язків. Цим зумовлена підвищена в’язкість концентрованих розчинів фосфатної кислоти. Вона добре розчинна у воді, її розчин — електроліт середньої сили. Фізичні властивості нітратної кислоти. Безводна (100%-на) кислота — безбарвна рідина, що сильно пахне, температура кипіння . У разі зберігання на світлі поступово забарвлюється в бурий колір, внаслідок розкладання та утворення вищих нітроген оксидів, у тому числі й бурого газу . Добре змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Одержання фосфатної кислоти. 1) З її солей, що містяться у фосфатних мінералах (апатитах і фосфоритах), при дії сульфатної кислоти: 2) Гідратацією фосфор(V) оксиду: Одержання нітратної кислоти. 1) Із сухих солей нітратної кислоти при дії на них концентрованої сульфатної кислоти:

2) Із нітроген оксидів: 3) Промисловий синтез нітратної кислоти: — каталітичне окиснення амоніаку, каталізатор — платина. — окиснення киснем повітря. — поглинання водою в присутності кисню. Хімічні властивості фосфатної кислоти. Виявляє всі типові властивості кислот. Фосфатна кислота — триосновна, утворює два ряди кислих солей — дигідрофосфати і гідрофосфати. 1) Дисоціація:

2) Взаємодія з оксидами металів:

3) Взаємодія з основами: 4) Взаємодія із солями. Реакція з аргентум нітратом є якісною на йон

— випадає жовтуватий осад аргентум фосфату:

5) Взаємодія з металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену: Хімічні властивості нітратної кислоти. Нітратна кислота — сильний окисник. 1) Дисоціація: 2) Взаємодія з оксидами металів: 3) Взаємодія з основами: 4) Взаємодія із солями: 5) Взаємодія з металами. При взаємодії з металами концентрованої і розведеної нітратної кислоти утворюється сіль (нітрат), нітроген оксиди, азот або амоніак і вода. Застосування ортофосфатної й нітратної кислот. Ортофосфатна кислота широко використовується у виробництві мінеральних добрив. Вона не отруйна й використовується в харчовій промисловості для виготовлення сиропів, напоїв (кока-коли, пепсі-коли). Нітратна кислота витрачається на виробництво нітратних добрив, вибухових речовин, ліків, барвників, пластмас, штучних волокон та інших матеріалів. Концентрована нітратна кислота застосовується в ракетній техніці як окисник ракетного палива.

Нітрати Солі нітратної кислоти — нітрати. Це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді, токсичні. Натрій, Калій, Кальцій і амоній нітрати називають також селітрами. Одержання нітратів. 1) Взаємодія нітратної кислоти з основами: 2) Взаємодія нітратної кислоти з основними оксидами: 3) Взаємодія нітратної кислоти з металами, амоніаком:

4) Взаємодія нітратної кислоти із солями: Хімічні властивості нітратів. Нітрати мають хімічні властивості, які є типовими для солей (взаємодія з кислотами, солями, основами). Характерним є розклад при нагріванні. Продукти розкладу визначаються місцем металу в електрохімічному ряді напруг.

Наприклад:

Якісною реакцією на нітрат-іон є нагрівання розчину випробуваної солі з концентрованою сульфатною кислотою і міддю. Сульфатна кислота витісняє нітратну з її солі та реагує з міддю, нарешті спостерігається виділення бурого газу:

Застосування нітратів. В основному нітрати застосовуються у виробництві добрив, вибухових речовин, нітратної кислоти, а також скла, ліків, для обробки та консервування харчових продуктів.

Фосфати Солі фосфатної кислоти — фосфати. Ортофосфатна кислота — триосновна кислота, тому вона утворює три ряди солей: середні — фосфати і два ряди кислих солей — гідрофосфати воді краще, ніж середні. Одержання фосфатів. Взаємодія ортофосфатної кислоти: 1) з основами: 2) оксидами металів: 3) металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:

і дигідрофосфати

. Кислі солі розчиняються у

4) солями:

Хімічні властивості фосфатів. Фосфати мають усі типові хімічні властивості солей. Характерними для них є переходи від дигідро- до гідрофосфатів і фосфатів:

Кислі солі, до складу яких входять атоми Гідрогену, утворюються при надлишку кислоти в реакційній суміші. Якісною реакцією на фосфат-йон

є взаємодія досліджуваної солі з аргентум нітратом. При цьому випадає жовтий осад

. Застосування фосфатів. Фосфати в основному застосовуються як мінеральні добрива, а також для виробництва фосфатних кислот, фосфору.

Мінеральні добрива Речовини, що вносяться в ґрунт для підвищення врожайності, називаються добривами. Нітратні добрива поділяються на дві групи: мінеральні (селітри , , , , рідкий амоніак) та органічні (гній, компост, бобові рослини). Фосфатні добрива. Мінеральні солі поглинаються рослинами тільки в розчиненому вигляді, тому використовуються фосфатні добрива як кислі солі — вони краще середніх розчиняються у воді. Найважливіші фосфатні добрива: — подвійний суперфосфат

— простий суперфосфат — преципітат — фосфоритне борошно

, , .

Комбіновані добрива містять декілька необхідних рослині елементів, наприклад: , і Фосфор. Суміш амофосів із калійною селітрою називається «амофосна» і містить також калій.

— амофоси містять Нітроген

Карбон і Силіцій. Сполуки Карбону та Силіцію Карбон і Силіцій Карбон розташований в 2-му, Силіцій — у 4-му періоді Періодичної системи, обидва елементи розташовані в IV групі, отже, на зовнішньому енергетичному рівні їхніх атомів розташовано по 4 електрони. Електронна конфігурація атома Карбону:

Характерні ступені окиснення Карбону в сполуках: –4, +2, +4. Електронна конфігурація атома Силіцію:

Валентність Силіцію дорівнює II. Характерна ступінь окиснення Силіцію в сполуках: –4,+4, рідко +2.

Алотропні модифікації Карбону. Алмаз — найтвердіша речовина з природних твердих речовин. Має вигляд безбарвних, прозорих кристалів, що сильно заломлюють світло. Графіт — м’який мінерал, має вигляд сірої, непрозорої, масної на доторк маси, добре проводить електричний струм, але тільки в певних напрямках. Карбін — кристалічний порошок чорного кольору. Фулерени — кристалічні речовини чорного кольору з металевим блиском, що мають властивості напівпровідників. До фулеренів відносять речовини з парним числом атомів Карбону в молекулі: , , …, атомів Карбону, об’єднаних у п’яти- і шестикутники зі спільними ребрами.

,…,

та ін. Ці молекули складаються з

Алотропні модифікації Силіцію. Силіцій, залежно від умов, може бути отриманий в одній із двох алотропних модифікацій — кристалічної або аморфної. Аморфний кремній — бурий порошок, хімічно більш активний; кристалічний — світло-сірі, тверді, тендітні кристали, за будовою схожі на алмаз.

Хімічні властивості вуглецю й кремнію. 1) Взаємодія вуглецю і кремнію з киснем: (при нестачі кисню)

;

; (при нестачі кисню) 2) Взаємодія вуглецю й кремнію з оксидами металів: (вуглець як відновник) (кремній як відновник) Відновлення металів з оксидів за допомогою Карбону називається карботермією, а за допомогою Силіцію — силікотермією. 3) Взаємодія вуглецю й кремнію з металами: — кальцій карбід — кальцій силіцид 4) Взаємодія вуглецю з воднем: — метан Кремній з воднем не взаємодіє. 5) Кислоти на кремній за звичайних умов не діють, за винятком плавикової: 6) Силіцій не розчиняється у воді, але розчиняється у водних розчинах лугів:

Карбон оксиди і силіцій оксиди 1) — карбон(IV) оксид (вуглекислий газ). CO — карбон(II) оксид (чадний газ). Карбону оксиди мають молекулярні кристалічні ґратки. 2) Із силіцій оксидів найбільш розповсюджений — силіцій діоксид (силіцій (IV) оксид, кремнезем, пісок, кварц). Він має атомні кристалічні ґратки. Фізичні властивості карбон і силіцій оксидів. Карбон(IV) оксид (вуглекислий газ) — газ без кольору, смаку і запаху, важчий за повітря, добре розчиняється у воді, реагуючи з нею, легко скраплюється при кімнатній температурі й тиску 5 МПа. Твердий вуглекислий газ називають «сухим льодом». Карбон(IІ) оксид (чадний газ) — газ без кольору і запаху. Погано розчиняється у воді, скраплюється при атмосферному тиску і температурі

. Надзвичайно отруйний, викликає ядуху.

Силіцій(IV) оксид (кремнезем, пісок, кварц) — тверда безбарвна кристалічна речовина, тугоплавка розчиняється.

, у воді не

Карбон(IV) оксиди і силіцій оксиди в природі. Кристалічний силіцій(IV) оксид, або кремнезем , перебуває у вигляді мінералу кварцу, що є основною складовою частиною гірських порід — гранітів, гнейсів, піщаників і морського піску. Утворені за певних умов кристали кварцу, часто з домішками-забарвниками, — такі мінерали: гірський кришталь (білий, прозорий), моріон (чорний), аметист (фіолетовий), димчастий кварц або раух-топаз (від сірого до коричневого), цитрин (жовтий), рожевий кварц, опал, халцедон (агат, карнеол, яшма) і кремінь (який дав назву елементу). Карбон(IV) оксид є компонентом атмосферного повітря (0,02 %). Використовується зеленими рослинами для фотосинтезу. Одержання карбон оксидів і силіцій оксидів. 1) Горіння вуглецю: у надлишку кисню: у недостачі кисню: 2) Одержання карбон(IІ) оксиду: 3) Взаємодія карбонатів із кислотами: 4) Розкладання карбонатів при нагріванні: 5) Одержання силіцій(IV) оксиду:

Хімічні властивості карбон оксидів. 1) Взаємодія карбон(IV) оксиду з водою: 2) Взаємодія карбон(IV) оксиду з основними оксидами: 3) Взаємодія карбон(IV) оксиду з основами: 4) Взаємодія карбон(IІ) оксиду з киснем іде з виділенням великої кількості енергії: Карбон(IV) оксид із киснем не взаємодіє. Хімічні властивості силіцій(IV) оксиду. 1) Взаємодія с ними оксидами (сплавка): 2) Взаємодія силіцій(IV) оксиду з основами (сплавка):

3) Силіцій оксид — інертна речовина, але він розчиняється в плавиковій кислоті, тому її не можна зберігати в судинах зі скла, до складу якого входить

Застосування карбон і силіцій оксидів. Вуглекислий газ застосовують у виробництві соди, цукру, для газування води, гасіння пожеж (у вогнегасниках), «сухий лід» (твердий ) використовується для збереження продуктів, які швидко псуються. Силіцій(IV) оксид широко застосовують у будівництві (пісок), для одержання скла, кераміки, порцеляни, фаянсу, цегли, цементу, абразивів. У вигляді кварцу — у радіотехніці, акустоелектроніці, оптичному приладобудуванні, різновидності кварцу — в ювелірній справі.

Карбонатна кислота Карбонатна кислота — слабка двоосновна кислота, утворює два ряди солей: середні(карбонати)і кислі(гідрокарбонати). Фізичні властивості карбонатної кислоти. Добре розчиняється у воді, взаємодіючи з нею. У чистому вигляді карбонатна кислота н е виділена й існує в розчинах у вигляді йонів. Одержання розчину карбонатної кислоти. Взаємодія вуглекислого газу з водою: Хімічні властивості карбонатної кислоти. 1) У водних розчинах установлюється рівновага:

2) Карбонатна кислота легко розкладається на карбон(IV) оксид і воду. Це оборотний процес: 3) Карбонатна кислота виявляє всі хімічні властивості, типові для кислот. При взаємодії з основами утворюються середні солі — карбонати: , при надлишку кислоти — кислі солі (гідрокарбонати): .

Карбонати та гідрокарбонати Карбонати — білі кристалічні речовини. Гідрокарбонати розчиняються у воді краще, ніж карбонати. Поширення карбонатів і гідрокарбонатів у природі. Кальцій карбонат входить до складу черепашок молюсків, кісток і зубів хребетних тварин, яєчної шкаралупи, перлів. Це основна складова частина крейди, мармуру, вапняку. Кальцій гідрокарбонат і магній гідрокарбонат входять до складу ґрунтових вод, забезпечуючи їхню твердість. Одержання карбонатів. 1) Пропущення вуглекислого газу через водний розчин лугу: 2) Нерозчинні карбонати (крейда, мармур, вапняк) добувають як корисні копалини. Хімічні властивості солей карбонатної кислоти. 1) При взаємодії карбонатів із кислотами відбувається утворення карбонатної кислоти, що відразу розкладається на воду й вуглекислий газ: 2) Так само реагують і гідрокарбонати: 3) Можливий перехід від карбонатів до гідрокарбонатів при надлишку кислоти (або води і вуглекислого газу): 4) Можливий також перехід від гідрокарбонатів до карбонатів: при додаванні основи: розкладання при нагріванні: при додаванні розчинного карбонату: Якісна реакція на карбонати — додавання більш сильної, ніж карбонатна, кислоти. При цьому відбувається виділення вуглекислого газу: Виділений вуглекислий газ можна визначити, пропускаючи його через вапняну воду. Вода стає каламутною за рахунок утворення нерозчинного кальцій карбонату: Застосування карбонатів. Кальцинована сода і кристалічна сода використовуються у виробництві скла, мила, миючих засобів, барвників. Вони застосовуються в целюлозно-паперовій, текстильній, нафтовій та інших галузях промисловості. Питна сода вогнегасників.

застосовується при випіканні хліба, у харчовій промисловості, медицині, побуті та як наповнювач вуглекислотних

Силікатна кислота

Силікатна кислота — слабка погано розчинна двохосновна кислота. Одержання силікатної кислоти. Силікатну кислоту, як і будь-який інший нерозчинний гідроксид, можна одержати з її розчинних солей, наприклад із натрій силікату, діючи більш сильною кислотою: . Її не можна одержати взаємодією силіцій(IV) оксиду — піску — і води. Хімічні властивості силікатної кислоти. 1) Взаємодія з основами: 2) Розкладання при нагріванні:

Силікати Силікати — солі силікатної кислоти — виявляють хімічні властивості, типові для солей. У воді нерозчинні, виняток складають натрій силікат і калій силікат . Їх називають ще розчинним склом. Застосування силікатів. Розчинним склом просочують тканини, щоб запобігти їх загорянню. Натрій силікат і калій си лікат входять до складу вогнетривких замазок і застосовуються для готування силікатного клею (розчину цих силікатів у воді). Із природних матеріалів, що містять кремній, одержують скло, кераміку, порцеляну, фаянс, цемент.

Органічна хімія Органічна хімія — це хімія сполук на основі Карбону. Атоми Карбону можуть утворювати ланцюжки, кільця, з’єднуватися з іншими атомами. Завдяки цій та іншім властивостям Карбон утворює мільйони органічних сполук. Розмаїття органічних речовин зумовлене: — будовою карбонового скелета; — характером міжкарбонових зв’язків; — наявністю функціональних груп; — різними видами ізомерії; — наявністю гомологічних рядів; — полімеризацією.

Основні положення теорії хімічної будови органічних речовин А. Бутлерова — У молекулах атоми сполучені один з одним у визначеній послідовності відповідно до їхньої валентності. Порядок зв’язку атомів називається хімічною будовою. — Властивості речовини залежать не тільки від того, які атоми й у якій кількості входять до складу його молекули, але і від того, у якому порядку вони зв’язані між собою, тобто від хімічної будови молекули. — Атоми або групи атомів, що утворюють молекулу, взаємно впливають один на одного, від чого залежить реакційна здатність молекули.

Вуглеводні Вуглеводні — це органічні речовини, до складу яких входять атоми Карбону та Гідрогену. Вуглеводні, схожі за будовою, складом і властивостями, об’єднуються в гомологічні ряди. Гомологи — це схожі за будовою й хімічними властивостями речовини, склад яких відрізняється на групу . Ізомери — це речовини, що мають однаковий склад і однакову молекулярну масу, але різну будову молекул і тому мають різні властивості.

Гомологічні ряди вуглеводнів

Типи хімічних реакцій, характерні для органічних сполук 1) Реакції окиснення (горіння): Такі реакції характерні для всіх представників гомологічних рядів. 2) Реакції заміщення: Такі реакції характерні для алканів, аренів (за певних умов), а також можливі для представників інших гомологічних рядів. 3) Реакції відщеплення: Такі реакції можливі для алканів, алкенів. 4) Реакції приєднання: Такі реакції можливі для алкенів, алкінів, аренів.

Насичені вуглеводні (алкани) Метан Найпростіша органічна речовина — метан — має молекулярну формулу Структурна формула метану:

Електронна формула метану:

Молекула метану має форму тетраедра: у центрі — атом Карбону, у вершинах — атоми Гідрогену, тетраедра під кутом .

сполуки спрямовані до вершин

Фізичні властивості метану. Газ без кольору й запаху, легший за повітря, малорозчинний у воді. Поширення метану в природі. У природі метан утворюється при гнитті рослинних залишків без доступу повітря. Метан є основною складовою частиною природного газу. Одержання метану. 1) Із натрій ацетату: 2) Синтезом із вуглецю і водню (400—500 3) З алюміній карбіду:

і підвищений тиск):

Хімічні властивості метану. 1) Горіння: — при достатній кількості кисню утворюється вуглекислий газ і вода: — при недостатній кількості кисню утворюється чадний газ і вода: — або вуглець і вода: Суміш метану з повітрям вибухонебезпечна. 2) Термічний розклад без доступу кисню на вуглець і водень: . 3) Взаємодія метану з галогенами, зокрема з хлором, проходить за ланцюговим вільнорадикальним механізмом. У молекулах хлору під дією світла відбувається розрив зв’язків і утворюються вільні радикали хлору:

За типом ця реакція належить до реакцій заміщення. У результаті хлорування можуть утворюватися хлорметан

, дихлорметан

, трихлорметан (хлороформ)

тетрахлорметан (чотирихлористий карбон) . Застосування метану. Метан у великих кількостях витрачається як паливо. Із нього одержують водень, ацетилен, сажу. Він використовується в органічних синтезах, зокрема для одержання формальдегіду, метанолу, мурашиної кислоти й інших синтетичних продуктів.

Гомологічний ряд алканів Гомологічний ряд метану має кілька назв: алкани,або насичені вуглеводні, парафіни. Склад молекул усіх членів гомологічного ряду може бути виражений однією загальною формулою. Для алканів це формула Представники гомологічного ряду алканів Назва Молекулярна формула

Метан Етан Пропан Бутан Пентан Гексан Гептан Октан Нонан Декан Ізомерія. Ізомерія — це явище, при якому речовини однакового складу мають різну просторову будову і, відповідно, властивості. Ізомери мають однаковий склад, але різну будову. За замісною номенклатурою основою для назви слугує один карбонний ланцюг, а всі інші фрагменти молекули розглядаються як замісники. Замісниками можуть бути вільні радикали, утворені алканами. Радикали, що утворені алканами Алкан Радикал Формула

C3H8

Назва

Формула

Назва

Метан

Метил

Етан

Етил

Пропан

Пропил

Бутан

Бутил

Щоб дати назву ізомерові, потрібно: — виділити ланцюг із найбільшою кількістю атомів Карбону — головний ланцюг, порахувати в ній кількість атомів Карбону; відповідна назва вуглеводню буде основою назви ізомеру; — визначити, до якого за рахунком атому Карбону прикріплюється радикал. Це значення буде записано цифрою на початку назви; — визначити назву радикала за числом атомів Карбону в ньому. Потім дописуються атоми Гідрогену. Наприклад:

2, 3-диметилгексан Фізичні властивості алканів. За звичайних умов перші чотири члени гомологічного ряду алканів

— гази. Нормальні алкани від

пентану до гептадекану — рідини, починаючи з і вище — тверді речовини. У міру збільшення числа атомів у ланцюзі, тобто зі зростанням відносної молекулярної ма си, зростають температури кипіння й

плавлення алканів. Алкани практично нерозчинні у воді, тому що їхні молекули малополярні й не взаємодіють із молекулами води, але добре розчиняються в неполярних органічних розчинниках, таких як бензен, тетрахлорметан. Рідкі алкани легко змішуються одне з одним. Одержання алканів. 1) Гідрування (приєднання водню) неграничних вуглеводнів: 2) Реакція Вюрца, що служить для збільшення карбонного ланцюга:

або Хімічні властивості алканів. 1) Не вступають у реакції приєднання. 2) Горять: 3) Розкладаються при нагріванні: 4) Вступають у реакції галогенування (реакції заміщення): 5) При нагріванні й під дією каталізаторів відбувається крекінг — гомолітичний розрив С—С зв’язків. При цьому утворюються алкани і нижчі алкани, наприклад: 6) При дегідруванні метану та етилену утворюється ацетилен

Ненасичені вуглеводні (алкени, алкіни) Ненасиченими називаються вуглеводні, що мають хоча б один подвійний або потрійний (кратний) карбон-карбонний зв’язок.

Алкени Вуглеводні, що належать до гомологічного ряду алкенів (ненасичених вуглеводнів ряду етилену), мають один подвійний карбонкарбонний зв’язок. У їхній назві суфікс -ан замінюється на -ен. Наприклад: етен (етилен): пропен (пропілен): Перший представник гомологічного ряду алкенів — етилен. Електронна формула: Структурна формула: Загальна формула алкенів — CnH2n.

Алкіни Ще один гомологічний ряд ненасичених вуглеводнів — алкіни, що мають потрійні зв’язки. Назви алкінів походять від назв алканів, при цьому суфікс -ан заміщається на суфікс -ін. Перший представник гомологічного ряду алкінів — ацетилен Електронна формула: Структурна формула: Загальна формула алкінів — . Представники гомологічних рядів алканів, алкенів, алкінів

Ізомерія алкенів і алкінів

У ненасичених вуглеводнів крім ізомерії за вуглецевим кістяком з’являється новий вид ізомерії — ізомерія за положенням кратного зв’язку. Положення кратного зв’язку вказується цифрою наприкінці назви вуглеводню. Наприклад: — бутен-1; — бутин-2. Рахують атоми Карбону з того боку, до якого ближче кратний зв’язок. Наприклад:

4-метилпентен-1

Етилен й ацетилен Фізичні властивості етилену й ацетилену. Гази без кольору й запаху, мало розчинні у воді, трохи легші за повітря. Одержання ненасичених вуглеводнів. 1) Ненасичені вуглеводні можна одержати дегідруванням насичених. Реакція йде в присутності каталізаторів (платини або нікелю) і при нагріванні. Залежно від ступеня дегідрування можна одержати алкени або алкіни, а також здійснити перехід від алкенів до а лкінів:

2) При крекінгу алканів виходить суміш алканів і алкенів, наприклад:

3) Ацетилен у промисловості й лабораторії одержують взаємодією кальцій карбіду з водою, реакція екзотермічна: 4) У промисловості ацетилен в основному одержують термічним розкладанням метану: 5) Дегідрогалогенування галогеналканів нагріванням зі спиртовим розчином лугу — лабораторний метод одержання ненасичених вуглеводнів:

Реакція йде за правилом Зайцева:Гідроген у реакціях розкладання відщеплюється від того атома Карбону, у якого найменша кількість атомів Гідрогену:

(Гідроген відщеплюється від , але не від ) Хімічні властивості етилену й ацетилену. Для етилену і його гомологів характерні реакції, що йдуть із розривом однієї з подвійних сполук і приєднанням атомів за місцем розриву, тобто реакції приєднання. 1) Горіння (у достатній кількості кисню або повітря):

2) Гідрування (приєднання водню): ; 3) Галогенування (приєднання галогенів): ; 4) Гідрогалогенування (приєднання галогеноводнів):

Якісною реакцією на ненасичені вуглеводні є знебарвлення бромної води або розчину калій перманганату. При взаємодії бромної води з ненасиченими вуглеводнями відбувається приєднання брому за місцем розриву кратних зв’язків і, відповідно, зникнення забарвлення, яке було зумовлене розчиненим бромом: Правило Марковникова: Гідроген приєднується до того атома Карбону, що зв’язаний з більшим числом атомів Гідрогену. Це правило можна показати на реакціях гідратації несиметричних алкенів і гідрогалогенування:

2-хлорпропан При взаємодії галогеноводнів з алкінами приєднання другої молекули галогеноводню йде відповідно до правила Марковникова:

Застосування етилену й ацетилену. Ненасичені вуглеводні використовують для синтезу багатьох органічних речовин. Етилен

використовують для одержання етилового спирту, поліетилену. Він прискорює дозрівання плодів. Ацетилен використовують для автогенного зварювання металів.

Полімери Для ненасичених сполук характерні реакції полімеризації. Полімеризація — це послідовне з’єднання молекул низькомолекулярної речовини з утворенням високомолекулярної речовини. При цьому з’єднання молекул відбувається за місцем розриву подвійних зв’язків. Наприклад, полімеризація етилену:

Продукт полімеризації називається полімером, а вихідна речовина, що вступає в реакцію, — мономером; повторювані в полімері угруповання називаються структурними або елементарними ланками; число елементарних ланок у макромолекулі називається ступенем полімеризації. Назва полімеру складається з назви мономера і префікса полі-, наприклад поліетилен, полівінілхлорид, полістирол. Залежно від ступеня полімеризації з тих самих мономерів можна одержувати речовини з різними властивостями. Наприклад, поліетилен із короткими ланцюгами є рідиною, що має мастильні властивості. Поліетилен з довжиною ланцюга в 1500—2000 ланок — твердий, але гнучкий пластичний матеріал, що йде на виготовлення плівки, посуду, пляшок. Поліетилен з довжиною ланцюга в 5—6 тис. ланок є твердою речовиною, з якого можна готувати литі вироби, труби. У розплавленому стані поліетилену можна надати будь-якої форми, що зберігається після затвердіння. Така властивість називається термопластичністю.

Ароматичні вуглеводні (арени) Ароматичними вуглеводнями (аренами) називаються сполуки, молекула яких має одне або кілька бензенових кілець — циклічних груп атомів Карбону з особливим характером сполучення. Гомологічний ряд ароматичних вуглеводнів — аренів — має загальну формулу

Назва першого представника гомологічного ряду — бензен. Його молекулярна формула — Структурна формула бензену:

або Гомологи бензену можна розглядати як похідні бензену, у якому один або кілька атомів Гідрогену заміщені вуглеводневими радикалами. Фізичні властивості бензену. Безбарвна рідина зі специфічним запахом, летка, вогненебезпечна, легша за воду, не розчиняється в ній. Добре розчиняється в органічних розчинниках, є розчинником для багатьох органічних речовин. Бензен — отруйна речовина, вдихання парів бензену викликає запаморочення й головний біль. Рідкий бензен може проникати в організм крізь шкіру й викликати отруєння. Одержання бензену. 1) Одержання з гексану при нагріванні (каталізатор — платина): + 4 H2 2) Дегідрування циклоалканів:

3) Тримеризація ацетилену при нагріванні, каталізатор — вугілля(реакція Зелінського-Казанського):

Хімічні властивості бензену. Бензен не знебарвлює розчини бромної води і калій перманганату, з ним легше йдуть реакції заміщення, ніж приєднання, для здійснення яких потрібен розрив зв’язків усього бензенового кільця. 1) Окиснення (горіння). Горить полум’ям, яке сильно коптить:

2) Реакції заміщення. Взаємодія з галогенами подібно до алканів:

Взаємодія з нітратною кислотою. Бензен тут реагує з нітруючою сумішшю — сумішшю концентрованих нітратної і сульфатної кислот:

3) Реакції приєднання, що йдуть із розривом зв’язків. — Взаємодія з воднем:

— Взаємодія з хлором. Реакція відбувається при взаємодії парів бензену з хлором тільки під впливом твердого ультрафіолетового випромінювання:

або Утворюється твердий гексахлорциклогексан (гексахлоран) . Застосування бензену. Хімічна сировина для виробництва ліків, пластмас, барвників, отрутохімікатів і багатьох інших органічни х речовин. Часто застосовується як розчинник. Додавання бензену поліпшує якість моторного пального.

Розв’язування розрахункових задач на виведення формули органічної речовини Задача. Визначте істинну формулу вуглеводню, при спалюванні 4,4 г якого одержали 13,2 г карбон(IV) оксиду і 7,2 г води. Відносна густина парів вуглеводню за воднем дорівнює 22. Розв’язання I спосіб 1) Напишемо рівняння реакції: . 2) Із рівняння реакції видно, що всі атоми Карбону з даної речовини переходять у обчислимо кількості цих речовин:

, а Гідрогену — в

. Знаючи маси

; . 3) Із рівняння реакції виходить: ; . 4) Найпростіше цілочисельне співвідношення

у цьому вуглеводні дорівнює:

вуглеводню: . 5) Обчислимо його молярну масу: (г/моль). 6) Порівняємо з молярною масою, обчисленою за густиною за воднем:

Отже, у цьому випадку найпростіша формула є істинною. ІІ спосіб 1) Обчислимо молярну масу речовини:

2) Запишемо рівняння реакції. Підпишемо дані задачі над рівнянням, молярні маси речовин — під рівнянням:

3) Складемо відповідні пропорції і знайдемо х та у, що відповідають індексам у формулі речовини:

; ;

;

, отже, найпростіша формула

. Відповідь. Формула вуглеводню: . Задача на застосування закону Гей-Люссака. При згорянні 2 об’ємів газоподібного вуглеводню одержали 4 об’єми вуглекислого газу і 6 об’ємів парів води. Об’єми всіх газів виміряні за однакових умов. Знайдіть формулу речовини. Розв’язання 1) Закон Гей-Люссака: об’єми газів, що беруть участь у реакції, вимірювані за однакових умов, відносяться як взаємно прості цілі числа (вони дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам у рівнянні):

2) На підставі даних задачі можна записати рівняння: , або . 3) Звідси легко визначити формулу вуглеводню (за законом збереження речовини, кількість атомів Карбону і Гідрогену в обох частинах рівняння однакова). Формула речовини:

— етан.

Відповідь. Формула речовини: . Задача. Визначте молекулярну формулу вуглеводню, масова частка Карбону в якому дорівнює 85,7 %. Відносна густина вуглеводню за воднем дорівнює 21. Розв’язання I спосіб 1) Знаходимо масу вуглеводню

за густиною за воднем:

;

; . 2) Масова частка елемента в сполуці дорівнює: , де n — індекс, що стоїть при даному елементі. Звідси: . 3) Підставимо дані задачі: , тобто у формулі сполуки 3 атоми Карбону. 4) Знайдемо масову частку Гідрогену й обчислимо індекс при атомі Карбону: . . Формула: — пропен. II спосіб 1) Маса вуглеводню дорівнює 100 г. 2) Знайдемо масову частку Гідрогену в сполуці: 3) Обчислимо маси Карбону й Гідрогену в 100 г вуглеводню: ;

; (г); (г).

4) У формулі

x і y — кількості речовини Карбону і Гідрогену відповідно, які знаходяться за формулою:

; . Ділимо отриманий результат на найменше значення, тобто на 7,14: . Найпростіша формула вуглеводню:

, молярна маса:

5) Порівняємо з істинною масою, знайденою за густиною,— 42 г/моль: формула речовини:

— пропен.

Відповідь. Формула речовини:

Природні джерела вуглеводнів Нафта

. Отже, індекси треба збільшити в 3 рази. Істинна

Нафта — суміш рідких, газоподібних і твердих вуглеводнів (алканів, циклоалканів, аренів). Це масляниста рідина темно-брунатного або чорного кольору з характерним запахом.

Природний газ Склад природного газу: близько 90 % — метан, 10 % — етан, пропан, бутан, пентан. Побіжний газ зустрічається в нафтових родовищах, нерідко утворюючи над родовищем так звану «газову шапку». У побіжному газі міститься менше метану, ніж у природному, але більше етану, пропану й інших вуглеводнів.

Кам’яне вугілля

Оксигеновмісні органічні сполуки Насичені одноатомні спирти Спирти — це органічні сполуки, до складу яких входить одна або декілька гідроксильних груп (гідроксигруп), сполучених з вуглеводневим радикалом. Гідроксигрупа називається функціональною групою, оскільки вона зумовлює основні хімічні властивості спиртів. У насичених одноатомних спиртів усі карбонові зв’язки ординарні і лише один атом Гідрогену заміщений гідроксигрупою. Назви спиртів утворюються від назв відповідних вуглеводнів з додаванням суфікса -ол (наприклад етанол). Існують також тривіальні назви (наприклад етиловий спирт). Представники гомологічного ряду насичених одноатомних спиртів Молекулярна Назва за міжнародною систематичною Тривіальна формула номенклатурою назва Метанол

Метиловий спирт

Етанол

Етиловий спирт

Пропанол

Пропіловий спирт

Бутанол

Бутиловий спирт

Пентанол

Аміловий спирт

Загальна формула насичених одноатомних спиртів: , де R — вуглеводневий радикал, або . Ізомерія спиртів зумовлена будовою карбонового скелета й положенням функціональної групи. При складанні назви ізомеру нумерація атомів Карбону починається з того кінця карбон-карбонового ланцюга, до якого ближча функціональна група. Номер атома Карбону, при якому знаходиться гідроксигрупа, указується в кінці назви спирту. Положення вуглеводневого радикала вказується на початку назви. Наприклад:

4-метилпентанол-2 (але не 2-метилпентанол-4) Фізичні властивості спиртів. Спирти з числом атомів Карбону до 15 — рідини, інші — тверді речовини. Метанол і етанол — безбарвні рідини, з характерним запахом, добре розчинні у воді. Температура плавлення метанолу —

, етанолу —

. Температура

кипіння метанолу — , етанолу — . Біологічна дія спиртів. Метанол — дуже сильна отрута, якщо потрапляє в організм у малих дозах (5—10 мл), викликає сліпоту, у великих (30 мл) — смерть. Етанол — наркотична речовина, у невеликих дозах викликає сп’яніння, у великих — смерть. При постійному вживанні етанолу розвивається захворювання — алкоголізм.

Добування спиртів. 1) Приєднання води до алкенів (гідратація): або 2) Із галогенопохідних:

або

3) Каталітичний синтез метанолу з карбон(ІІ) оксиду і Гідрогену за температури близько цинк оксиду і купрум(II) оксиду:

, тиску 7 МПа, каталізатор — суміш

4) Етанол утворюється в результаті бродіння глюкози: Хімічні властивості спиртів (на прикладі етанолу). 1) Горіння: Утворюються вуглекислий газ і вода (при достатній кількості кисню). Реакція проходить із великим виділенням теплоти. 2) Взаємодія з активними металами: Утворюються водень і алкоголяти (у даному випадку — калій етилат). 3) Взаємодія з галогеноводнями:

4) Внутрішньомолекулярна дегідратація (за температури, що перевищує

у присутності концентрованої сульфатної кислоти):

5) Міжмолекулярна дегідратація (при надлишку спирту і температурі, що не перевищує

діетиловий естер Діетиловий естер належить до простих естерів із загальною формулою,

, де

— вуглеводневі радикали спиртів.

Застосування спиртів. Етанол застосовують для добування синтетичного каучуку, пластмас, різних органічних речовин: діетилового естеру, барвників, оцтової кислоти. Його використовують як розчинник для виготовлення парфумів, одеколонів, ліків, лаків і т. д. Етанол у суміші з бензином можна використовувати як пальне для двигунів внутрішнього згоряння. Метанол застосовують як розчинник або сировину для одержання формальдегіду, деяких барвників, фотореактивів, фармацевтичних препаратів.

Багатоатомні спирти Багатоатомними називаються спирти, у молекулах яких два або більше атомів Гідрогену заміщені на гідроксигрупи. Якщо в молекулі спирту містяться три гідроксигрупи, він належить до триатомних спиртів. У назві такого багатоатомного спирту присутній суфікс -тріол. Загальна формула триатомних спиртів

. Наприклад, формула пропантріолу-1,2,3 (гліцерину):

Фізичні властивості гліцерину. Безбарвна, в’язка, гігроскопічна рідина, солодка на смак. Змішується з водою в будь -яких співвідношеннях. Температура плавлення — Добування гліцерину. 1) Із жирів. 2) Із галогенопохідних:

, кипіння —

Хімічні властивості багатоатомних спиртів (на прикладі гліцерину). 1) Горіння: Утворюються вуглекислий газ і вода (за достатньої кількості кисню). 2) Взаємодія з активними металами (може відбуватися ступінчасто):

3) Взаємодія з галогеноводнями (може відбуватися ступінчасто):

4) Нітрування (нітруюча суміш — суміш концентрованих нітратної і сульфатної кислот):

Нітрогліцерин — вибухова речовина, вибухає від легкого струсу і нагрівання. Із нітрогліцерину виробляють динаміт. 5) Взаємодія з купрум(ІІ) гідроксидом(якісна реакція на багатоатомні спирти):

Купрум(ІІ) гліцерат, що утворюється, — розчин синього кольору. Застосування гліцерину. Гліцерин застосовується для добування нітрогліцерину (вибухова речовина), антифризів, у шкіряному виробництві для пом’якшення шкір, у медицині.

Феноли Феноли — це органічні сполуки, у молекулах яких гідроксильні групи зв’язані з бензеновим ядром. Феноли з однією гідроксигрупою називаються одноатомними. Найпростіший фенол має загальну формулу формула:

. Його структурна

або Радикал називається феніл. У молекулі фенолу відбувається взаємний вплив гідроксигрупи і бензенового ядра, в результаті якого атом Гідрогену гідроксигрупи стає більш реакційноздатним, а фенол виявляє властивості слабкої кислоти (слабкішої за карбонатну). Максимуми електронної густини в бензеновому кільці знаходяться в положеннях Карбону 2, 4, 6 відносно групи -ОН, тому атоми Гідрогену в цих положеннях легше вступають у реакції заміщення. Фізичні властивості фенолу. Безбарвна кристалічна речовина з різким характерним запахом, частково розчинна у воді (краще розчиняється в гарячій воді). Температура плавлення , кипіння . Під час зберігання поступово набуває рожевого забарвлення (окиснюється киснем повітря). Розчин фенолу у воді називається ще карболовою кислотою. Біологічна дія фенолу. Отруйний, має сильні антисептичні властивості. У разі попадання на шкіру викликає хімічні опіки.

Добування фенолу. 1) Із галогенопохідних:

2) Кумольний метод (окиснення ізопропілбензену киснем повітря) — основний промисловий метод добування фенолу:

3) Із кам’яновугільної смоли, яка утворюється внаслідок сухої перегонки вугілля.

Хімічні властивості фенолу. Хімічні реакції за участю гідроксигрупи. 1) Взаємодія з активними металами:

У результаті реакції утворюються феноляти (у даному випадку натрій фенолят). 2) Взаємодія з лугами:

Хімічні реакції за участю бензенового ядра. 3) Взаємодія з бромом (без нагрівання і каталізаторів):

2,4,6-Трибромфенол — осад білого кольору. Ця реакція є якісною для визначення фенолу. 4) Також якісною реакцією на фенол є взаємодія з розчином феруму(III), у результаті якої утворюється сполука фіолетового кольору. 5) Взаємодія з нітратною кислотою:

2,4,6-тринітрофенол (пікринова кислота) Застосування фенолу. Фенол застосовується як антисептик, дезінфікуючий засіб, використовується у виробництві пластмас (фенопластів), лікарських речовин, барвників, синтетичних волокон, вибухових речовин.

Альдегіди Альдегідами називаються органічні сполуки, у молекулах яких міститься альдегідна функціональна група: – Назви альдегідів за міжнародною номенклатурою утворюються від назв відповідних вуглеводнів із додаванням суфікса -аль. Тривіальні назви утворюються від назв кислот, які можуть бути одержані з цих альдегідів.

Загальна формула альдегідів:

Ізомерія альдегідів зумовлена зміною в будові карбонового скелета, сполученого з альдегідною групою. Карбон, що входить до альдегідної групи, вважається першим. Наприклад:

Представники гомологічного ряду альдегідів

Фізичні властивості альдегідів. Формальдегід — безбарвний газ із різким задушливим запахом. Добре розчиняється у воді. Температура кипіння 40%-й розчин формальдегіду називається формаліном. Ацетальдегід — безбарвна легколетка рідина з різким запахом, добре розчинна у воді. Температура кипіння

. Водний .

Біологічна дія альдегідів. Альдегіди — отруйні речовини.

Добування альдегідів. 1) Окиснення спиртів із гідроксигрупою біля першого атома Карбону:

2) Окиснення алкенів:

3) Метаналь добувається каталітичним окисненням метану (каталізатори — нітроген оксиди):

4) Реакція Кучерова:

Хімічні властивості альдегідів. Реакції окиснення. 1) Повне окиснення — горіння:

2) Часткове окиснення — купрум(II) гідроксидом до кислоти (у даному випадку — оцтової):

Це якісна реакція для визначення альдегідів. 3) Окиснення амоніачним розчином аргентум оксиду — «реакція срібного дзеркала»:

Ця реакція також є якісною для визначення альдегідів. Реакції приєднання проходять за рахунок розриву подвійного зв’язку в альдегідній групі. 4) Приєднання водню (відновлення альдегідів до спиртів):

Застосування альдегідів. Формальдегід застосовують для виробництва фенолформальдегідних смол, барвників, синтетичного каучуку, лікарських і вибухових речовин, а також для дезінфекції приміщень і зберігання біологічних препаратів. Ацетальдегід застосовують для виробництва оцтової кислоти, а також у деяких органічних синтезах.

Насичені одноосновні карбонові кислоти

Карбонові кислоти — це органічні сполуки, до складу молекул яких входить карбоксильна функціональна група: – Насичені одноосновні карбонові кислоти містять одну карбоксильну групу й ординарні карбон -карбонові зв’язки. У результаті взаємного впливу атомів у карбоксильній групі: — зв’язок С=О міцніший, ніж в альдегідній групі; — зв’язок O–H менш міцний, ніж у спиртах; — атом Гідрогену більш рухливий і реакційноздатний. Міжнародні систематичні назви карбонових кислот утворюються від назв відповідних вуглеводнів із додаванням закінчення -ова і слова кислота. Наприклад, метанова кислота. Загальна формула насичених одноосновних карбонових кислот або . Представники гомологічного ряду насичених одноосновних карбонових кислот Назва за міжнародною систематичною номенкФормула Тривіальна назва латурою НСООН Метанова кислота

Мурашина кислота

Етанова кислота

Оцтова кислота

Пропанова кислота

Пропіонова кислота

Бутанова кислота

Масляна кислота

Пентанова кислота

Валеріанова кислота

Ізомерія карбонових кислот зумовлена зміною будови карбонового скелета. Ізомери утворюються у кислот з більш ніж чотирма атомами Карбону, починаючи з бутанової кислоти. Нумерація атомів Карбону починається з Карбону, що входить до складу карбоксильної групи. Наприклад:

Фізичні властивості карбонових кислот. Мурашина кислота — безбарвна рідина з різким запахом, температура плавлення яких кількостях.

, кипіння

. Розчиняється у воді в будь-

Оцтова кислота — за кімнатної температури безбарвна рідина з різким характерним запахом. За температури нижчої за (температура плавлення) кристалізується і стає схожою на лід, тому її називають«крижаною» оцтовою кислотою. Температура кипіння есенцією.

. Розчиняється у воді в будь-яких кількостях: 3—9%-й розчин називається оцтом, 70—80%-й розчин — оцтовою

Біологічна дія. Кислоти викликають хімічні опіки на шкірі. Мурашина кислота міститься у виділеннях залоз мурах, а також у деяких рослинах (наприклад у листі кропиви).

Добування карбонових кислот. Загальний спосіб добування карбонових кислот — окиснення альдегідів або спиртів із гідроксигрупою біля першого атома Карбону:

Хімічні властивості карбонових кислот (на прикладі оцтової кислоти). Властивості, подібні до властивостей неорганічних кислот: 1) Дисоціація у водних розчинах: Кислотний залишок називається ацетат-іоном. 2) Взаємодія з основами: 3) Взаємодія з основними оксидами:

4) Взаємодія з солями слабкіших кислот:

Властивості, характерні для карбонових кислот: 5) Взаємодія з галогенами: Одержана хлороцтова кислота сильніша за оцтову. 6) Взаємодія зі спиртами:

Утворюються складні естери. Цей естер називається етилацетат, або етиловий естер оцтової кислоти.

Застосування карбонових кислот. Мурашина кислота застосовується як протрава для фарбування шерсті, консервант фруктових соків і силосу, використовується для дезінфекції місткостей у харчовій промисловості, у хімічних синтезах. Оцтова кислота застосовується для добування пластмас, барвників, ліків, штучних волокон, кіноплівки в хімічних синтезах. Вона використовується як приправа до їжі, для консервації овочів. Солі оцтової кислоти використовують для фарбування тканин, а також для боротьби зі шкідниками сільського господарства.

Естери. Реакція естерифікації Естери Естери можна розглядати як похідні кислот, у яких Гідроген гідроксильної групи заміщений на вуглеводневий радикал спирту. Назви естерів утворюються від назв відповідних кислот і спиртів з додаванням слова естер. Наприклад, естер

можна назвати етиловий естер оцтової кислоти, за міжнародною систематичною номенклатурою — етилацетат (суфікс -ат). Загальна формула естерів:

де R1 — вуглеводневий радикал кислоти (у мурашиній кислоті це атом Гідрогену), R2 — вуглеводневий радикал спирту. Фізичні властивості естерів. Естери нижчих карбонових кислот і спиртів — леткі рідини, малорозчинні або нерозчинні у воді, добре розчинні у спирті та інших органічних розчинниках. Багато естерів мають приємний запах. Естери вищих кислот і спиртів — воскоподібні речовини, без запаху, нерозчинні у воді, добре розчинні в органічних розчинниках. Реакція утворення естеру з карбонової кислоти і спирту називається реакцією естерифікації. Наприклад: CH3– + CH3OH CH3– ++ H2O метилацетат Хімічні властивості естерів. Взаємодія естеру з водою, що призводить до утворення вихідних спирту і кислоти, називається реакцією гідролізу, або омилення. 1) Кислотний гідроліз (каталізатор — іони Гідрогену) оборотний:

2) Лужний гідроліз (каталізатор — іони гідроксигрупи) необоротний, оскільки утворюється сіль карбонової кислоти:

Застосування естерів. Складні естери застосовуються як розчинники та розріджувачі для лаків і фарб, як ароматизатори в харчовій промисловості.

Жири Жири — це естери, утворені вищими одноосновними карбоновими кислотами й триатомним спиртом гліцерином. Загальна назва таких сполук — тригліцериди. Природні жири — суміш різних тригліцеридів. Загальна формула тригліцеридів:

де , , — вуглеводневі радикали кислот. Назви жирів визначаються назвами кислот, які входять до їхнього складу. Наприклад, жир

називається тригліцерид стеаринової кислоти,або тристеарин. Фізичні властивості жирів. За кімнатної температури жири бувають рідкими й твердими. Агрегатний стан жирів визначається жирними кислотами, які входять до їхнього складу. Тверді жири утворені насиченими кислотами, рідкі жири (олії) — ненасиченими. Температура плавлення жиру тим вища, чим більше в ньому насичених кислот і чим довший кислотний радикал. Тваринні жири частіше тверді, рослинні частіше рідкі. Жири розчинні в органічних розчинниках і нерозчинні у воді. Біологічне значення жирів. Жири входять до складу клітин рослинних і тваринних організмів, є джерелом енергії в клітині, будівельним матеріалом, беруть участь в обміні речовин, відкладаються в тканинах організму як запасна поживна речовина. Добування жирів. Реакція утворення жиру, наприклад тригліцериду стеаринової кислоти (тристеарину):

Хімічні властивості жирів. 1) Рідкі жири можна перетворити на тверді шляхом їх гідрування:

Ця реакція лежить в основі виробництва маргарину, мила, стеарину й гліцерину. 2) Кислотний гідроліз жирів (оборотний):

→ 3) Лужний гідроліз жирів (необоротний):

натрій стеарат (мило) У результаті утворюються солі жирних кислот — мила. Застосування жирів. Жири застосовуються в харчовій промисловості, в косметології, для добування гліцерину і вищих карбонових кислот.

Вуглеводи Вуглеводи — це органічні сполуки, що мають загальну формулу , де . Вуглеводи поділяються на моносахариди, олігосахариди, полісахариди. Оліго- і полісахариди гідролізуються з утворенням моносахаридів. Моносахариди не можуть гідролізуватися з утворенням найпростіших вуглеводів. За числом атомів Карбону моносахариди поділяють на тетрози

Глюкоза

, пентози

і гексози

Глюкоза має молекулярну формулу —

. Молекули глюкози можуть мати або лінійну, або циклічну форму. У кристалах

молекули глюкоза знаходиться в одній із двох циклічних форм: рівновага:

або

. У водному розчині між цими формами існує динамічна

Фізичні властивості глюкози. Біла кристалічна речовина, солодка на смак, добре розчинна у воді. Біологічне значення глюкози. У природі глюкоза утворюється в хлоропластах зелених рослин у процесі фотосинтезу, сумарне рівняння якого: . У мітохондріях живих організмів відбувається окиснення глюкози киснем повітря: . При цьому виділяється енергія, яка використовується для процесів життєдіяльності. Глюкоза міститься в рослинних і тваринних організмах, особливо багато її у винограді, меді, а також стиглих фруктах і ягодах, у корінні, листі та квітах рослин, у крові людини і тварин (близько 0,1 %). Глюкоза — цінна поживна речовина. Їжа людини складається приблизно на 70 % з вуглеводів. Добування глюкози. Глюкозу добувають в основному гідролізом крохмалю або целюлози. Хімічні властивості глюкози. Хімічні властивості глюкози зумовлені наявністю в її молекулі альдегідної групи (у лінійній формі) і п’яти гідроксильних груп. Відповідно вона виявляє властивості альдегідів і багатоатомних спиртів. Реакції за участю альдегідної групи. 1) Реакція з амоніачним розчином аргентум оксиду (реакція «срібного дзеркала»):

2) Відновлення альдегідної групи:

Реакції за участю гідроксильних груп. 3) Із купрум(II) гідроксидом без нагрівання глюкоза реагує як багатоатомний спирт і дає характерне синє забарвлення. Реакції бродіння (проходять за участю мікроорганізмів). 4) Спиртове бродіння: 5) Молочнокисле бродіння: Ця реакція проходить при скисанні молока, квашенні капусти, силосу, у процесі роботи м’язів у результаті енергетичного обміну. 6) Маслянокисле бродіння: Масляна кислота, що утворюється, надає неприємного смаку і запаху згірклому вершковому маслу. Застосування глюкози. Глюкоза застосовується в медицині для приготування лікувальних препаратів, у кондитерському виробництві, у виробництві дзеркал та іграшок (сріблення), у хімічній промисловості.

Крохмаль і целюлоза Крохмаль і целюлоза належать до полісахаридів. Полісахариди — це речовини, в результаті повного гідролізу яких утворюються моносахариди. Загальна формула полісахаридів — . Мономером крохмалю є -глюкоза, целюлози — -глюкоза. Крохмаль існує у двох формах — амілози й амілопектину. Амілоза розчинна у воді та є лінійним полімером крохмалю. Лінійний полімерний ланцюг молекули амілози згорнутий у спіраль. Фрагмент амілози побудований таким чином:

На відміну від амілози амілопектин не розчиняється у воді та має розгалужену будову. Целюлоза складається з більшої кількості залишків глюкози, ніж крохмаль, і має велику молярну масу. Молекули целюлози мають лінійну будову, внаслідок чого вона легко утворює волокна. Фрагмент целюлози:

Фізичні властивості крохмалю й целюлози. Крохмаль — позбавлений смаку білий порошок, нерозчинний у холодній воді; у гарячій воді набрякає, утворюючи клейстер. Целюлоза — біла тверда речовина, нерозчинна у воді і більшості органічних розчинників, набухає у воді дуже повільно. Поширення крохмалю й целюлози в природі. Крохмаль — запасна поживна речовина рослин, є одним з продуктів фотосинтезу. Найбагатіші крохмалем зерна злаків: рису до 86 %, пшениці — до 75 %, кукурудзи — до 72 %, а також бульби картоплі — до 24 %. Із целюлози складаються стінки рослинних клітин. У деревині міститься до 60 % целюлози, у ваті й фільтрувальному папері — до 90 %. Добування крохмалю й целюлози. Це природні полімери, які синтезуються в рослинах з глюкози за реакцією: Їх виділяють із рослинної сировини. Хімічні властивості крохмалю. 1) У результаті дії ферментів або під час нагрівання з кислотами (каталізатор — іони Гідрогену) крохмаль піддається гідролізу. При цьому утворюються менш складні речовини — декстрини, кінцевий продукт — глюкоза. Сумарне рівняння: 2) Сполука крохмалю з йодом має характерне синє забарвлення. Це якісна реакція на крохмаль. Хімічні властивості целюлози. 1) Горить: 2) Також, як і крохмаль, піддається гідролізу: 3) Вступає в реакцію естерифікації з кислотами: Застосування крохмалю й целюлози. У великих кількостях крохмаль переробляється на декстрини, патоку і глюкозу, які використовуються в кондитерському виробництві. Із крохмалю добувають етанол, у медицині на його основі готують мазі, присипки тощо. Целюлоза у вигляді бавовни, льону, пеньки йде на виготовлення тканин, велика її кількість витрачається на виробництво паперу. Гідролізуючи целюлозу, а потім зброджуючи одержану глюкозу, добувають гідролізний етанол. Глюкоза, добута з целюлози, служить кормом для худоби. Унаслідок термічного розкладу целюлози утворюється метанол, деревне вугілля та інші сполуки. Із целюлози одержують штучний шовк, пластмаси, кіноплівку, бездимний порох, лаки.

Нітрогеновмісні органічні сполуки Амінокислоти Амінокислоти — це органічні сполуки, що містять дві функціональні групи: аміногрупу — і карбоксильну групу — . Назви амінокислот походять від назв відповідних кислот із додаванням префікса аміно-: амінооцтова, аміномасляна тощо. Також застосовуються тривіальні назви, наприклад амінооцтова кислота називається гліцином. Ізомерія амінокислот. У сполуках із двома різними функціональними групами атоми Карбону позначаються грецькими буквами і т. д.: Залежно від того, до якого атома Карбону приєднана аміногрупа, амінокислоти поділяють на

, ,

-амінокислоти і т. д.:

У живих організмах зустрічаються тільки -амінокислоти. Фізичні властивості амінокислот. Амінокислоти — тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді й малорозчинні в органічних розчинниках. Плавляться за температури, що перевищує 250 °C. Багато амінокислот солодкі на смак. Поширення амінокислот у природі. Амінокислоти існують у всіх живих організмах. Вони є структурними одиницями білків і беруть участь в обміні речовин. Людина одержує їх у складі білкової їжі. Хімічні властивості амінокислот. Хімічні властивості амінокислот визначаються функціональними групами, що входять до їхнього складу. Карбоксильна група — носій кислотних властивостей, а аміногрупа — основних, тому амінокислоти належать до амфотерних сполук. Цим зумовлена властивість молекул амінокислот реагувати одна з одною. У реакцію вступають карбоксильна група однієї амінокислоти й аміногрупа іншої. При цьому утворюється молекула води, зв’язок, який виник, називається пептидним, а сполука, що утворилася, — ди-, три-, …, поліпептидом. Реакція утворення дипептиду:

Група –CO–NH– називається пептидною групою. Реакції, в результаті яких разом з високомолекулярним продуктом утворюється також низькомолекулярний продукт, наприклад вода, називаються реакціями поліконденсації. Макромолекули поліпептидів складаються не з амінокислот, а з амінокислотних залишків.

Білки Білки — це макромолекулярні органічні сполуки (біополімери), структурну основу яких складають поліпептидні ланцюги, побудовані із залишків α-амінокислот.У побудові білкових молекул беруть участь двадцять -амінокислот. Білки мають декілька рівнів просторової організації. Первинна структура білка — це послідовність амінокислот у поліпептидному ланцюзі. Вторинна структура — утворення поліпептидним ланцюгом -спіралі або -шару. Третинна структура — просторова укладка поліпептидного ланцюга. Четвертинна структура — об’єднання декількох поліпептидних ланцюгів з третинною структурою. Різноманітність білків, їх значення в природі. Білки входять до складу всіх живих організмів. Вони виконують безліч функцій, зокрема будівельну й ферментативну. Фізичні властивості білків. Одні білки розчинні, інші — ні. Багато білків утворюють колоїдні розчини. Білки мають різний смак, колір і запах. Температури, за яких відбувається руйнування білка, специфічні для кожного з них. Хімічні властивості білків. 1) Під дією деяких чинників відбувається руйнування тривимірної структури білка — денатурація, пов’язане зі зміною четвертинної, третинної та вторинної структур; денатурація може бути оборотною і необоротною. Чинники, що викликають денатурацію білків: — нагрівання; — випромінювання, наприклад інфрачервоне або ультрафіолетове; — сильні кислоти, сильні луги, концентровані розчини солей (у разі тривалої дії розриваються навіть пептидні зв’язки); — важкі метали; — органічні розчинники (використання спирту як дезінфікуючого засобу базується на тому, що він викликає денатурацію білків бактерій). 2) Найважливіша хімічна властивість білків — здатність до гідролізу, який може проходити при нагріванні з сильними кислотами або лугами(кислотно-основний гідроліз),а також під дією ферментів(ферментативний гідроліз). Гідроліз призводить до розриву пептидних зв’язків з утворенням вільних амінокислот. Наприклад, кислотний гідроліз:

де R1 і R2 — радикали амінокислот. 3) Якісні кольорові реакції білків: — біуретова реакція на пептидні зв’язки — дія розбавленого розчину купрум(II) сульфату на слабколужний розчин білка, супроводжується появою фіолетово-синього забарвлення розчину; — ксантопротеїнова реакція на ароматичні та гетероядерні цикли — дія концентрованої нітратної кислоти з появою жовтого

забарвлення.