1

Інтенсивність проходження хімічних реакцій визначається швидкістю, тобто зміною концентрації реагента або продукту реакції за одиницю часу:

де С – молярна концентрація реагента, а t – час. Мінус перед правим членом обумовлений зниженням концентрації реагента в ході реакції. У виразі швидкості реакції за зміною концентрації продукту реакції мінус не ставиться. Отже, швидкість рекції завжди додатня.

Швидкість хімічної реакції залежить від:

• температури: у разі підвищення температури на кожні 10 °С швидкість реакції зростає у два-чотири рази (правило Вант-Гоффа), Для початку хімічної реакції реагенти повинні мати певний запас енергії. Ця енергія Е_а називається енергією активації, тобто це енергія, яку повинні мати молекули, що зіштовхуються, щоб зіткнення привело до хімічного перетворення.

• природи реагентів,

• концентрації реагентів (Закон діючих мас),

• опромінення,

• присутності каталізатора

2

Хі́мія — одна з наук про природу, яка вивчає молекулярно-атомні перетворення речовин, тобто, при яких молекули одних речовин руйнуються, а на їх місці утворюються молекули інших речовин з новими властивостями.

Завданням хімії є дослідження властивостей елементів і хімічних сполук, вивчення залежності властивостей речовин від їх складу й будови, вивчення умов перетворення одних речовин в інші, поширення хімічних речовин у природі, технологій їх одержання, механізмів взаємодії хімічних сполук, а також практичне використання хімічних реакцій

Речовина́ — вид матерії, яка характеризується масою та складається з елементарних частинок (електронів, протонів, нейтронів, мезонів тощо). Характерною властивістю таких частинок є відмінні від нуля баріонний заряд або лептонний заряд. Терміном хімічна речовина позначають головним чином матерію речовину організовану в атоми, молекули тощо.^[1]

Загальна характеристика

Вся різноманітність фізичних та хімічних властивостей речовин зумовлюється взаємодією між електронами та атомними ядрами, а також між атомами, молекулами, йонами. Хімічні речовини, що складаються з атомів одного виду, є простими, з атомів різних видів — складними. Складні хімічні речовини розділяються на органічні і неорганічні.

Відомо 4 стани речовини:

• гази,

• тверді тіла,

• рідини,

• плазма.

Прості речовини

Детальніше у статті Прості речовини

Складаються з атомів одного хімічного елемента (є формою його існування у вільному стані). Всі прості речовини в неорганічній хімії поділяються на дві великі групи:

• Метали;

• Неметали.

Органічна хімія не має справи з простими речовинами.

Складні речовини

Складні речовини — це речовини, молекули яких складаються з атомів двох і більше хімічних елементів.

Більшу частину складних неорганічних речовин можна розділити на такі групи:

• Оксиди;

• Солі;

• Основи;

• Кислоти;

Також можна виділити такі групи неорганічних речовин: карбіди, нітриди, гідриди, інтерметаліди і т. д., які не вкладаються в наведену вище класифікацію. Всі органічні сполуки є складними. Вони складаються в основному з атомів Карбону, Гідрогену та Оксигену.

Характеристики речовини

Молекулярна формула — одна з кількісних харатеристик речовини. Коли у науковій практиці одержують нову речовину, одним з кроків першої її ідентифікайції є знаходження молекулярної брутто-формули. Для цього виконують якісний та кількісний елементний аналізи.^[2]

Будова речовини

Більшість речовин молекулярної будови (кисень, вода, аміак, метан), але є й атомарні речовини (графіт, алмаз, гелій,і всі інертні гази), і навіть іонні речовини (всі метали).

Маючи на увазі існування атомарних та іонних речовин, усе ж умовно можна говорити узагальнено про молекулярну будову речовини.

3

ЕЛЕМЕНТИ хімічної термодинаміки        Хімічна термодинаміка вивчає зміни енергії в результаті процесів в матеріальних системах, що призводять до зміни складу і властивостей фізичних тіл, з яких побудована дана система.    Термодинамічної системи називається комплекс взаємодіючих між собою фізичних тіл, подумки відокремлений від навколишнього середовища.    Системи бувають ізольовані, в яких енергообмін і массообмен з навколишнім середовищем відсутні, і замкнуті, в яких можливий енергообмін з навколишнім середовищем, але не можливий обмін речовиною. Незамкнуті системи розглядаються в термодинаміки незворотних процесів.    Системи можна розділити на гомогенні або однорідні, що не мають фізичних меж розділу між окремими частинами, тому що у всіх частинах системи властивості однакові (наприклад, ненасичений розчин), і системи гетерогенні, або неоднорідні, які поділяються на окремі частини фізичними межами розділу, на яких властивості системи різко змінюються. Частина гетерогенної системи, обмежена фізичними межами розділу, називається фазою. Наприклад, насичений розчин, дотичний з розчиняється речовина, являє собою гетерогенну систему.    Стан системи визначається фізичними параметрами; в простому випадку ідеального газу - це тиск і температура, так як v = f (p. Т).    Зміна параметрів системи викликає процес. Якщо процес полягає у послідовному зміну параметрів, що призводять в остаточному підсумку систему в початковий стан, то такий процес називається циклом.    Хімічна термодинаміка, так само як і загальна термодинаміка, заснована головним чином на двох законах (засадах).

4

Окси́д — бінарна сполука, до складу якої входить Оксиген.

Крім нормальних оксидів оксиген може утворювати й інші бінарні сполуки: складні оксиди, подвійні оксиди, вищий оксид пероксиди тощо.

Нормальними оксидами називаються бінарні сполуки елементів з киснем, у молекулах яких усі атоми кисню обома своїми валентними зв'язками безпосередньо сполучені з атомами іншого елемента, а атоми елемента, в свою чергу, всіма своїми валентними зв'язками безпосередньо сполучені з атомами кисню.

Вищий оксид- це оксид, в якому елемент проявляє вищу ступінь окислення. Вища ступінь окислення часто дорівнює номеру групи або числу електронів на зовнішньому енергетичному рівні

Нормальні оксиди досить поширені. їх утворюють майже всі хімічні елементи, за винятком інертних елементів. Формули нормальних оксидів усіх елементів можна звести до таких восьми загальних формул: R₂О, RO, R₂О₃, RO₂, R₂О₅, RO₃, R₂О₇ і RO₄, де R — відповідний елемент (метал або неметал).

Склад і назви

Якщо хімічний елемент проявляє сталу валентність і з киснем утворює тільки один оксид, то його називають просто оксидом цього елементу. Наприклад, K₂O — оксид калію, CaO — оксид кальцію, Аl₂О₃ — оксид алюмінію і т. д.

Якщо ж елемент проявляє змінну валентність і утворює по кілька оксидів, то в їх назвах до слова оксид додаються префікси з грецьких числівників, які показують кількість атомів оксигену, що припадають на один атом даного елементу. Наприклад, Cu₂O — геміоксид (півоксид) міді, а CuO — монооксид (однооксид) міді. Залізо частіше всього буває позитивно дво- і тривалентним і з киснем утворює: FeO — монооксид заліза і Fe₂O₃ — сесквіоксид (півтораоксид) заліза. Сірка з киснем утворює SO₂ — діоксид (двооксид) сірки і SO₃ — триоксид сірки.

Азот утворює кілька оксидів, у тому числі N₂O — оксид азоту (I) відомий як веселячий газ, NO — монооксид азоту, N₂O₃ — сесквіоксид азоту, NO₂ — діоксид азоту і N₂O₅ — геміпентаоксид (півп'ятиоксид) азоту.

Хлор серед інших оксидів утворює Cl₂O₇ — гемігептаоксид хлору, а осмій — OsO₄ тетраоксид осмію. Більше чотирьох атомів кисню, що припадають на один атом елементу, в нормальних оксидів не буває.

Також, оксиди з змінною валентністю елементів можуть записуватися з додаванням валентності елемента. Наприклад, CO₂  — оксид карбону (IV) або Карбон (IV) оксид.

Крім того, деякі оксиди мають ще й особливі назви. Наприклад, діоксид вуглецю CO₂ — називають вуглекислим газом, діоксид сірки, SO₂ — сірковим газом, монооксид вуглецю СО — чадним газом тощо. Більшість оксидів неметалів називають ангідридами відповідних кислот. Наприклад, триоксид сірки SO₃ називають сульфатним ангідридом (ангідридом сульфатної кислоти Н₂SO₄), геміпентоксид фосфору P₂O₅ — фосфатним ангідридом (ангідридом фосфатної кислоти Н₃РО₄) і т. д.

Формули вищих солетвірних оксидів і летких водневих сполук хемічних елементів залежно від номера групи^[1]
Сполука	I	II	IIІ	IV	V	VI	VII	VIII
Вищий солетвірний оксид
Летка воднева сполука елементів головної підгрупи	—	—	—					—

Властивості

Оксиди металів являють собою кристалічні речовини. Оксиди неметалів — це, навпаки, переважно леткі речовини і гази.

Осно́вні оксиди

Основні оксиди - це оксиди, яким відповідають основи. Основними оксидами є, наприклад, Na₂O, CaO, MgO, K₂O. Декотрі оксиди легко взаємодіють з водою з утворенням відповідних основ:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

K₂O + H₂O → 2KOH.

Оксиди Fe₂O₃, CuO, Ag₂O з водою не взаємодіють, однак вони нейтралізують кислоти і тому вважаються основними.

Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂O

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

Характерною хімічною властивісттю основних оксидів є їхня взаємодія з кислотами, при цьому, як правило, утворюються сіль і вода

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

При взаємодії з кислотними і амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад:

СаО + СО₂ = СаСО₃

Na₂O + ZnO = Na₂ZnO₂

Основні оксиди утворюються тільки металами з низькою валентністю (не вище 3+ ). Більшість основних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за винятком оксидів лужних і лужноземельних металів, які реагують з водою. Усім основним оксидам відповідають основи, тобто гідроксиди, які проявляють властивості основ.

Кислотні оксиди

До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з основними та амфотерними оксидами, а також з їх гідроксидами з утворенням солей. Наприклад:

P₂О₅ + 3СаО → Са₃(РО₄)₂

SO₃ + ZnO → ZnSO₄

CO₂ + 2NaOH → Na₂СО₃ + Н₂О

Кислотні оксиди називають звичайно ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Валентність металів у кислотних оксидах буває, від 4+ до 7+. Наприклад CrO₃ — хроматний ангідрид (валентність хрому 6+ ), Mn₂O₇ — ангідрид марганцю (валентність марганцю 7+ ) і т. д.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. Є кислотні оксиди, які не взаємодіють з водою. Наприклад, SiO₂ практично не розчинний у воді, однак він нейтралізує основи, тому є кислотним оксидом

2NaOH + SiO₂ →^{сплавлення} Na₂SiO₃ + H₂O

Гідроксиди, тобто кислоти, тих кислотних оксидів, що безпосередньо з водою не взаємодіють, одержують посереднім шляхом.

Амфотерні оксиди

Амфотерними називають такі оксиди, які взаємодіють як з кислотами, так і з основами, утворюючи сіль і воду. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як основні оксиди, а при взаємодії з основами — як кислотні.

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂О

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂О

З водою амфотерні оксиди не взаємодіють. Амфотерні оксиди утворюються тільки металами з валентністю від 2+ до 4+. До амфотерних оксидів належать ZnO, SnO, PbO, Al₂О₃, SnO₂, PbO₂ і ін.

Отже, неметали утворюють тільки кислотні оксиди, а метали можуть утворювати основні, амфотерні і кислотні. Причому для металів із змінною валентністю існує така залежність: при низькому валентному стані металу (не вище 3+ ) він утворює основний оксид, при високому валентному стані (від 4+ до 7+ ) він утворює кислотний оксид, а при проміжному (звичайно від 2+ до 4+ ) він утворює амфотерний оксид. Основні, кислотні і амфотерні оксиди називають ще солетвірними, бо вони при взаємодії з кислотами або основами утворюють солі.

Індиферентні (несолетвірні) оксиди

Індиферентними називають такі оксиди, які не взаємодіють ні з кислотами, ні з основами і солей не утворюють. Тому їх називають ще несолетвірними оксидами. Індиферентних оксидів небагато. До них належать монооксид вуглецю — CO, геміоксид азоту — N₂O, монооксид азоту — NO і деякі інші.

Отримання

Оксиди можна одержувати різними способами.

• Безпосереднім сполученням елементів з киснем:

4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

• Окисленням різних сполук киснем:

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

2Н₂S + 3О₂ = 2SO₂ + 2Н₂О

• Розкладом гідроксидів при нагріванні:

Ca(ОН)₂ = СаО + Н₂О

2Fe(ОН)₃ = Fe₂О₃ + 3Н₂О

• Розкладом солей кисневих кислот при нагріванні:

CaCO₃ = CaO + СО₂

Cu₂(ОН)₂СО₃ = CuO + СО₂ + Н₂О

5

Со́лі — речовини, до складу молекул яких входять кислотні залишки (аніони), поєднані з катіонами різного походження (атоми металів, металоподібні групи, як NH₄⁺, та ін.). Утворюються солі внаслідок реакції нейтралізації кислот, або основ.

У першому випадку відбувається заміщення атомів водню в молекулах кислот на атоми металів:

• 2Fe + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂

• 2C₃H₅(COOH)₃ + 3CuO = [C₃H₅(COO)]₂Cu₃ + 3H₂O

У другому — обмін гідроксильних груп у молекулах основ на кислотні залишки молекул кислот. Суть цієї реакції полягає в обміні атомів водню в молекулі кислоти на атоми металу молекули основи (з такою ж самою вірогідністю відбувається обмін гідроксильних груп молекул основ на кислотні залишки молекул кислот), внаслідок чого утворюються сіль і вода:

• HCl + NaOH = NaCl + H₂O

• CH₃COOH+ NaOH = CH₃COONa + H₂O

Як правило, солі є кристалічними речовинами. Найпростіший приклад солі — кухонна сіль, хімічна формула якої є NaCl.

Середні солі

Якщо всі кислотні атоми водню в молекулах кислот обмінені чи заміщені на атоми металів або усі гідроксильні групи в молекулах основ обмінені на кислотні залишки молекул кислот, такі солі називаються нормальними, або середніми, або просто солями. Наприклад,

• CH₃COOH + Mg(ОН)₃ = Mg(CH₃COO)₂ + 2H₂O

• Н₂SO₄ + Mg = MgSO₄ + H₂

Виходячи з теорії електролітичної дисоціації, солями називаються складні речовини, які у водному розчині дисоціюють на катіони металів і аніони кислотних залишків. Нормальні солі ніяких інших катіонів і інших аніонів не утворюють:

• KCl _(aq) K⁺ _(aq) + Cl⁻ _(aq)

• Al₂(SO₄)_{3 (aq)} 2 Al³⁺ _(aq) + 3 SO₄²⁻ _(aq)

Кислі солі

Якщо тільки частина кислотних атомів водню молекул кислот обмінена або заміщена на атоми металів, такі солі називають кислими, або гідросолями. Наприклад:

• NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

• Ca(OH)₂ + H₃PO₄ = CaHPO₄ + 2H₂O

Кислі солі у водному розчині дисоціюють на катіони металів, катіони водню і аніони кислотних залишків. Таким чином, кисла сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки при дисоціації вона утворює катіони металів, і кислотою, бо одночасно утворює і катіони водню:

• NaHSO_{4 (aq)} Na⁺ _(aq) + H⁺ _(aq) + SO₄²⁻ _(aq)

• CaHPO_{4 (aq)} Ca²⁺ _(aq) + H⁺ _(aq) + PO₄³⁻ _(aq)

Іони водню кислої солі при взаємодії її з основою теж можуть обмінюватись на іони металу з- утворенням нормальної солі і води:

• NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Основні солі

Якщо тільки частина гідроксильних груп у молекулах основ обмінена на кислотні залишки молекул кислот, то такі солі називають основними:

• Cu(OH)₂ + HCl = Cu(OH)Cl ↓ + H₂O

• Fe(OH)₃ + H₂CO₃ = Fe(OH)CO₃ ↓ + 2H₂O

• 2Cu(OH)₂ + H₂CO₃ = Cu₂(OH)₂CO₃ ↓ + 2H₂O

Основні солі у водному розчині дисоціюють на катіони металу і аніони гідроксилу і кислотні залишки. Таким чином, основна сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки вона утворює при дисоціації аніони кислотних залишків, і основою, бо утворює і гідроксид-аніони:

• Cu(OH)Cl Cu²⁺ _(aq) + OH⁻ _(aq) + Cl⁻ _(aq)

• Fe(OH)CO₃ Fe³⁺ _(aq) + OH⁻ _(aq) + CO₃²⁻ _(aq)

Обидві ці солі у воді практично нерозчинні, але розчинна їх частина дисоціює, за наведеними рівняннями. Іони гідроксилу основної солі при взаємодії її з кислотою теж можуть обмінюватись на кислотні залишки з утворенням нормальної солі:

• Cu(OH)Cl + HCl = CuCl₂ + Н₂О

Властивості

Усі солі являють собою тверді кристалічні речовини. По відношенню до нагрівання деякі солі є досить стійкими. Наприклад: NaCl, KCl, Na₂SO₄ тощо. Ці солі можна нагрівати до температури їх плавлення і навіть кипіння, і вони не розкладаються. Інші ж солі нестійкі і при нагріванні розкладаються, не плавлячись. Наприклад:

• CaCO₃ = CaO + CO₂ ↑

За розчинністю у воді солі поділяють на добре розчинні, малорозчинні і практично нерозчинні. Добре розчинними є всі солі нітратної і ацетатної кислот, а також майже всі солі натрію, калію і амонію. До практично нерозчинних солей належать хлорид срібла AgCl, сульфат барію BaSO₄, всі силікати (за виключенням NaSiO₃ і K₂SiO₃) і ін.

Хімічні властивості солей визначаються їх відношенням до кислот, основ, металів і інших солей.

1. Солі можуть взаємодіяти з кислотами лише в тому випадку, коли реагуюча кислота сильніша за ту, від якої походить дана сіль. Наприклад:

• FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S ↑

• Na₂SiO₃ + Н₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃ ↓

2. Солі можуть взаємодіяти з лугами, коли внаслідок реакції утворюється нерозчинна основа або нерозчинна сіль. Наприклад:

• FeCl₃ + 3NaOH = 3NaCl + Fe(OH)₃ ↓

• K₂CO₃ + Ba(OH)₂ = 2KOH + BaCO₃ ↓

3. Розчини солей можуть взаємодіяти з металами, коли даний метал в електрохімічному ряду напруги стоїть лівіше від металу солі. Наприклад:

• CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

• HgCl₂ + Cu = CuCl₂ + Hg

4. Багато солей у розчинах можуть взаємодіяти одна з одною, коли одна із солей, що утворюється внаслідок реакції, є нерозчинною. Наприклад:

• Na₂CO₃ + CaCl₂ = 2NaCl + CaCO₃ ↓

• FeSO₄ + BaCl₂ = FeCl₂ + BaSO₄ ↓

Одержання

Солі утворюються:

1. При взаємодії кислот з основами (реакції нейтралізації):

• 2HNO₃ + Ba(OH)₂ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

2. При взаємодії кислот з основними оксидами:

• 2HCl + CuO = CuCl₂ + H₂O

3. При взаємодії кислот з амфотерними оксидами:

• 3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

4. При взаємодії кислот з солями:

• 3H₂SO₄ + Ca₃(PO₄)₂ = 2H₃PO₄ + 3CaSO₄ ↓

5. При взаємодії кислот з металами:

• 2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂ ↑

6. При взаємодії основ з кислотними оксидами:

• 2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

7. При взаємодії основ з солями:

• 2NaOH + CuCl₂ = 2NaCl + Cu(OH)₂ ↓

8. При взаємодії основних оксидів з кислотними:

• CaO + CO₂ = CaCO₃

9. При взаємодії солей:

• K₂SO₄ + BaCl₂ = 2KCl + BaSO₄ ↓

10. При взаємодії солей з металами:

• CuSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Cu

11. При взаємодії металів з неметалами:

• Mg + Cl₂ = MgCl₂

Існують також інші способи одержання солей. Зрозуміло, що не кожним з перелічених способів можна одержати будь-яку сіль. Кислі солі утворюються звичайно при взаємодії нормальної солі з однойменною кислотою. Наприклад:

• BaCO₃ + H₂CO₃(СО₂ + Н₂О) = Ba(HCO₃)₂

• Ca₃(PO₄)₂ + H₃PO₄ = 3CaHPO₄

Основні солі утворюються найчастіше при взаємодії солі з відносно невеликими кількостями лугу. Наприклад:

• CuCl₂ + NaOH = Cu(OH)Cl ↓ + NaCl

• AlCl₃ + NaOH = Al(OH)Cl₂ ↓ + NaCl

• AlCl₃ + 2NaOH = Al(OH)₂Cl ↓ + 2NaCl

6

Кислоти, у класичному визначенні — електроліти, які при розчиненні в йонізуючому розчиннику (воді), дисоціюють з утворенням йонів водню (або протону, Н+), таким чином знижуючи кислотність розчину до величини менше ніж pH 7,0. У сучасній хімії зазвичай використовується інше, хоча й подібне визначення Бренстеда і Ловрі, за яким кислоти означаються як хімічні сполуки, що є донорами протонів і приймають електрони для утворення іонних зв'язків. Кислоти вступають у реакції з основами, утворюючи солі, а також діють як розчинники. Сильні кислоти корозійні, розбавлені кислоти мають кислий або гострий смак, хоча в деяких органічних кислотах цей смак частково схований за іншими смаковими характеристиками.

Прикладами дисоціації кислот у водному розчині з утворенням Н⁺ є такі:

• HCl H⁺ + Cl^-

• HNO₃ H⁺ + NO₃^-

• H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

Атоми водню, що входять до складу молекул кислот і можуть відщеплюватись від молекул кислот при їх дисоціації у вигляді катіонів водню Н⁺, називаються кислотними атомами водню. Кислотні атоми водню в молекулах кислот можуть заміщатися атомами металів (або металоподібних груп, як NH₄) з утворенням солей.

Атоми або групи атомів, що сполучені з кислотними атомами водню в молекулах кислот, називаються кислотними залишками. Так, атом хлору в хлоридній кислоті (точніше аніон хлору С1^-) називається кислотним залишком хлоридної кислоти, група атомів NO₃ в нітратній кислоті (точніше аніон NO₃^-) є кислотним залишком нітратної кислоти, а група атомів SO₄ в сульфатній кислоті (точніше аніон SO₄^2-) —

Кисневі і безкисневі кислоти

Залежно від того, входить кисень до складу кислотного залишку чи не входить, кислоти поділяються на кисневі і безкисневі.

До найбільш вживаних кисневих кислот належать сульфатна (сірчана) кислота H₂SO₄, нітратна (азотна) кислота HNO₃ і фосфатна (фосфорна) кислота H₃PO₄.

Кисневі кислоти можна розглядати також як гідроксиди (найчастіше неповні, або оксиди-гідроксиди) кислотних оксидів, тобто як продукти приєднання води до кислотних оксидів (ангідридів). їх зображають такою загальною формулою: n R_xO_y • m Н₂О, де x і y залежать від валентності кислотоутворюючого елементу, а n і m — від типу кислоти. Наприклад:

• SO₃ + Н₂О = SO₃ • Н₂О, або SO₂(ОН)₂

(Сульфатна кислота Н₂SO₄)

• Р₂О₅ + Н₂О = Р₂О₅ • Н₂О, або 2РО₂(ОН)

(Метафосфатна кислота НРО₃)

• Р₂О₅ + 3Н₂О = Р₂О₅ • 3Н₂О, або 2РО(ОН)₃

(Ортофосфатна кислота Н₃РО₄).

Однак гідроксидами (чи оксидами-гідроксидами) кислоти звичайно не називають, а терміном гідроксид користуються тільки для назв основ (гідроксидів металів) і амфотерних гідроксидів. Прикладом найбільш вживаних безкисневих кислот можуть бути хлоридна (хлороводнева, або соляна) кислота HCl, бромідна кислота HBr, сульфідна (сірководнева) Н₂S і інші кислоти.

Основність кислот

Залежно від кількості кислотних атомів водню молекули кислот .поділяються на одноосновні, двоосновні, триосновні і т. д. Наприклад, хлоридна кислота HCl одноосновна, сульфатна кислота H₂SO₄ — двоосновна, фосфатна кислота H₃PO₄ — триосновна і т. д.

• HNO₃ — нітратна кислота (азотна)

• Н₂SO₄ — сульфатна кислота (сірчана)

• Н₃РО₄ — ортофосфатна кислота (фосфорна)

• НРО₃ — метафосфатна кислота

• Н₂СО₃ — карбонатна кислота (вугільна)

• Н₃ВО₃ — боратна кислота (борна)

Якщо ж кислотоутворюючий елемент проявляє в молекулі даної кислоти нижчу позитивну валентність, то назва кислоти має закінчення -итна або -ітна. Наприклад:

• HNO₂ — нітритна кислота (азотиста)

• Н₂SO₃ — сульфітна кислота (сірчиста)

Назви безкисневих кислот у таких випадках мають закінчення -идна або -ідна. Наприклад:

• HCl — хлоридна кислота (хлороводнева, або соляна)

• HI — йодидна кислота (йодоводнева)

• HBr — бромідна кислота (бромоводнева)

• H₂S — сульфідна кислота (сірководнева)

Властивості

Деякі кислоти при звичайних умовах являють собою рідини, наприклад нітратна HNO₃ і сульфатна Н₂SO₄ кислоти, а деякі — тверді речовини, як фосфатна кислота Н₃РО₄, боратна Н₃ВО₃ і ін. Більшість кислот добре розчиняється у воді, але деякі практично не розчиняються (наприклад, силікатна кислота H₂SiO₃). Водні розчини кислот відзначаються кислим смаком, руйнують рослинні і тваринні тканини і змінюють забарвлення індикаторів, зокрема забарвлюють лакмус у червоний колір. Ці спільні властивості усіх кислот обумовлюються наявністю в їх розчинах іонів водню.

Хімічні властивості кислот визначаються їх відношенням до основ і основних оксидів. Найбільш характерною властивістю їх є здатність вступати з основами в реакції нейтралізації.

Наприклад:

• HCl + NaOH = NaCl + H₂O

• 3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂О

З основними і амфотерними оксидами кислоти теж утворюють солі:

• 2HNO₃ + MgO = Mg(NO₃)₂ + H₂O

• 3H₂SO₄ + Al₂O₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Крім того, кислоти взаємодіють і з активними металами (що стоять в електрохімічному ряду напружень лівіше від водню) з утворенням солі і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється). Наприклад:

• 2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂ ↑

• 3H₂SO₄ + 2Al = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂ ↑

Одержання

Кислоти, як і основи, можна добувати різними способами.

1. Безпосереднім сполученням ангідридів з водою:

• SO₃ + Н₂О = Н₂SO₄

• N₂O₅ + Н₂О = 2HNO₃

Цим способом можна одержувати кислоти тільки в тому випадку, коли ангідрид безпосередньо взаємодіє з водою. При цьому слід мати на увазі, що при одержанні деяких кислот залежно від умов одна молекула ангідриду може реагувати з одною, двома і більше молекулами води. Внаслідок цього молекула утворюваної кислоти може містити різну кількість атомів водню і кисню, хоч валентність кислотоутворюючого елементу залишається тою ж самою. Якщо кислота утворюється внаслідок взаємодії одної молекули ангідриду з одною молекулою води, то до назви кислоти додається префікс мета-, а коли на одну молекулу ангідриду припадає дві або три молекули води, то додається префікс орто-.

Наприклад:

• Р₂О₅ + H₂O = 2НРО₃ метафосфатна кислота

• Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ ортофосфатна кислота

2. Взаємодією кислот з солями. Цим способом можна користуватися тоді, коли одержувана кислота є леткою або нерозчинною. Наприклад:

• Н₂SO₄ + 2NaCl = Na₂SO₄ + 2HCl ↑ (при нагріванні)

• H₂SO₄ + Na₂SiO₃ = Na₂SO₄ + H₂SiO₃ ↓

3. Безкисневі кислоти можна одержувати як їх витісненням з солей іншими кислотами, так і безпосереднім сполученням елементів з наступним розчиненням одержуваних кислот у воді.

Наприклад:

• FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S ↑

• Н₂ + Cl₂ = 2HCl

В техніці для добування хлоридної кислоти користуються останнім способом.

7

Основи за теорією Арреніуса

Згідно з теорією Арреніуса, основами називали електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням катіонів металу (або металоподібних груп, як NH₄) і аніонів лише одного типу — гідроксиду ОН^-.

Наприклад:

• NaOH = Na⁺ + OH^-

• NH4OH = NH₄⁺ + OH^-

• Ba(OH)₂ = Ba²⁺ + 2OH^-

• Fe(OH)₃ = Fe³⁺ + 3OH^-

Основи Арреніуса можна розглядати як гідроксиди основних оксидів, тобто як продукти приєднання води до основних оксидів:

• Na₂O + H₂O = 2NaOH

• CaO + H₂O = Ca(OH)₂

• BaO + H₂O = Ba(OH)₂

Основи Арреніуса, як і основні оксиди, при взаємодії з кислотами і ангідридами, а також з амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють.

Наприклад:

• Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

• Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ + H₂О

• 2NaOH + ZnO = Na₂ZnO₂ + H₂O

Основні гідроксиди, або основи, зображають такою загальною формулою: Ме(ОН)_x, де Ме — атом металу, або металоподібної групи (як NH₄), а x — число гідроксидних груп, що дорівнює валентності металу (1,2 або 3). Наприклад: NaOH, Ba(OH)₂, Fe(OH)₃.

Назви

Основи називають звичайно гідроксидами відповідних металів. Якщо метал має сталу валентність і утворює тільки один гідроксид, то його називають просто гідроксидом цього металу. Так, NaOH — гідроксид натрію, Ba(OH)₂ — гідроксид барію. Якщо ж метал має змінну валентність і утворює кілька гідроксидів, то щоб розрізнити їх, у назвах перед словом гідроксид ставлять префікси з грецьких числівників, які показують кількість гідроксильних груп, що припадає на один атом металу. Наприклад: Cu(OH) — моногідроксид міді, Cu(OH)₂ — дигідроксид міді, Fe(OH)₂ — дигідроксид заліза, Fe(OH)₃ — тригідроксид заліза і т. д. Крім того, деякі групи основ і навіть окремі основи мають спеціальні назви. Так, розчинні у воді основи називають лугами. Гідроксид натрію NaOH називається їдким натром, гідроксид калію KOH — їдким калі, гідроксид кальцію Ca(OH)₂ — гашеним вапном.

Властивості

Основи Арреніуса є твердими речовини. Деякі з них, зокрема NaOH і KOH, у термічному відношенні досить стійкі: їх можна нагрівати до температури плавлення і навіть кипіння, і вони не розкладаються. Проте більшість основ нестійкі і при нагріванні легко розкладаються з утворенням оксидів і виділенням води.

Наприклад:

• Ca(OH)₂ = CaO + H₂O

• 2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

Більшість основ Арреніуса нерозчинні у воді. Добре розчинними є тільки основи лужних і лужноземельних металів, тобто луги. Серед лугів практично найбільш вживаними є NaOH, KOH, Ca(OH)₂ і Ba(OH)₂. Водні розчини їдких лугів мають їдкий мильний смак. Вони легко руйнують рослинні і тваринні тканини. Через це їх називають ще їдкими лугами. Розчини їдких лугів мають здатність змінювати забарвлення індикаторів. Так, у лужному середовищі фіолетовий колір лакмусу змінюється на синій, оранжевий колір метилоранжу — на ясно-жовтий, а безбарвний розчин фенолфталеїну стає фіолетовим. Лужні властивості розчинів основ обумовлюються наявністю в розчині гідроксильних іонів.

Хімічні властивості основ Арреніуса визначаються їх відношенням до кислот, ангідридів, амфотерних оксидів і солей. Найбільш характерною властивістю основ є їх здатність вступати в хімічні реакції з кислотами. Причому з кислотами взаємодіють як розчинні, так і нерозчинні основи.

Реакції взаємодії основ з кислотами називають реакціями нейтралізації. Суть реакцій нейтралізації полягає в тому, що кислотний водень кислоти і гідроксил основи утворюють воду, а катіони металу основи і кислотні залишки утворюють сіль:

• Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + 2H₂O

• Ca(OH)₂ + H₂SO4 = CaSO₄ + 2H₂O

Основи вступають у хімічні реакції також з ангідридами і амфотерними оксидами:

• 2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

• 2KOH + SO₂ = K₂SO₃ + H₂O

• 2KOH + PbO = K₂PbO₂ + H₂O

Розчини їдких лугів взаємодіють і з розчинами солей, утворюючи нерозчинні основи:

• CuCl₂ + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

• Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃ ↓ + 3Na₂SO₄

Одержання

Основи Арреніуса можна добути різними способами.

• Безпосереднім сполученням основних оксидів з водою.

Цим способом можна користуватися в тих випадках, коли основний оксид безпосередньо взаємодіє з водою. Наприклад:

• • Na₂O + H₂O = 2NaOH

  • CaO + H₂O = Ca(OH)₂

• Взаємодією їдких лугів, з розчинами солей. Цим способом користуються в лабораторіях, коли відповідний оксид з водою безпосередньо не взаємодіє, а гідроксид нерозчинний.

Наприклад:

• • CuSO₄ + 2KOH = Cu(OH)₂ ↓ + K₂SO₄

  • FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ ↓ + 3NaCl

• Взаємодією найактивніших металів (K, Na, Ca, Ba) з водою.

Наприклад:

• • 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ ↑

  • Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂ ↑

• Для технічного одержання NaOH і KOH широко використовують спосіб електролізу водних розчинів NaCl і KCl.

8

А́том (від грец. άτομοσ — неподільний) — найменша частинка хімічного елемента, яка зберігає всі його хімічні властивості. Атом складається з щільного ядра з позитивно заряджених протонів та електрично нейтральних нейтронів, яке оточене набагато більшою хмарою негативно заряджених електронів. Коли число протонів відповідає числу електронів, атом електрично нейтральний; в іншому випадку це є іон, з певним електричним зарядом. Атоми класифікують відповідно до числа протонів та нейтронів: число протонів визначає хімічний елемент, а число нейтронів визначає нуклід елементу.

Утворюючи між собою зв'язки, атоми об'єднуються в молекули і великі за розміром тверді тіла.

Моле́кула (новолат. molecula, зменшувально від лат. moles — маса) — здатна до самостійного існування частинка простої або складної речовини, що має її основні хімічні властивості, які визначаються її складом та будовою.

Атомна маса (m_a), є масою одного атома ізотопу, вираженою в атомних одиницях маси, а.о.м., в яких ізотоп вуглець-12 має атомну масу, яка точно дорівнює 12. Маса жодного іншого ізотопу не дорівнює цілому числу внаслідок впливу енергії зв'язку ядер.

Атомна маса ізотопу дорівнює цілому числу приблизно: в більшості випадків перша цифра після десяткової коми — це 0 або 9. Це ціле число називається масовим номером і є сумою числа протонів та числа нейтронів в атомному ядрі.

Закономірність прирощення атомної маси в залежності від масового номера така: відхилення починається з позитивного у водню-1, стає негативним, доки не досягається мінімум у заліза-56, потім зростає до позитивних значень у важких ізотопів зі зростанням атомного номера. Це відповідає тому, що розщеплення елемента, важчого за залізо, вивільнює енергію, а розщеплення елемента, легшого за залізо, потребує енергії. Протилежне справджується для реакцій злиття ядер: злиття елементів, що є легшими за залізом, вивільнює енергію, злиття ж елементів, важчих за залізо, потребує енергії.

Якщо йдеться про хімічний елемент взагалі, атомна маса (також «відносна атомна маса», «середня атомна маса» або «атомна вага»), подана в періодичній таблиці, є середньою атомною масою всіх стабільних ізотопів даного хімічного елемента. Цю атомну масу використовують в стохіометричних розрахунках. Вона зазвичай застосовується як маса в грамах одного моля атомів елемента, що також зветься молярною масою.

Молекуля́рна (фо́рмульна) ма́са (молекулярна вага) — маса молекули, виражена в атомних одиницях маси. Дорівнює сумі мас усіх атомів, що входять в дану молекулу. За молекулярну масу часто беруть середню масу молекули з урахуванням ізотопного складу всіх елементів, що утворюють хімічну сполуку.

Обчислення

Обчислюється як арифметична сума атомних мас усіх елементів, що входять до складу молекули.

Наприклад, молекулярна маса фосфатної кислоти (H₃PO₄) становить 3×1 + 31 + 4×16 = 98 а.о.м.

Молекулярна маса води (H₂O)

M_H2O = 2 M_H + M_O ≈ 2·1+16 = 18 а. о. м.

Моль — одиниця кількості речовини в системі СІ. Позначається моль, Mol. Інша назва — грам-молекула.

Кількість речовини, що містить число Авогадро ( ) структурних формульних одиниць. Формульні одиниці — реальні частки, такі як атоми, молекули, іони, радикали.

За формальним означенням моль — це кількість речовини, виражена в грамах, що чисельно дорівнює її молекулярній масі і відзначається тим, що одному молю будь-якої речовини відповідає однакова кількість молекул. А саме, 1 моль містить стільки молекул (атомів, йонів, інших структурних елементів речовини), скільки атомів у 0,012 кг вуглецю ¹²С, тобто дорівнює сталій Авоґадро. Позначення «Моль» введене у 1893 році Вільгельмом Оствальдом і походить від слова «молекула».

Хімічний еквівалент речовини - атомна маса, розділена на ціле число, яке визначається зарядом йона цієї речовини при електролізі.

Наприклад, мідь має атомну масу 69,72 а.о.м, а в електроліті йони міді Cu²⁺ мають заряд +2, тож хімічний еквівалент міді

еквівалентная молярна маса речовини Молярна маса еквівалентів зазвичай позначається як ~ {\ mu} _ {eq} або ~ M_ {eq}. Ставлення еквівалентної молярної маси речовини до його власне молярної маси називається фактором еквівалентності (позначається звичайно як ~ f_ {eq}). Молярна маса еквівалентів речовини - маса одного моля еквівалентів, що дорівнює добутку фактора еквівалентності на молярну масу цієї речовини. Mекв = fекв × M

9

ЗАКОНИ

До основних стехіометричних законів належать: закон збереження маси; закон еквівалентів; закон кратних відношень; закон сталості складу; закони ідеальних газів; закон Авогадро.

Закон збереження маси

Один із фундаментальних і загальних законів природи є закон збереження маси, відкритий у 1748 р. М.В.Ломоносовим: маса речовин, що вступають в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворюються внаслідок реакції.

На початку ХХ ст. А.Ейнштейн пропонує принцип еквівалентності маси і енергії, згідно з яким зміна маси речовини m відповідає певній кількості енергії: Е = m·С², де С– швидкість світла (3·10⁸ м/с). Відносно невеликі енергетичні ефекти хімічних реакцій [(1–5)·10² кДж/моль] не можуть привести до помітної зміни мас речовин, що реагують. Саме тому експериментальні перевірки закону збереження маси речовин завжди підтверджували його правильність.

Закон еквівалентів

Вже перші кількісні дослідження хімічних перетворень показали, що речовини реагують між собою тільки в певних масових співвідношеннях. Для характеристики масових кількостей речовин, що сполучаються одна з одною без залишку було введено поняття "еквівалент". Хімічним еквівалентом елементу є така його масова кількість, яка сполучається з 1,008 масової частки Гідрогену або з 8 масовими частками Оксигену, або заміщує ті самі кількості Гідрогену чи Оксигену в їх хімічних сполуках. Закон еквівалентів був експериментально встановлений німецьким вченим В.Ріхтером в 1797 р., і остаточно сформульований Дж.Дальтоном у 1801 р.: хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам: .

Еквівалентну масу простої речовини обчислюють, виходячи з атомної маси (А) і валентності елементу (b) за формулою . Еквівалент елементу в складній сполуці А_nВ_m обчислюють за формулою

,

де М – молекулярна маса речовини; n – кількість атомів даного елементу в сполуці, b – валентність елементу.

При розв’язуванні задач на визначення еквівалентних мас необхідно знати:

• еквівалентна маса оксиду рівна сумі еквівалентних мас Оксигену і елементу, що входить до його складу;

• еквівалентна маса кислоти рівна сумі еквівалентних мас Гідрогену і кислотного залишку;

• еквівалентна маса основи дорівнює сумі еквівалентних мас металу і гідроксогрупи;

• еквівалентна маса солі дорівнює сумі еквівалентних мас металу і кислотного залишку.

Для визначення еквівалентної маси кислоти необхідно розділити її молярну масу на основність кислоти. Для визначення еквівалентної маси основи необхідно її молярну масу розділити на кислотність основи. Для визначення еквівалентної маси солі необхідно її молярну масу розділити на добуток числа атомів металу у молекулі солі на валентність металу. В загальному випадку еквівалент складної речовини не є постійною величиною, а залежить від хімічної реакції, в якій ця речовина бере участь. Якщо в реакції приймають участь газоподібні речовини, то користуються еквівалентним об’ємом, який займає при даних умовах еквівалент газоподібної речовини. Еквівалентний об’єм водню при н.у. рівний 11,2 л, а кисню – 5,6 л.

Закон сталості складу речовини

Закон сталості складу речовин був відкритий у 1801 році Ж.Прустом: кожна чиста речовина молекулярної будови незалежно від способу і умов її добування має певний сталий (незмінний) склад.

Наприклад, сірчистий газ можна добувати різними способами (наприклад, згідно рівнянь реакцій S+O₂  SO₂ ; Cu+2H₂SO₄  CuSO₄+SO₂+2H₂O ; 2H₂O+3O₂  2SO₂+2H₂O ),проте одержаний SO₂ у чистому вигляді завжди містить 50 мас.% Сульфуру і 50 мас.% Оксигену.

Ще за часів Ж.Пруста правильність цього закону заперечувалася К.Бертоле, який вважав, що склад речовини є величина змінна і залежно від умов добування може змінюватись в певних межах. Лише в ХХ ст. Завдяки роботам М.С.Курнакова було показано, що в природі можуть бути два типи сполук: із сталим та змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочислове атомне співвідношення компонентів називають дальтонідами. До них належать сполуки з ковалентним зв’язком, що при звичайних умовах перебувають у газоподібному і рідкому станах. Сполуки, що мають змінний склад, а стехіометричне співвідношення компонентів яких не відповідає цілим числам, називаються бертолідами. До бертолідів належать кристалічні сполуки в основному перехідних металів типу оксидів, сульфідів, нітридів, фосфідів, карбідів, гідридів тощо. Наприклад, Цирконій з Нітрогеном утворює сполуки, склад яких може змінюватися в певних межах: ZrN_0,59–ZrN_0,89, а Титан з Гідрогеном TiH–TiH₂.

10

Газові закони

Стан даної маси газу визначається температурою t, тиском р і об’ємом V. Якщо р = 1,01325·105 Па і t = 0^оС, то умови, при яких знаходиться газ, називають нормальними (н.у.). Об’єм при н.у. прийнять позначати V₀, а тиск – р₀. Стан газу, що знаходиться при умовах, відмінних від нормальних, описується такими законами:

1. При постійній температурі об’єм даної маси газу обернено пропорційний тиску (закон Бойля-Маріотта) (1660-1677 рр.): або: при Т = const р·V = const

2. При постійному тиску об’єм даної маси газу при підвищенні його температури на 1^оС збільшується на 1/273,15 частину об’єму V₀, який газ займав при 0^оС:

V = V₀(1+ t) або V = V₀

Якщо ввести позначення абсолютної температури Т = t+273,15 К, то одержимо: , так як є величина постійна, то маємо: const при р = const (закон Гей-Люссака, 1802 р.).

3. При постійному об’ємі залежність тиску даної маси газу від температури виразиться рівняннямр = р₀(1+ t) або = const при V = const (закон Шарля, 1787 р.)

Закон Авогадро

У рівних об’ємах різних газів за однакових умов (тиск, температура) міститься однакове число молекул.

Наслідки: 1)так як число молекул в 1 молі будь-якої речовини постійне, то різні речовини кількістю 1 моль в газоподібному стані при однакових умовах займають рівні об’єми. Молярний об’єм ідеального газу (при н.у.) V_m0 = 22,414·10^–3 м³/моль = 22,414 л/моль. Звідси випливає, що густину газу, тобто масу 1 л (при н.у.) можна визначити, якщо відома його молярна маса М: ₀= ; 2) співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їх відносних молекулярних або молярних мас: ₁/₂=М₁/М₂.

Об’єднуючи закони Бойля-Маріота, Гей-Люсака і Шарля одержимо рівняння стану ідеального газу

= = =... = =const

11

Періодичний закон — фундаментальний закон природи, який визначає, що властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень зарядів ядер атомів.

визначення Д.І. Менделеєва

Російський вчений Менделєєв Дмитро Іванович 1869 року при співставленні властивостей відомих на той час хімічних елементів та величин їхніх атомних мас сформулював Періодичний закон наступним чином: властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень атомних мас^[1].

Сучасне визначення

Проте само формулювання Періодичного закону з відкриттями нових елементів та їх будови і властивостей змінилося, уточнилось і відійшло від запропонованого Д. Менделеєвим (див. Історія відкриття Періодичного закону). У 1911 р. голландський фізик А. Ван ден Брук висловив припущення, що атомний номер елемента співпадає з величиною позитивного заряду ядра атома, яке і стало основою класифікації хімічних елементів. У 1920 році англійський фізик Дж. Чедвік експериментально підтвердив гіпотезу Ван ден Брука, тим самим був розкритий фізичний зміст порядкового номера елемента в Періодичній системі, а сам Періодичний закон отримав нове формулювання.

Періодичність у хімії — це повторення хімічного характеру елементів, особливостей будови атомів, складу, будови і властивостей речовин через певну кількість елементів у їхньому природньому ряду.

Відкриття складної будови атома допомогло встановити, що фундаментальною характеристикою кожного елемента є заряд ядра атома, а не атомна маса. Тому нині періодичний закон формулюють не у залежності від атомних мас: властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень зарядів ядер атомів, тобто хімічні властивості елементів визначає не відносна атомна маса, а заряд ядра.

Періоди́чна систе́ма елеме́нтів (рос. периодическая система элементов, англ. periodic law, periodic system, periodic table; нім. Periodensystem (der Elemente), periodisches System (der Elemente)) — класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.

Сучасне формулювання періодичного закону звучить так: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Li…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (напр., у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність). Елементи Z = 58-71 та Z = 90-103, особливо схожі за властивостями, утворюють два сімейства — лантаноїдів та актиноїдів. Періодичність властивостей елементів зумовлена періодичним повторенням конфігурації зовнішніх електронних оболонок атомів.

2.3 Структура періодичної системи: періоди, групи, підгрупи Отже, ми з'ясували, що періодична система - це графічне вираження періодичного закону. Кожен елемент займає певне місце (клітку) в періодичній системі і має свій порядковий (атомний) номер. Наприклад:

Символ елемента Порядковий (Атомний) номер (Z) Відносна атомна Російська назва маса (А ₁₎ елемента

У VIII групі тільки Ru і Os мають вищу валентність VIII. Групи - вертикальні послідовності елементів, вони нумерується римською цифрою від I до VIII і російськими буквами А і Б. Кожна група складається з двох підгруп: головної і побічної. Головна підгрупа - А, містить елементи малих і великих періодів. Побічна підгрупа - В, містить елементи тільки великих періодів. У них входять елементи періодів, починаючи з четвертого. У головних підгрупах зверху вниз металеві властивості посилюються, а не металеві властивості послаблюються. Всі елементи побічних підгруп є металами.

12

Хімі́чний зв'язо́к — взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі.

Хімічні зв'язки є результатом складної взаємодії електронів та ядер атомів і описуються квантовою механікою. В останні десятиліття виникла окрема галузь хімії, предметом якої є вивчення структури молекул і кристалів за допомогою квантово-механічних розрахунків: квантова хімія.

Перейти до: навігація, пошук

Полярний зв'язок — вид хімічного зв'язку, що характеризується наявністю сталого електричного дипольного моменту внаслідок незбігу центрів тяжіння негативного заряду електронів і позитивного заряду ядер. Більшість ковалентних, а також усі донорно-акцепторні та іонні зв'язки є полярними. Молекули, в яких атоми зв'язані полярним зв'язком, називають полярними, наприклад Н₂О, NН₃, НСl. Такі молекули часто більш реакційноздатні, ніж неполярні.

Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притяжіння, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найбільш поширеною формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.

Йо́нний хімі́чний зв'язо́к, також іонний хімічний зв'язок^[1] — це тип зв'язку, при якому електрони переходять із одного атома до іншого, й основний вклад в притягання вноситься електростатичною взаємодією.

Утворюється між атомами або групами атомів зі значною різницею в електронегативностях.

Характерний для сполук металів з найтиповішими неметалами.

Кристалічні тверді тіла, утворені завдяки йонному зв'язку, називаються іонними кристалами. Прикладом такого кристалу є кам'яна сіль NaCl. До йонних кристалів належать також численні оксиди (MgO).

На відміну від ковалентного, іонний зв'язок не є направленим, тому валентні кути в сполуках з іонними зв'язками можуть коливатися в широких межах. Йонні зв'язки не характеризуються властивістю насичення, а кулонівські сили, які в них відіграють основну роль, діють на далеких віддалях, спадаючи дуже повільно. Тому при розрахунках енергії взаємодії неможливо обмежитися найближчими сусідами атомів.

Металі́чний зв'язо́к — тип хімічного зв'язку, при якому валентні електрони атомів делокалізуються і починають взаємодіяти з атомними остовами усього тіла.

При встановленні металічного типу зв'язку з атомів утворюється метал, в якому позитивно заряджені іони занурені в електронний газ. Незважаючи на заряджений стан іонів, взаємодія між ними екранується рухливими електронами, й не поширюється на далекі відстані.

Наявність вільних електронів визначає всю сукупність власти­востей речовин у металічному стані: високу електро- і тепло­провідність; позитивний температурний коефіцієнт електроопору, здатність добре відбивати світлові хвилі (що зумовлює їхній ха­рактерний блиск і непрозорість), високу пластичність (ковкість), термоелектронну емісію, явище фотоефекту, магнітні властивості та ін.

На відміну від ковалентних і іонних сполук у металах невелике число електронів одночасно зв'язує велике число атомних ядер. Успільненням валентних електронів металічний зв'язок дещо нагадує ковалентний. Проте у металів спільні електрони не належать окремим парам атомів, вони повністю делокалізовані. Цим пояснюється відсутність просторової напрямленості та наси­чуваності металічного зв'язку. Делокалізація валентних електронів є наслідком багатоцентрового характеру металічного зв'язку й причиною високої електро- та теплопровідності металів.

Отже, металічний зв'язок є багатоцентровим хімічним зв'язком з дефіцитом електронів і базується на узагальненні зовнішніх електронів атомів. Тому він характерний лише для конденсованого стану речовини. У газуватому стані атоми всіх речовин, у тому числі й металів, зв'язані між собою тільки ковалентним зв'язком.

Водне́вий зв'язо́к — різновид хімічного зв'язку, що реалізується за донорно-акцепторним механізмом між двома ковалентно зв'язаними атомами з великим значенням електронегативності (О, N, F) за посередництвом атома Гідрогену Н.

Водневий зв'язок є прикладом трицентрового чотириелектронного зв'язку.

Прослідковується певна аналогія між водневим та ковалентним зв'язком. Зокрема, водневий зв'язок є направленим та насичуваним, що вказує на його резонансну природу (на противагу електростатичній природі йонного зв'язку). Висуваєтсья припущення, що йон H⁺ завдяки своїм унікальним властивостям (він фактично є єдиною частинкою - протоном) виступає аналогом електронної пари в класичному ковалентному зв'язку, тільки з протилежним знаком.

За величиною енергії він на порядок слабший за ковалентний зв'язок.

Розрізняють міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний водневий зв'язок.

Водневий зв'язок є важливим для органічної хімії. Завдяки водневому зв'язку вода (головний розчинник у неорганічній хімії та біохімії) має високу температуру плавлення і кипіння. Водневий зв'язок з'єднує подвійну спіраль ДНК (носія генетичної інформації), а також відповідає за формування третинної структури білків.

Із встановленням наявності водневого зв'язку в структурі речовини пов'язані певні труднощі, оскільки атом водню важко локалізувати за допомогою стандартного рентгеноструктурного аналізу через його надзвичайно малу відносну масу. Існує кілька критеріїв встановлення водневого зв'язку:

1) структурний (за скороченими відстанями між електронегативними атомами та характерними валентними кутами);

2) спектроскопічний (за низькочастотним зсувом та уширенням смуг поглинання в ІЧ спектрах, що відповідають зв'язкам E-H; за уширенням піків в ¹H ЯМР спектрах).

В останні роки крім класичного водневого зв'язку виділяють слабкий водневий зв'язок, сильний водневий зв'язок та симетричний водневий зв'язок.

13

Рóзчини (рос. раствор, англ. solution, нім. Lösung f) — цілком однорідні суміші з двох (або кількох) речовин, в яких молекули (або іони) одної речовини рівномірно розподілені між молекулами другої речовини.

Загальна характеристика

Розчин — однофазна, гомогенна, багатокомпонентна система змінного хімічного складу. Практично усі рідини, що є в природі, являють собою розчини. Крім розчиних, існують газові (газуваті) розчини — їх прийнято називати газовими сумішами (наприклад, повітря) і тверді розчини (наприклад, деякі сплави). Як правило, під розчином розуміють рідку молекулярно-дисперсну систему (так звані істинні розчини, англ. true solution). Розчинником називають компонент, концентрація якого суттєво більша концентрації інших компонентів. Розчинник у чистому вигляді має той самий агрегатний стан, що й розчин. Процес утворення розчину полягає у руйнуванні зв'язків між молекулами (йонами) вихідної речовини і утворенні нових зв'язків між молекулами (йонами) розчиненої речовини і розчинника. За концентрацією розчиненої речовини розчини поділяють на насичені, ненасичені й пересичені. За наявністю чи відсутністю електролітичної дисоціації розчиненої речовини на йони розрізняють розчини електролітів і розчини неелектролітів. Крім того, виділяють розчини полімерів, головна особливість яких — дуже велика різниця у розмірах молекул розчинника і розчиненої речовини.

У розчинах протікає багато природних і промислових процесів. З ними пов'язане формування покладів ряду корисних копалин, їх видобування і переробка, розділення речовин, глибоке очищення тощо.

За своїми властивостями розчини займають проміжне місце між механічними сумішами і хімічними сполуками. Від механічних сумішей вони відрізняються головним чином своєю однорідністю і виділенням або поглинанням тепла при утворенні, а від хімічних сполук тим, що склад їх не сталий і може змінюватись у досить широких межах.

Властивості

Розчини характеризуються також рядом певних властивостей, відмінних від властивостей їх складових частин. Зокрема, вони відрізняються від своїх складових частин густиною, температурою замерзання і кипіння і іншими властивостями. Розчини можуть бути в рідкому, твердому і газоподібному стані. Прикладом перших можуть служити розчини цукру, солі і спирту у воді. Тверді розчини — це різні металічні сплави: міді або срібла в золоті, нікелю в міді тощо. Газоподібними розчинами є суміші різних газів, наприклад повітря.

Розчинник і розчинена речовина

Детальніше: Розчинники

Розчинник - це компонент розчину, агрегатний стан якого не змінюється при утворенні розчину, або вміст якого переважає над вмістом інших компонентів. Компонентами розчину є: розчинник та розчиненна речовина.

Розчинник і розчинена речовина. Кожний розчин складається з розчинника і розчиненої речовини. Розчинником називають звичайно речовину, яка служить середовищем для розчиненої речовини і в чистому вигляді перебуває в тому ж агрегатному стані, що й утворюваний розчин. Однак інколи важко сказати, яка речовина є розчинником, а яка — розчиненою речовиною, особливо коли обидві речовини взаємно розчиняються одна в одній у необмеженій кількості (як спирт і вода). В таких випадках розчинником називають ту речовину, якої в розчині більше.

Найбільш поширеним і практично найважливішим розчинником є вода. Вода морів та океанів є природним розчином, який має солоно-гіркий смак. У середньому в 1 кг морської води міститься 35 г розчинених речовин — середня солоність морської води складає 35‰. До складу морської води входить понад сто речовин, утворених з майже всіх відомих у природі хімічних елементів. Як розчинники використовують також інші речовини: ацетон, бензин, спирт тощо, але значно рідше.

14

Вода́, Н₂O — прозора рідина без запаху, смаку і кольору; оксид водню. Молекула води складається з одного атома Оксигену і двох атомів Гідрогену. Атоми Гідрогену розташовані в молекулі так, що напрямки до них утворюють кут 104,45^o із вершиною в центрі атома Оксигену. Таке розташування зумовлює молекулі води дипольний момент у 1,844 Дебая. При заміні атомів Гідрогену (протонів) на атоми дейтерію утворюється модифікація, яка називається важкою водою.

Вода — одна із найголовніших речовин, потрібних для органічного життя. Рослини та тварини містять понад 60 % води за масою. На Землі водою покрито 70,9 % поверхні. Вода здійснює у природі постійний кругообіг, випаровуючись з поверхні й повертаючись на неї у вигляді опадів. Вода має велике значення для економіки: сільського господарства й промисловості. Питна вода складає тільки 2,5 % від загальної кількості. Нестача води може стати однією з найважчих проблем людства в найближчі десятиліття.

Фізичні властивості

Чиста вода — безбарвна прозора рідина, без запаху і смаку. На землі вода існує в трьох агрегатних станах — твердому, рідкому та газоподібному. За нормального атмосферного тиску при 0°С вона замерзає і перетворюється у лід, а при 100°С — кипить, перетворюючись у пару. У газоподібному стані вода існує і за нижчої температури, навіть нижче 0°С. Тому лід і сніг теж поступово випаровуються.

У рідкому стані вода практично не стискається, при замерзанні розширюється на 1/11 від свого об'єму.

Найбільшу густину вода має при +4°С. Масу 1 см³ чистої води при цій температурі прийняли за одиницю і назвали грамом (сучасне визначення грама основане на точнішому еталоні). На відміну від інших рідин, вода при охолодженні від + 4 до 0°С розширюється. Тому лід легший від води (на 8 %) і не тоне у ній. Завдяки цьому, а також малій теплопровідності шар льоду захищає глибокі водойми від промерзання до дна, і цим забезпечується у них життя.

Потрійна точка води, тобто умови, за яких одночасно у рівноважному стані можуть співіснувати вода, лід та пара, реалізується при температурі 0,01 °C і тиску 611,73 Па. Значення 0,01 °C точне — на ньому основане визначення одиниці вимірювання температури в Міжнародній системі (СІ), кельвіна. Проте відповідно до запропонованих змін у СІ, коли значення сталої Больцмана та числа Авогадро буде зафіксовано, температура потрійної точки води буде визначатися з похибкою.

Вода характеризується великою питомою теплоємністю, що дорівнює за означенням калорії 1 кал/г-град. Завдяки цьому температура океанів і морів змінюється досить повільно, і цим регулюється температура на поверхні земної кори. Цим пояснюється також те, що клімат на островах рівномірніший, ніж на материках.

Фізичні властивості води великою мірою зумовлені тим, що молекула води має значний дипольний момент (1,844 Дебая). Завдяки цьому молекули води сильно взаємодіють між собою, що приводить до конденсації при доволі високій температурі. Так, наприклад, набагато важчі молекули кисню і вуглекислого газу при цих температурах конденсованої фази не утворюють. Легкі атоми водню утворюють водневі зв'язки між різними молекулами, зумовлюючи складну взаємозв'язану структуру рідини.

Хімічні властивості

До складу води входить гідроген і оксиген. Хімічна формула води Н₂О. Молекули води дуже полярні. Тому вони можуть притягатися одна до одної своїми протилежними полюсами і з'єднуватись у агрегати (Н₂О)_n. Внаслідок цього вода складається не тільки з простих молекул Н₂О, а й агрегатів молекул (Н₂О)₂, (Н₂О)₃ і т. д.

У хімічному відношенні вода досить активна. З багатьма речовинами вона вступає в хімічні реакції вже при звичайній температурі. З оксидами лужних і лужноземельних металів вона утворює основи:

• СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

З багатьма оксидами неметалів (ангідридами) вода утворює кисневмісні кислоти:

• Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄

З найактивнішими металами вона утворює основи з виділенням водню:

• 2Na + 2Н₂О = 2NaOH + Н₂ ↑

З деякими солями вода утворює так звані кристалогідрати, які характеризуються строго визначеною кількістю молекул води, що припадають на одну молекулу солі. Наприклад, з сульфатом міді вода утворює мідний купорос:

• CuSO₄ + 5Н₂О = CuSO₄ • 5Н₂О

в якому на одну молекулу сульфату міді припадає п'ять молекул води. Воду, що входить до складу кристалів, називають кристалізаційною.

Кристалізаційну воду не слід плутати з гігроскопічною водою, яка поглинається (адсорбується) поверхнею і порами всіх речовин на відкритому повітрі. Деякі речовини відзначаються підвищеною здатністю поглинати вологу повітря. Внаслідок цього вони мокріють (наприклад, NaCl), а інколи навіть і розпливаються на повітрі (як CaCl₂). Такі речовини називають гігроскопічними. На відміну від кристалізаційної, кількість гігроскопічної води в речовинах, змінна. Вона хімічно не взаємодіє з речовиною-адсорбантом.

При високій температурі водяна пара взаємодіє з залізом і іншими речовинами. Наприклад:

• 3Fe + 4Н₂О = Fe₃О₄ + 4Н₂

Раніше цю реакцію застосовували в техніці для добування водню.

У термічному відношенні вода досить стійка. Проте при температурах, вищих 1000°С, вона починає розкладатися на водень і кисень:

• 2Н₂О = 2Н₂ + O₂

Роль води в природі і житті

У природі вода відіграє надзвичайно важливу роль. Випаровуючись, вода переноситься на величезні віддалі і там випадає у вигляді дощу і снігу. Вологість повітря і кількість атмосферних опадів є найважливішими факторами, що регулюють клімат і погоду.

Вода є також одним з найважливіших геологічних факторів, що змінює зовнішній вид земної поверхні, розмиваючи гори і утворюючи долини. Вона руйнує гірські породи не тільки механічно, а й хімічно, реагуючи з ними з утворенням інших речовин.

Вода має величезне значення в житті людини, тварин і рослин. Вона потрібна рослинам для розчинення поживних речовин ґрунту. Нестача води у ґрунті призводить до погіршення живлення рослин і зниження врожаю сільськогосподарських культур. Тому для забезпечення у ґрунті води здійснюють цілий комплекс агрохімічних заходів.

Усі процеси травлення і засвоєння їжі людиною і тваринами відбуваються у водному середовищі. Надмірна втрата води організмом (до 10 — 20 %) може призвести до загибелі. Щоденна потреба дорослої людини у воді становить 2,5—4 дм³. Вода є одним з шести основних харчових елементів здорового харчування людини поряд з вуглеводами, білками, жирами, вітамінами і мінералами.

15

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, що 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. 

16

Закони хімії — це знання, що відображають об'єктивні закони природи з певною точністю, а тому їх розглядають в історичному розвитку. Закони не є абсолютно загальними, вони залежать від конкретних умов і рівня розвитку матерії. Якщо умови змінюються, то змінюються і характер законів, і межі їхньої дії. Отже, закони природи, як і окремі закономірності, треба застосовувати в межах явищ, для яких ці закони й закономірності виведені.

Фундаментальними вважають принцип незнищуваності матерії та руху, закони збереження маси й енергії, кількості руху та електричного заряду, періодичності розвитку. Ці закони є науко­во-теоретичною базою розкриття та кількісного відображення при-чинно-наслідкових зв'язків хімічної форми руху. Вони здійснюють­ся в будь-яких умовах та межах і не можуть бути виведені з інших законів.

Вираженням принципу незнищуваності матерії та руху є закон збереження маси й енергії, суть якого зводиться до того, що сумарні маса та енергія речовин, які вступили в реакцію, завжди дорівнюють сумарним масі та енергії продуктів реакції. М. В. Ломоносов (1748), по суті, сформулював загальний, універсальний закон природи, проте в навчальній літературі кожну з двох частин закону часто розглядають окремо. Хімія здебільшого має справу з законом збереження маси речовини, а фізика — з законом збере­ження енергії.

Закон збереження маси виведено після експериментів А. Л. Лавуазьє (1789): маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції. Сьо­годні дехто вважає цей закон неточним, оскільки він не враховує залежності маси від енергетичних ефектів при хімічних реакціях. Дійсно, якщо реагуючу систему не ізолювати, то маса буде вино­ситися з енергією в навколишнє середовище. Для цих умов закон можна вважати приблизним. Але ця втрата маси настільки мала, що її не завжди можна визначити звичайними методами зважу­вання. І тому для хімічних процесів (не ядерних!) маса реагуючих речовин залишається практично незмінною, тобто закон є точним, якщо врахувати межі його застосування. Для цього випадку запро­поноване таке формулювання закону: загальна маса всіх мате­ріальних об'єктів певної ізольованої системи кількісно зали­шається сталою при будь-яких процесах, що відбуваються в цій системі.

Закон збереження та перетворення енергії (Майєр, 1842) формулюється так: енергія не створюється з нічого і не зникає безслідно, а лише перетворюється з однієї форми в іншу в еквівалентних кількостях.

Лебедєв (1899) експериментально довів, що світло здатне чинити тиск і його можна розглядати як один з видів матерії. Подібні досліди наштовхнули Ейнштейна на думку, що між масою тіла та його енергією існує зв'язок.

Е = тс².

Отже, рівняння Ейнштейна (1905) є математичним виразом закону збереження маси та енергії, згідно з яким кожне тіло, яке змінює енергію (ΔЕ), одночасно в еквівалентній кількості змінює свою масу (Δт) і, навпаки, бо

Δт = ΔЕ/с².

Оскільки швидкість світла надзвичайно велика (с = 3 • 10⁸ м/с), то незначні зміни маси повинні викликати значні енергетичні ефекти. Наприклад, при наданні тілу енергії в 1 Дж його маса збільшується всього на 1,11 • 10 ^-14 г (що перебуває за межами чутливості сучасних вимірювальних приладів). Якщо ж відбулося зменшення маси продуктів реакції на 1 г порівняно з масою вихідних речовин (в ядерних реакціях або в реакціях між елемен­тарними частинками), то виділяється колосальна енергія в кіль­кості 9*10¹³ Дж.

Зв'язок маси речовини з рухом виявляється не лише у пасив­ному опорі зміні швидкості, але й у прямій залежності від її швидкості, яку записують рівнянням Лоренца(1894):

де т — маса рухомого тіла; т_о — маса спокою; V —- швидкість руху тіла; с — швидкість світла у вакуумі.

Енергія, надана масі речовини, витрачається не лише на збіль­шення швидкості, але й на приріст маси.

Із фундаментального співвідношення Ейнштейна іноді роблять висновок про можливість перетворення маси в енергію. Але і маса, і енергія — невіддільні властивості матерії: маса — міра її інерції, енергія — міра її руху. Вони не можуть перетворюватися одна в одну. Закон розуміють так, що зміні енергії завжди відповідає зміна маси, та навпаки. Чим більша енергія тіла, тим більша і його маса. Рухоме або нагріте тіло має не тільки більшу енергію, але й більшу масу.

Енергетичні масштаби ядерних реакцій в мільйони разів пере­вищують масштаби звичайних хімічних реакцій. Зрозуміло, що в цих випадках можна чітко виявити зміну мас компонентів реакції. Для ядерних реакцій закон був підтверджений дослідженням взаємодії протонів з ядрами Літію. Зіткнення ядра Літію з протоном приводить до утворення двох ядер Гелію (α-частинок):

причому сума власних мас ядра Літію та протону (8,0263 а.о.м.) більша від власних мас двох α-частинок (8,0078 а.о.м.), що свідчить про дефект маси. Однак його не слід трактувати як порушення закону, оскільки не була врахована релятивістська маса. Маса кожної частинки, що рухається з величезною швидкістю (порядку 2*10⁷ м/с),

що відповідає точному збереженню маси.

Були відкриті також закони збереження кількості руху, або імпульсу: р = тV (Ейлер, 1746), та заряду (Франклін, 1750). Вони є окремими випадками загального закону збереження матерії.

Алгебрична сума імпульсів (або зарядів) будь-якої ізольова­ної системи залишається сталою:Це твердження абсолютне без винятків і тому є фундаментальним законом.

Законам періодичності розвитку підлягають системи елемен­тарних частинок, ядер атомів, електронних оболонок атомів, хіміч­них сполук тощо.

17

О́кисно-відно́вна реа́кція (заст. оки́снювально-відно́вна реа́кція ) — хімічна реакція, яка відбувається зі зміною ступеня окиснення атомів, що входять до складу реагентів, і реалізується перерозподілом електронів між атомом-окисником та атомом-відновником.

Окиснення

Детальніше: Окиснення

При окисненні речовини в результаті віддачі електронів збільшується її ступінь окиснення. Атоми окисника називаються акцепторами електронів на противагу атомам відновника, що втрачають електрони і тому називаються донорами. У деяких випадках, молекула вихідної сполуки може стати нестабільною та розпастися на стабільніші та дрібніші складові. При цьому деякі з атомів мають більш високий ступінь окиснення, ніж ті ж самі атоми у вихідній молекулі.

Окисник, коли приймає електрони, набуває відновних властивостей та перетворюється в спряжений відновник:

окисник + e− ↔ спряжений відновник.

Відновлення

Детальніше: Відновлення

При відновленні атоми та йони приєднують електрони. При цьому відбувається пониження ступеня окиснення елементу. Приклади: відновлення оксидів металів до вільних металів за допомогою водню, вуглецю, інших речовин; відновлення органічних кислот в альдегіди та спирти; гідрогенізація жирів та ін.

Відновник, що віддає електрони, набуває окиснювальних властивостей та перетворюється у спряжений окисник:

відновник - e− ↔ спряжений окисник.

Приклади

В окисно-відновних реакціях електрони від одних атомів, молекул чи йонів переходять до інших.

Окиснення

Процес віддачі електронів — окиснення. При цьому ступінь окиснення підвищується:

Відновлення

Процес приєднання електронів — відновлення. При цьому ступінь окиснення понижується:

Окисно-відновна реакція між воднем та фтором

Поділяється на дві напівреакції:

1) Окиснення:

2) Відновлення:

Атоми та йони, які в даній реакції приєднують електрони є окисниками, а які віддають електрони — відновниками.

18

Хімічна реакція, або хімічне перетворення, — це перетворення речовин, при якому молекули одних речовин руйнуються і на їхньому місці утворюються молекули інших речовин з іншим атомним складом. Усі хімічні реакції зображують хімічними рівняннями.

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.

За типом перетворень

Хімічні реакції класифікуються за такими ознаками: 1) зміна або відсутність зміни кількості реагентів і продуктів реакції. За цією ознакою реакції поділяються на чотири основних типи:

• реакції сполучення — реакція, під час якої з двох або кількох речовин утворюється одна нова речовина.

• реакції розкладу — реакція, під час якої з однієї речовини утворюється дві або кілька нових речовин.

• реакції заміщення — реакція між простою і складною речовинами, у процесі якої атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині, внаслідок чого утворюються нова проста і нова складна речовини.

• реакції обміну — реакція, у процесі якої дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами.

Такий розподіл, або класифікація, реакцій на окремі групи полегшує їх вивчення, оскільки реакції тієї чи іншої групи чи типу мають ряд спільних ознак. Більшість хімічних реакцій, що відбуваються в природі і техніці, являють собою досить складний комплекс різнотипних реакцій.

За зміною ступенів окиснення

Детальніше: Окиснювально-відновна реакція

Другою ознакою класифікації хімічних реакцій є зміна або відсутність зміни ступенів окиснення елементів, що входять до складу речовин, які реагують. За цією ознакою реакції поділяються на окисно-відновні та такі, які відбуваються без зміни ступенів окиснення елементів.

Процес віддавання електронів речовинами називається окисненням, а процес приймання електронів – відновленням.

За тепловим ефектом реакції

Наступною ознакою класифікації хімічних реакцій є виділення або поглинання енергії в процесі реакції. За цією ознакою реакції, що відбуваються з виділенням енергії (тепла), називаються екзотермічними. До них належить більшість хімічних реакцій. Наприклад, реакції сполучення заліза з сіркою, горіння магнію і фосфору в повітрі, гашення паленого вапна:

• Fe + 2S = FeS₂

• 2Mg + О₂ = 2MgO

• 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

• CaO _(s) + H₂O _(l) → _{T = 298.15 K, P = 101.325 kPa} Ca(ОН)_{2 (s) & ΔH = −63.7 kJ / mol of Ca(OH)2}

• 4 C₆H₅NH_{2 (l)} + 31 O_{2 (g)} → _{T = 298.15 K, P = 101.325 kPa} 24 CO_{2 (g)} + 14 H₂O _(l) + 2 N_{2 (g) & ΔH = −13 584 kJ / 4 mol of C6H5NH2}

Реакції, що відбуваються з вбираннями енергії (тепла), називаються ендотермічними. До них відносять, наприклад, реакції утворення монооксиду азоту при взаємодії азоту і кисню і дисульфіду вуглецю при взаємодії вуглецю і сірки при високих температурах:

• C + 2 S = CS₂