Водневий показник.

рН = – ℓg [H⁺] – водневий показник

рOН = – ℓg [OH^–] – гідроксильний показник

[H⁺] ∙ [OH^–] = 10^–14 прологарифмуємо: ℓg [H⁺] + ℓg [OH^–] = –14

–ℓg [H⁺] – ℓg [OH^–] = 14

рН ‹ 7 – кислий розчин

рН › 7 – лужний розчин

Шкала кислотності (зміна кольору універсального індикаторного паперу):

Гідроліз солей

· слабкою основою та сильною кислотою;

· сильною основою та слабкою кислотою;

Гідроліз за катіоном –це гідроліз солі, утвореної слабкою основою та сильною кислотою.

NH₄OH – слабка основа

NH₄Cl ––––––– NH₄Cl ↔ NH₄⁺ + Cl^–

HCl – сильна кислота

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH+ H⁺ іонне рівняння гідролізу

NH₄Cl + HOH ↔ NH₄OH+ HClмолекулярне рівняння гідролізу

рН < 7 (кисле середовище)

На практиці часто зустрічається гідроліз солей, які містять багатозарядний катіон слабкої основи. В цьому випадку гідроліз йде ступінчасто: на першому ступені утворюється основна сіль, а вже на другому – слабка основа.

Fe(OH)₂ – слабка основа

FeCl_{2 ––––––––––––} FeCl₂ ↔ Fe²⁺ + 2Cl^–

HCl – сильна кислота

CH₃COO^–+ HOH ↔ CH₃COOH + OH^–

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH рН > 7 (лужне середовище)

Солі, які містять багатозарядний аніон слабкої кислоти, гідролізуються ступінчасто: на першому ступені утворюється кисла сіль, а вже на другому – слабка кислота.

KOH – сильна основа

K₂S –––––– K₂S ↔ 2K⁺ + S^2–

H₂S – слабка кислота

І ступінь: S^2– + HOH ↔ НS^– + OH^–

K₂S + HOH ↔ КНS + КOH

Гідроліз відбувається переважно за першим ступенем, тобто утворюється кисла сіль. Але в дуже розбавленому розчині гідроліз може дійти до кінця.

CH₃COONH₄ –––––––––––– CH₃COONH₄ ↔ СН₃СОО^– + NH₄⁺

CH₃COOH – слабка кислота

Ступінь гідролізу– це величина, що показує, яка частина молекул піддалася гідролізу від загальної кількості розчинених молекул.

Ступінь гідролізу залежить від:

– температури;

– концентрації розчину;

– природи розчиненої речовини.

Посилити гідроліз можна:

– нагріванням розчину (гідроліз – це ендотермічний процес);

– розбавленням розчину (підвищується концентрація НОН);

– зв’язуванням продуктів гідролізу (Н⁺ або ОН^–) в молекули слабкого електроліту (Н₂О).

Для зв’язування Н⁺до розчину додають луг.

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

· Газофазні– вихідні речовини газоподібні:

N_2(г) + 3H_2(г) = 2NH_3(г)

· Твердофазні – вихідні речовини тверді:

CaO_(тв) + 3C_(тв) = CaC₂ + CO↑

· Гомогенні – вихідні речовини мають однаковий агрегатний стан:

CaO_(тв) + 3C_(тв) = CaC₂ + CO↑

· Гетерогенні – вихідні речовини мають різний агрегатний стан:

С_(тв) + СО_2(г) = 2СО

v Зміна ступенів окиснення елементів

· Окисно-відновні – зміна ступенів окиснення:

Zn⁰ + 2H⁺¹Cl = Zn⁺²Cl₂ + H₂⁰

· Реакції без зміни ступенівокиснення:

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

Ступінь окиснення –це умовний заряд атома в молекулі, якщо припустити, що всі зв’язки в ній іонні.

Правила визначення ступенів окиснення:

–1 +2

1. О^–2 (крім Н₂О₂ та ОF₂)

–1 –1 –1

1. Н⁺¹ (крім МеН : NaH; CaH₂)

0 0 0 0 0 0 0 0 0

1. прості речовини = 0 Н₂ О₂ N₂ F₂ Cl₂ Br₂ I₂ S Fe

1. метали = заряду іона (таблиця розчинності)

Окиснення – це процес віддачі електронів, внаслідок якого ступінь окиснення елемента збільшується:

Mn⁺² – 2ē = Mn⁺⁴

Відновлення – це процес приєднання електронів, внаслідок якого ступінь окиснення зменшується:

Mn⁺⁷ + 5ē = Mn⁺²

Окисник – це атом, молекула або іон, що приєднує електрони.

Відновник– це атом, молекула або іон, що віддає електрони.

Якщо ступінь окиснення елемента вища, то він може бути тільки окисником, який в процесі відновлення зможе знизити свій ступінь окиснення:

+7 +6 +6 +5

KMnO₄, K₂Cr₂O₇, H₂SO₄, HNO₃

Якщо ступінь окиснення елемента нижча, то він може бути тільки відновником, який в процесі окиснення зможе підвищити свій ступінь окиснення:

–2 –3 0

H₂S, NH₃, метали у вільному стані

Якщо ступінь окиснення елемента проміжна, то він може бути як окисником, так і відновником:

–1 +4 +4 +4 +3

H₂O₂, H₂SO₃, SO₂, MnO₂, HNO₂

Типи окисно-відновних реакцій:

· міжмолекулярні– окисник та відновник знаходяться в різних молекулах:

0 0 +4 –2

C + O₂ = CO₂

· внутрішньомолекулярні – окисник та відновник знаходяться в одній молекулі:

+1 –2 0 0

2H₂O = 2H₂ + O₂

· диспропорціонування – один і той же елемент одночасно є й окисником, і відновником:

0 –1 +1

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

· контрдиспропорціонування– окисно-відновний розклад речовини, яка містить атоми одного елемента в різних ступенях окиснення:

–3 +5 0

NH₄NO₃ = N₂ + 2H₂O

 

 

Хімічна кінетика

– це розділ хімії, який вивчає швидкість та механізм хімічних перетворень.

Швидкість хімічної реакції –це зміна концентрації реагуючих речовин за одиницю часу.

Необхідною умовою можливості взаємодії між двома частинками (атомами, молекулами, іонами) є взаємне зіткнення, тому швидкість реакції залежить від числа зіткнень за одиницю часу.

 

Фактори, що впливають на швидкість реакції

· Концентрація реагуючих речовин –число зіткнень збільшується пропорційно збільшенню числа частинок в одиниці об’єму.

Закон діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

А + В = С υ = k[A] [B]

Приклади:

N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)} = 2NH₃ υ = k[N₂] [H₂]³

2NO _(г) + H_{2 (г)} = N₂O + H₂O υ = k[NO]² [H₂]

C _(тв) + O_{2 (г)} = CO₂ υ = k[O₂]

CuO _(тв) + H_{2 (г)} = Cu + H₂O υ = k[H₂]

Швидкість реакції не залежить від концентрації твердих речовин, тому що реакція відбувається тільки на їх поверхні.

Константа швидкості k є сталою величиною для кожної реакції (наведена в хімічних довідниках). Вона дорівнює швидкості реакції, коли концентрації дорівнюють 1 моль/л.

 

· Температура –при підвищенні температури зростає швидкість рухання частинок і ймовірність їх зіткнення.

Закон Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10° швидкість гомогенної реакції збільшується в 2 – 4 рази.

υ₂ t₂ – t₁

–– = γ ¹⁰

υ₁

· Природа реагуючих речовин –далеко не кожне зіткнення призводить до хімічної взаємодії. Результативним є зіткнення між частинками, які мають деякий надлишок енергії. Такі частинки називають активними.Надлишкову енергію, яка необхідна для подолання сил відштовхування (енергетичного бар’єру), що виникають між електронними оболонками реагуючих частинок, називають енергією активації.

Кожна хімічна реакція йде через утворення проміжного комплексу, в якому старі хімічні зв’язки ще не розірвалися, а нові вже почали утворюватися:

 

Н Н Н • • • • НН Н

↔ : : → +

І І І • • • • ІІ І

 

Н₂ . . . І₂

Е_акт

 

Н₂ + І₂

∆Н 2НІ

 

Якщо загальний запас енергії продуктів реакції менший, ніж вихідних речовин то, реакція екзотермічна:

∆Н = Н_прод – Н_вих ∆Н < 0

Для ендотермічної реакції – навпаки (∆Н > 0).

 

Величина енергії активації залежить від природи реагуючих речовин. Чим більша Е_акт , тим важчий перебіг реакції:

1) Е_акт = 0 – 80 кДж/моль – реакції миттєві:

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃

 

2) Е_акт = 80 – 120 кДж/моль – реакції повільні:

Ржавіння заліза у вологому повітрі:: 4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

 

3) Е_акт вище 120кДж/моль – реакції неможливі за нормальних умов:

1500°C

N₂ + O₂ → 2NO

 

Зменшити енергію активації можна підвищенням температури або введенням каталізатору.

 

Каталіз –це зміна швидкості реакції за допомогою додаткових речовин – каталізаторів.Дія каталізатора зводиться до зменшення енергії активації хімічної реакції.

Е_акт

А + В ↔ А...В → АВ – некаталітична реакція

Е_{акт 1}

К + А ↔ К...А → КА

Е_{акт 2} – каталітична реакція

КА + В ↔ К...А...В → К + АВ

 

Е_акт

 

 

Е_{акт 2} Е_{акт 1} + Е_{акт 2} < Е_акт

Е_{акт 1}

 

 

 

Хімічна рівновага – це такий стан оборотної системи, коли швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Хімічна рівновага характеризується константою рівноваги.

 

[C] [D]

А + В ↔ С + D K_р = ––––––

[A] [B]

Приклади:[HI]²

H_{2 (г)} + I_{2 (г)} ↔ 2HI _(г) K = –––––––

[H₂] [I₂]

 

[NH₃]²

N_{2 (г)} + 3H_{2 (г)} ↔ 2NH_{3 (г)} K = –––––––––

[N₂] [H₂]³

 

[CO]²

CO_{2 (г)} + C _(тв) = 2CO _(г) K = ––––––

[CO₂]

 

[Н₂О]

CuO _(тв) + H_{2 (г)} = Cu _(тв) + H₂O _(г) К = –––––––

[Н₂]

 

Зміщення хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Якщо на рівноважну систему спричинити будь-яку зовнішню дію, рівновага зміститься в тому напрямку, який зменшує цю дію.

 

· Вплив концентрації на хімічну рівновагу:

– збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу в бік прямої реакції;

– збільшення концентрації продуктів зміщує рівновагу в бік зворотної реакції.

· Вплив температури на хімічну рівновагу:

– підвищення температури зміщує рівновагу в бік ендотермічної реакції;

– зниження температури зміщує рівновагу в бік екзотермічної реакції.

· Вплив тиску на хімічну рівновагу:

– підвищення тиску зміщує рівновагу в бік зменшення об’єму системи;

– зниження тиску зміщує рівновагу в бік зростання об’єму системи.

 

 

 

Галогени

Загальна характеристика:

₉ F1s² 2s²2p⁵

₁₇Cl1s² 2s²2p⁶3s²3p⁵

₃₅ Br 4s²4p⁵

₅₃ I 5s²5p⁵

Спільні властивості:

1.На зовнішньому рівні 7 електронів, тому вища валентність VII(крім F).

2.Мають 1 неспарений електрон, тому валентність у не збудженому стані І.

3.Можливі валентності I, III, V, VII(крім F).

4.Вищий ступінь окиснення +7 (крім F),нижчий ступінь окиснення –1.

5.Водневі сполуки: HF, HCl, HBr, HI – їх водневі розчини – кислоти.

6.Прості речовини – двохатомні: F₂, Cl₂, Br₂, I_2.

 

Відрізняються:

1. Fможе бути тільки одновалентним, тому що в його атомі нема вільних орбіталей і неможливе збудження.

2.Зменшується електронегативність елементів в рядуF – Cl – Br – I,тому зменшуються неметалічні властивості: F₂ – Cl₂ – Br₂ – I_2.

3.Сила кислот в рядуHF – HCl – HBr – HIзростає.

4.Розчинність солей Аргентуму в ряду AgF – AgCl – AgBr – AgI зменшується:

розчинна

сіль

5.Змінюються фізичні властивості простих речовин:

F₂ – газ, що важко зріджується

С1₂ – газ, що легко зріджується

Вг₂ – рідина

І₂ – тверда речовина

 

Біологічна роль галогенів

Флуор –міститься в емалі зубів та кістках. Потрапляє в організм людини з

продуктами харчування (листя чаю, борошно, крупи, яйця) та питною

водою. При недостачі виникає карієс, а при надлишку – руйнування

зубної емалі.

Хлор –хлорид–іони приймають участь в утворенні буферної системи крові, у

регуляції осмотичного тиску та водно – сольового обміну,

сприяє відкладенню глікогену в печінці. Хлорид-іони входять

до складу соляної кислоти – єдиної неорганічної кислоти, яка

міститься в організмі людини. HCl відіграє важливу роль в процесі

травлення.

Бром –підсилює процеси гальмування в центральній нервовій системі.

Йод –приймає участь у синтезі гормонів щитовидної залози. При недостачі

Йоду в організмі розвивається ендемічний зоб.

Фізичні властивості:

F₂ – світло-жовтий газ, з характерним запахом, з водою вступає у хімічну

реакцію. Отруйний!

С1₂ – жовто-зелений газ, з різким задушливим запахом, малорозчинний у воді.

Отруйний! Вдихання невеликої кількості хлору приводить до запалення і навіть до набряку легенів.

Вг₂ – червоно-бура рідина, з різким подразнюючим запахом, малорозчинна у воді. Отруйна! Сильно подразнює слизові оболонки, викликає кашель, задуху. При попаданні на шкіру викликає опіки, які довго не загоюються.

І₂ – чорно-сіра тверда речовина з металічним блиском, легко сублімується,

утворюючи фіолетову пару. Погано розчинна.

 

Хімічні властивості:

· З О₂ не взаємодіють із-за близької електронегативності, але оксиди
галогенів існують.

· Взаємодія з воднем:

Н₂ + F₂ = 2HF – з вибухом у темряві

Н₂ + С1₂ = 2НС1 – з вибухом при освітленні

Н₂ + Вг₂ = 2НВг – при нагріванні

Н₂ +І₂ = 2НІ – при нагріванні

· Взаємодія з металами:
2Na + F₂ = 2NaF
2Na + Cl₂ = 2NaCl
2Na + Br₂ = 2NaBr

2Na + I₂ = 2NaI

· Взаємодія з водою:

2F₂+2H₂O = 4HF + О₂

Хлор, бром, йод спочатку розчиняються у воді, утворюючихлорну, бромну чи йодну воду, потім поступововступають у реакцію:

С1₂ + Н₂О = НС1 + НClO

Вг₂ + Н₂О = НВr + НВrО

I₂ + Н₂О = НI + НIО

· Більш активні галогени витісняють менш активні з кислот та солей:

F₂ + 2NaCl = 2NaF + Cl₂

F₂ + 2NaBr = 2NaF + Br₂

F₂ + 2NaI = 2NaF + I₂

 

Cl₂ + 2NaBr = 2NaCl + Br₂

Cl₂ + 2NaI = 2NaCl + I₂

 

Br₂ + 2NaI = 2NaBr + I₂

Добування галогенів:

· Фтор – електроліз фторидів (розплавів): 2NaF = 2Na + F₂↑

· Хлор – окисно–відновні реакції:
4НС1 + МnО₂ = С1₂↑ + МnС1₂ + 2Н₂О

16НС1 + 2КМnО₄ = 5Сl₂↑ + 2МnСl₂ + 2КСl + 8Н₂О

 

· Бром, йод – витіснення хлором з солей:

С1₂ + 2КІ = 2КС1 +I₂

Галогeноводні

Фізичні властивості:

 

HF, HC1, НВr, НІ – безкольорові гази, з різким запахом, розчинні у воді, їх водні розчини – кислоти.

 

Хімічні властивості:

HF – слабка кислота НС1, НВr, НІ – сильні кислоти

· HCl + NaOH = NaCl + H₂O

· 2НС1 + Na₂O = 2NaCl + Н₂О

· HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + H₂O

· 2НС1 + Zn = ZnCl₂ + H₂↑

 

Специфічна властивість фторидної кислоти – роз’їдати скло:

4HF + SiO₂ = SiF₄ + 2H₂O

Ця реакція лежить в основі травлення скла – нанесення малюнків та надписів за допомогою HF.

Якісні реакції на галогенід – іони:

Ag⁺ + Cl^– = AgCl↓ білий осад, розчинний у розчині амоніаку.

AgCl↓ + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl

 

Ag⁺ + Вr^– = AgBr↓ жовтуватий осад, нерозчинний у розчині амоніаку.

Ag⁺ + І^– = AgI↓ жовтий осад, нерозчинний у розчині амоніаку.

 

Оксигеновмісні сполуки галогенів

галогени	сполуки	+1	+3	+5	+7
Cl2	оксид кислота сіль	Cl2O HClO гіпохлоритна (хлорнуватиста) NaClO гіпохлорити	Cl2O3 HClO2 хлоритна (хлориста) NaClO2 хлорити	Cl2O5 HClO3 хлоратна (хлорнуватна) NaClO3 хлорати	Cl2O7 HClO4 перхлоратна (хлорна) NaClO4 перхлорати
Br2	оксид кислота сіль	Br2O HBrO гіпобромітна NaBrO гіпоброміти	Br2O3 HBrO2 бромітна NaBrO2 броміти	Br2O5 HBrO3 броматна NaBrO3 бромати	Br2O7 HBrO4 перброматна NaBrO4 пербромати
I2	оксид кислота сіль	I2O HIO гіпойодитна NaIO гіпойодити	I2O3 HIO2 йодитна NaIO2 йодити	I2O5 HIO3 йодатна NaIO3 йодати	I2O7 HIO4 перйодатна NaIO4 перйодати

посилення кислотних властивостей

HClO HСlO₂ HСlO₃ HСlO₄

посилення окисних властивостей

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO+ H₂O

 

Гіпохлорити використовують як підбілювачі. Ефект відбілювання полягає в окисненні бруду гіпохлоритною кислотою.

 

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

гарячий

Cl

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca+ H₂O

OCl

хлорне вапно

 

При нагріванні у присутності каталізатора MnO₂:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂

При нагріванні без каталізатора:

4KClO₃= 3KClO₄ + KCl

 

Перхлоратна кислота HClO₄ нарівні з НІ є найсильнішою з відомих кислот. Її використовують в аналітичній хімії як неводний розчинник.

 

Бромати та йодати використовують в аналітичній хімії:

KBrO₃ + 5KBr + 3H₂SO₄ = 3Br₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

Вільний бром використовують для бромування органічних сполук.

 

Аналогічна реакція відбувається за участю йодид- та йодат-іонів:

KIO₃ + 5KI + 3H₂SO₄ = 3I₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

 

Застосування сполук галогенів у медицині:

· NaCl – 0,9 % розчин (ізотонічний або фізіологічний):

Ø при значних крововтратах внутришньовенно як замісник плазми крові для підтримання осмотичного тиску та об’єму циркулюючої крові;

Ø при втратах рідини організмом внаслідок блювоти, проносу, опіків;

– 5-10% розчин (гіпертонічний)– зовнішньо для промивання гнійних ран.

 

· NaBr, KBr – заспокійливі засоби.

· NaІ, КІ – при недостачі йоду в організмі (ендемічному зобі).

· KCl – при гіпокаліємії внаслідок прийому діуретиків;

– антиаритмічний засіб;

– для приготування сольових розчинів (плазмозамінників) при втратах

рідини.

· CaCl₂ –при алергічних захворюваннях (знімає набряки, запалення);

– кровоспинний засіб;

–знімає спазми серцево–судинної системи;

– при переломах кісток;

– при недостачі кальцію в організмі.

· Хлорне вапно СаOCl₂ (хлорид – гіпохлорит кальцію) використовують для

дезинфекції приміщень, туалетів, вигрібних ям.

· HCl –при зниженій кислотності шлунку.

· 5 – 10 % спиртовий розчин І₂ –антисептичний засіб для обробки ран.

 

 

<78910111213>

---

Дата добавления: 2015-08-26; просмотров: 1439;

---