XIMIЯ: Дистанційна робота для студентів 1 курсу

Лекція

Тема: ВЗАЄМОЗВ’ЯЗКИ МІЖ ОРГАНІЧНИМИ РЕЧОВИНАМИ. БІОЛОГІЧНО АКТИВНІ РЕЧОВИНИ

План

1. Елементарний склад органічних речовин

2. Характеристичні групи органічних речовин

3. Класифікація органічних сполук

4. Ізомерія органічних сполук

5. Взаємоперетворення органічних сполук

6. Біологічно активні органічні речовини

7. Життєво необхідні молекули

8. Регулювальники життя

9. Ті, хто рятує нас від хвороб

Елементарний склад органічних речовин

Навколишній світ – складний ланцюг хімічних перетворень. За мільйони років утворились нафта, кам’яне вугілля, природний газ. Безперервний процес фотосинтезу і дихання, біосинтезу білка і травлення: природа є невичерпним джерелом органічних речовин. Навіть коли ви читаєте цей текст, у ваших очах світлову енергію на нервовий імпульс перетворює органічна сполука ретиналь, а зручну позу під час сидіння за комп’ютером забезпечує глюкоза, що спалюється у топках мітохондрій і вивільняє необхідну для цього енергію. Всюдисущій світ органічних речовин: він дивує своєю різноманітністю і можливістю взаємоперетворень.

1828 рік зруйнував усі уявлення про органічні речовини. Це був рік першого потрясіння в молодій галузі науки хімії – органічній, бо саме тоді почали руйнуватися уявлення про органічні речовини як речовини, що утворюються тільки в живих організмах під дією так званої «життєвої сили». І цим руйнівником був німецький хімік Фрідріх Веллер, який з неорганічної речовини синтезував органічну. І тепер, майже через двісті років, навіть кожен учень, а не тільки маститий учений-хімік знає, що ОРГАНІЧНІ РЕЧОВИНИ – ЦЕ СПОЛУКИ ЕЛЕМЕНТУ КАРБОНУ. Саме Карбон у поєднанні з іншими неметалічними та металічними елементами утворює усе різноманіття органічних речовин. Найпростішими з них за якісним складом є сполуки Карбону з Гідрогеном, які носять ім’я вуглеводні (елемент Карбон утворює просту речовину ВУГЛЕ – ць, а Гідроген утворює ВОД ЕНЬ: ВУГЛЕ + ВОДЕНЬ). Оксигеновмісні органічні сполуки крім Карбону (С), Гідрогену (Н) містять Оксиген (О). Нітрогеновмісні сполуки – це аміни, які містять крім Карбону та Гідрогену Нітроген, а амінокислоти та білки ще й Оксиген.

Характеристичні групи органічних речовин

Характеристична група – це візитна картка речовини, тобто група, яка зумовлює її властивості. Характеристичними групами органічних речовин є гідроксильна ОН – . Це характеристична група спиртів. Альдегідну групу – СНО містять альдегіди, а карбоксильна група – СООН зумовлює властивості карбонових кислот, Аміногрупа NH₂ – невід’ємна частина амінів, амінокислот. Та все ж родоначальниками органічних сполук є вуглеводні. Пригадаємо, що вони складаються з елементів Карбону та Гідрогену.

Заміна одного або кількох атомів Гідрогену на характеристичні групи дає змогу отримати спирти, альдегіди, карбонові кислоти або аміни: в молекулі етану (С₂Н₆)

СН₃ – СН₃або СН₃ – СН₂ – Н один атом Гідрогену (Н) замінюємо на одну гідроксильну групу ОН – і отримуємо одноатомний спирт етанол →

СН₃ – СН₂ – ОН (С₂Н₅ОН), якщо на дві – багатоатомний спирт етиленгліколь або етан-1,2- диол Н – СН₂ – СН₂ – Н → ОН – СН₂ – СН₂ – ОН. Аналогічно отримаємо інші похідні:

а) альдегід СН₃ – СН₂ – Н (етан) → СН₃ – СН₂ – СНО (пропаналь);

б) карбонову кислоту СН₃ – СН₂ – Н (етан) → СН₃ – СН₂ – СООН (пропанова кислота);

в) амін СН₃ – СН₂ – Н (етан) → СН₃ – СН₂ – NH₂(етиламін).

Класифікація органічних сполук

Органічні сполуки поділяються на класи: вуглеводні, спирти, альдегіди, карбонові кислоти, естери, аміни, амінокислоти. Кожен клас сполук складається з гомологічних рядів. Гомологічний ряд – сукупність речовин, які мають спільну будову, а значить і спільні властивості (згідно другого положення теорії будови органічних речовин О.Бутлерова), але різняться за кількісним складом на одну або більше груп СН₂. Ця група (СН₂) називається гомологічна різниця. Наприклад, клас вуглеводнів об’єднує в собі гомологічні ряди алканів, алкенів, алкінів, циклоалканів та аренів. Речовини, які складають гомологічний ряд називаються ГОМОЛОГИ.

Ізомерія органічних сполук

Серед органічних речовин різних класів і гомологічних рядів існують речовини, які мають однаковий якісний і кількісний склад, але мають різну будову: наприклад, просторову. Такі сполуки називаються ІЗОМЕРИ, а явище існування ізомерів називається ІЗОМЕРІЯ. Існує ізомерія карбонового ланцюга, положення кратних зв’язків, положення характеристичних груп, просторова ізомерія.

Ізомерія карбонового ланцюга: СН₃– СН₂ – СН₂ – СН₃ та СН₃– СН –СН₃.

н- бутан │

СН₃

метилпропан

Ізомерія положення кратного зв’язку: СН₂ = СН – СН₂ – СН₂ – СН₃ та

пент-1- ен

СН₃–СН = СН– СН₂ – СН₃.

пент-2-ен

Ізомерія положення характеристичних груп: СН₂ – СН₂ – СН₂ – СН₂ – СН₃

│

ОН

пентан -1-ол

та СН₃ – СН – СН₂ – СН₂ – СН₃

│

ОН

пентан -2-ол

Виходячи з викладеного можна стверджувати, що у світі органічних сполук існують взаємозв’язки, які ґрунтуються на походженні сполук різних класів від вуглеводнів. Ці зв’язки також виявляються між сполуками кожного класу – гомологами та ізомерами.

Взаємоперетворення органічних сполук

Ланцюги хімічних перетворень нескінченні у просторі та часі. Це хімічний рух матерії. І цей рух відбувається і в живій і в неживій природі. Він і в нас і навколо нас. В органічній хімії цей ланцюг перетворень можна відобразити так:

алкан → алкен → алкін → арен;

алкан → алкен → одноатомний спирт → альдегід → карбонова кислота → естер;

полісахарид (крохмаль) → моносахариди (глюкоза) → одноатомний спирт (етанол або етиловий спирт) → карбонова кислота (етанова або оцтова кислота).

Ці перетворення здійснюються завдяки реакціям ГІДРУВАННЯ, ДЕГІДРУВАННЯ, ГІДРАТАЦІЇ, ДЕГІДРАТАЦІЇ, ОКИСНЕННЯ, ЕТЕРИФІКАЦІЇ, ГІДРОЛІЗУ:

_k_,_t

СН₂ = СН – СН₂ – СН₃ + Н₂ → СН₃– СН₂ – СН₂ – СН₃(реакція гідрування);

бут-1-ен бутан

_k_,_t

СН₃– СН₂ – СН₂ – СН₃→ СН₂ = СН – СН₂ – СН₃ + Н₂ (реакція дегідрування);

бутан бут-1-ен

_t,p,k

СН₂ = СН₂ + Н₂О → СН₃– СН₂ – ОН (реакція гідратації);

етен етанол

_k_,_t

СН₃– СН₂ – ОН → СН₂ = СН₂ + Н₂О (реакція дегідратації);

етанол етен

СН₄ + 2О₂→ СО₂ + 2Н₂О (реакція окиснення);

СН₂ = СН₂ + [О] → СН₃ – СНО (реакція окиснення);

етен етаналь

_k_,_t

СН₃– СН₂ – ОН + [О] → СН₃ – СНО (реакція окиснення);

етанол етаналь

_k_,_t

СН₃ – СООН + СН₃– СН₂ – ОН→СН₃ – СООСН₂– СН₃ + Н₂О (реакція естерифікації);

кислота спирт естер

_k_або_t_,_H₂_SO₄

(С₆Н₁₀О₅)_n + n Н₂О ────→ n С₆Н₁₂О₆ (реакція гідролізу).

крохмаль глюкоза

Під час цих перетворень у речовин змінюється якісний(структурні частинки яких елементів утворюють) і кількісний (кількість структурних частинок кожного елементу) склад. Та існують такі перетворення органічних речовин, під час яких їхній якісний і кількісний склад не змінюється. Це – реакції ІЗОМЕРИЗАЦІЇ та ПОЛІМЕРИЗАЦІЇ.

_{t,p, AlCl3}

СН₃– СН₂ – СН₂ – СН₃ ────→ СН₃– СН –СН₃ (реакція ізомеризації);

н- бутан (С₄Н₁₀) │

СН₃

ізобутан (метилпропан С₄Н₁₀)

_t,p,k

nСН₂ = СН₂ ────→ ( – СН₂– СН₂ – )_n (реакція полімеризації).

етилен поліетилен

Біологічно активні органічні речовини

Біологічно активні речовини – речовини, які активно впливають на процеси в живих організмах. До них належать вітаміни, ферменти, гормони, антибіотики, алкалоїди.

Ці сполуки спочатку були виявлені в природі, згодом більшість з них стали отримувати синтетичним шляхом. Біологічно активні речовини містять багато лікарських засобів. Вони різняться за складом, будовою молекул. Серед них багато нітрогеновмісних сполук.

Життєво необхідні молекули

Це було в 1736 році. Кораблі під командуванням видатних мореплавців Дмитра Лаптєва і Олексія Чирикова вирушили шукати Північний морський шлях. Їх затерли крижини, і вони залишилися на зимівлю. Скоро запаси свіжих продуктів та овочів вичерпалися, кінчилася і квашена капуста. Команда перестала відрізняти сніданки від вечерь, такі вони стали одноманітні: все ті самі сухарі, солонина, сушена риба. І тут моряки один по одному почали хворіти на цингу. Тільки відвар хвої врятував багатьох із них від загибелі.

Під час другої Камчатської експедиції Вітуса Беринга в 1741 році кораблі прибули на Командорські острови з екіпажами, хворими на цингу. Тут сам Беринг і багато моряків померли від цинги. Інші врятувалися від смерті тим, що їли траву і зелень, зібрану за вказівкою ботаніка експедиції Стеллера.

Англійський мореплавець Джеймс Кук, шукаючи засіб від цинги, розробив на своїх кораблях у плаванні 1772 – 1775 років морський протицинготний пайок, до складу якого входив лимонний сік.

Цинга здавна була лихом мореплавців і мандрівників. Від неї тяжко терпіли екіпажі кораблів експедицій Васко да Гама, Магеллана і багатьох інших. Без перебільшення можна сказати, що в епоху парусного флоту цинга забрала серед моряків більше жертв, ніж усі морські бої.

Причина виникнення цієї та деяких інших хвороб у той час не була розгадана та спостережливі люди вбачали якийсь зв'язок між захворюванням на них і характером харчування. Так, наприклад, в 1820 році російський військово-морський лікар Петро Вишневський першим висловив припущення, що в рослинних продуктах міститься речовина, яка захищає від цинги. Чудове відкриття зробив у 1880 році молодий російський лікар Микола Іванович Лунін, який вивчав вплив різних харчових речовин на організм тварин. Провівши численні досліди, він виявив, що білі миші, яких він годував натуральним коров’ячим молоком, добре росли і були здорові, а миші, яких він годував окремо всіма речовинами, що входили до складу молока, - білками, жирами, молочним цукром і мінеральними речовинами, гинули. Ці досліди дали Луніну можливість зробити важливий науковий висновок, що до складу молока, крім відомих уже хімічних речовин, входять ще якісь невідомі, але цілком необхідні для життя елементи. Проте Лунін не дістав підтримки в своїх наукових дослідженнях і не зміг їх продовжувати.

А тим часом загадкові хвороби – цинга, пелагра, бері-бері – і далі лютували і забирали жертви у всіх країнах світу.

У 90-х роках ХІХ сторіччя голландський уряд намагався з’ясувати причини виникнення бері-бері. До міста Батавії (тепер Джакарта), на острові Ява, була послана комісія. Але робота цієї комісії не дала ніякої користі, бо вчені прийшли до помилкового висновку, що бері-бері – заразна хвороба. Тільки один з учасників комісії, молодий військовий лікар Ейкман, не погодився з цим. Щоб продовжити свої спостереження і досліди, він залишився на Яві. Голландський уряд не вважав за потрібне допомогти йому грошима. Ейкманові довелося економити в усьому. Іноді йому не вистачало коштів на годівлю піддослідних курей. Тоді доводилося годувати їх залишками вареного рису з кухні тюремної лікарні, де було багато хворих на бері-бері. Як же здивувався Ейкман, коли через деякий час він виявив, що у курей почалися судороги і паралічі, тобто ті самі явища, які спостерігалися у хворих на бері-бері.

Знову і знову ставив він досліди і, нарешті, дістав дуже цікаві результати: хворі кури швидко видужували, коли їх почали годувати рисовими висівками.

На підставі цих спостережень Ейкман прийшов до висновку, що при очищенні рису з нього видаляється якась речовина, яка захищає від бері-бері.

В 1907 році норвезький уряд, стурбований чисельними захворюваннями на бері-бері серед моряків риболовного флоту, доручив ученим Холстові і Фреліхові вивчити харчування на рибацьких парусних суднах. Ці вчені,роблячи досліди на морських свинках, годували їх зерном і зовсім несподівано викликали не бері-бері, а типову цингу.

Так шукання, вперше в світі розпочаті Миколою Луніним, йшли все далі й далі. Але минуло ще довгих 30 років після відкриття Луніна, перш ніж польський учений Казимир Функ, який працював у Лондоні, дістав у 1912 році з рисових висівок (лушпиння) кристалічну речовину, яка на його думку, повинна була б лікувати хворих від бері-бері. Функ гадав, що йому удалося виділити в чистому вигляді нову, необхідну для життя хімічну речовину. Він назвав її «вітамін», що означає «життєвий амін».

Функ висловив припущення, що причина захворювань на бері-бері, цингу, пелагру і рахіт – недостача в організмі тих чи інших вітамінів. Він запропонував назвати ці хвороби «авітамінозами» (приставка «а» означає заперечення, авітамінози – хвороби, викликані відсутністю вітамінів в їжі). Запропоновані Функом назви «вітаміни» та «авітамінози» дістали загальне визначення і міцно ввійшли в науку та життя.

З 1918 року речовину, що захищає від цинги, назвали вітаміном С. А в 1927 році угорському хімікові Сент-Дьєрді удалося виділити з надниркових залоз тварин, потім з апельсинів, капусти і червоного стручкового перцю невідому до того часу органічну кислоту. Коли її дали морським свинкам, хворим на цингу, вони видужали. Так було знайдено протицинготний вітамін – один з найважливіших для людини вітамінів – вітамін С. У 1932 році Сент-Дьєрді запропонував назвати цю кислоту аскорбіновою (скорбут – по-латині цинга, аскорбінова кислота – протицинготна кислота).

Вітамін С або аскорбінова кислота – один з найважливіших вітамінів. Його хімічна формула – С₆Н₈О₆. Це біла кристалічна речовина з кислим смаком, розчинна у воді та спирті.

Зараз відомо багато вітамінів, досліджено їх вплив на організми. Вони містяться в продуктах харчування, у чистому вигляді ми купуємо їх в аптеках. Ці життєво необхідні молекули надають нам стійкості від хвороб, є регулювальниками процесів нашого організму.

Вітаміни мають складні формули і назви. Їх прийнято позначати великими літерами латинського алфавіту, іноді з нижніми числовими індексами (В₁, В₆, В₁₂). Це відбувається тому, що вітаміни цієї групи мають подібну будову і вплив на організм.

Вітаміни поділяються на дві групи – водорозчинні та жиророзчинні. До водорозчинних вітамінів належать вітаміни С, В, РР, Р. жиророзчинними є вітаміни А, D, K, E, F.

Сучасна фармацевтична промисловість випускає лікарські препарати із загальною назвою полівітаміни, а також окремі вітаміни: аскорбінову кислоту, ретинол (вітамін А) та ін. Вітаміни добувають за допомогою хімічних реакцій, мікробіологічним синтезом, а деякі – із природної сировини.

Регулювальники життя

Вітаміни – органічні сполуки, які потрібні живим організмам у незначній кількості для здійснення важливих біохімічних процесів. Одними з цих процесів є дихання, травлення. При цьому ніяк не можна обійтись без прискорювачів – біологічних каталізаторів – ферментів. Саме ферменти регулюють ці процеси та багато інших організмів. Яким же чином це відбувається.

В 1941 році король Данії Христіан Х вручав відомому біохіміку Линдерстрем-Лангувищу наукову нагороду за дослідження білків і ферментів. Король попрохав вченого пояснити йому і всім присутнім, що таке ферменти. Вчений розповів таку історію.

Вмирав старий араб. Все його багатство складалося з 17 чарівних білих верблюдів. Він зібрав своїх синів і оголосив їм своє останнє бажання: «Мій старший син повинен одержати після моєї смерті половину верблюдів. Середньому синові я заповідаю третину всіх верблюдів. Але і мій молодший син повинен одержати свою частину – одну дев’яту частину череди». Поховавши батька, три брати почали ділити верблюдів. Але виконати бажання батька вони не змогли: неможливо було поділити 17 верблюдів ні навпіл, ні на три частини, ні на дев’ять частин. Але тут крізь пустелю проходив дервіш. Бідний, як всі вчені, він вів чорного худого верблюда. Брати звернулися до нього за допомогою. І дервіш сказав: «Виконати бажання вашого батька дуже просто. Я дарую вам свого верблюда, а ви спробуйте розділити його спадок. У братів виявилося 18 верблюдів і все вирішилось. Старший син одержав половину верблюдів – 9, середній – третину череди – 6 і молодший син одержав свою частину 2 верблюди. Але 9, 6 і 2 дають 17, і після розподілу залишився зайвий верблюд – старий верблюд вченого. І дервіш сказав: «Віддайте мені мого верблюда за те, що я допоміг розділити вам спадок».

«Ось цей чорний верблюд, - закінчив розповідь Линдерстрем-Ланг, - і схожий на фермент. Він зробив можливим цей процес, який без нього був би неможливим, а сам залишився без змін.

Отже, функцію ферментів можна спрощено пояснити так: спочатку молекули органічної речовини сполучаються з ним, потім продукт цієї реакції взаємодіє з іншою речовиною, а фермент «вивільнюється».

Відомо понад дві тисячі ферментів. Вони утворюються в рослинах, організмах тварин і людини. Ферменти мають вибіркову дію: кожен фермент каталізує певну реакцію. Протеази прискорюють розщеплення білків на амінокислоти. Ліпази каналізують гідроліз жирів – перетворення їх на гліцерил і жирні кислоти. Амілаза каталізує гідроліз крохмалю. Інші ферменти каналізують процеси синтезу органічних речовин. За нестачі ферментів порушується обмін речовин в організмі.

Ферментативними є процеси бродіння, які становлять основу виробництва вина, пива, оцту, кисломолочних продуктів, квашення овочів. Дріжджі завдяки наявності в них ферментів використовують при виготовленні хліба та інших виробів із борошна.

На властивості ферментів впливають зовнішні умови. За незначного підвищення температури ферменти починають руйнуватися і втрачають каталітичну активність. Зниження температури теж уповільнює дію ферментів, аналогічно впливає на активність ферментів і середовище (лужне чи кислотне).

Ті, хто рятує нас від хвороб

Ми асоціюємо поняття «бактерії» здебільшого з хворобами, епідеміями. Та ще Луї Пастер та Ілля Мечников висловлювали припущення, що мікроби можуть надати велику допомогу у боротьбі проти заразних хвороб. Мечников шукав «благодетельных бактерій, оберегающих нас от болезнетворных». Ще у 1901 році він акцентував увагу на тому,що одні мікроби затримують розвиток інших, навіть дуже небезпечних бактерій. Такий висновок він зробив після спостережень за дією бактерій молочнокислого бродіння кислого молока на гнилісні бактерії, що розвиваються у кишечнику. Навіть ще видатний лікар Авіценна, який жив у ХІ сторіччі пропонував лікувати запалення вуха пліснявою. У 1929 році англійський вчений Олександр Флемінг з’ясував, що бактерії-коки гинуть біля цвілевих грибів, які випадково потрапили з повітря в поживні розчини, де розмножувалися бактерії. Флемінгу вдалося добути мізерну кількість речовини, яка викликала загибель бактерій у вигляді жовтого порошку з цвілі пеніциліуму. Ця речовина отримала назву пеніцилін. Спочатку на відкриття Флемінга не звернули уваги. І тільки через деякий час на вчених-мікробіологів чекав успіх.

Зараз відомо багато ліків, які мають антимікробну дію і загальну назву – «антибіотики». Антибіотики – речовини, що «синтезуються» деякими мікроорганізмами – бактеріями, грибами, а також рослинами. Більшість антибіотиків добувають за допомогою хімічних реакцій.

Отже, біологічно активні речовини – речовини, які впливають на різноманітні процеси в живих організмах. До них належать вітаміни, ферменти, антибіотики та деякі інші групи органічних речовин.

Завдання з дисципліни хімія для студентів 1 курсу з теми: «Взаємозв’язки між органічними речовинами. Біологічно активні речовини

Опрацюйте лекцію та дайте відповідь на запитання:

1. Які сполуки називаються органічними?

2. Які хімічні елементи входять до складу органічних речовин?

3. Що таке характеристична група?

4. Які групи є характеристичними в органічних речовинах?

5. До яких класів органічних сполук належать речовини: С₆Н₁₄, СН₃ОН, С₂Н₄, С₆Н_6, СН₃ – СООН, С₄Н₆, НСНО?

6. Опрацюйте §§ 35, 36 та виконайте завдання №254 та №255 підручника:

№254

Напишіть рівняння кількох реакцій, під час яких утворюються галогеновмісні органічні сполуки: а) з алканів; б) з алкенів.

№255

За допомогою яких реакцій можна: а) алкен перетворити на спирт; б) зі спирту добути алкен.

Поняття випишіть у зошит: гомологи, гомологічний ряд, ізомери; реакції: гідрування, дегідрування, гідратації, дегідратації, гідролізу, етерифікації.

Лекція

Тема: Роль органічної хімії в розв’язанні глобальних проблем людства, створенні нових матеріалів

План

1. Органічна хімія і переробка сировини

2. Біотехнології

3. Органічна хімія і здоров’я людини

4. Органічна хімія й енергетична проблема

5. Органічна хімія і продовольча проблема

6. Органічна хімія і створення нових матеріалів

7. Органічна хімія і охорона навколишнього середовища

Органічна хімія і переробка сировини

Розвиток людства був би неможливим без використання досягнень хімічної науки, адже основу багатьох технологічних процесів становлять хімічні реакції за участю органічних речовин. Їх здійснюють у нафтопереробній промисловості, виробництві полімерів, метанолу, етанолу, оцтової кислоти, лікарських препаратів, інших органічних сполук. Перетворення органічних речовин відбуваються на підприємствах легкої та харчової промисловості.

У різних технологіях застосовують речовини, на які багата природа,

– воду, повітря та його компоненти, нафту, природний газ, вугілля, целюлозу тощо. Більшість природних ресурсів обмежена. Тому їх потрібно витрачати економно і переробляти з найвищим виходом корисних копалин і мінімальною кількістю відходів. При цьому необхідно економити паливо, електроенергію, запроваджувати оптимальні режими здійснення реакцій. Розроблення ефективних технологічних процесів є одним із основних завдань, які розв’язують хіміки разом з іншими спеціалістами.

Вихідними речовинами на хімічних виробництвах часто слугують вуглеводні, що входять до складу нафти. Нафта була відома ще до нашої ери. Чорну маслянисту речовину греки возили до себе з Кавказу. Вона давала їм світло в житлах. Вона стала складовою грізної зброї – грецького вогню, запалювальної суміші, яку застосовували в морських боях і при облозі фортець. Водою грецький вогонь не гасився.

Розроблення ефективних технологічних процесів є одним з основних завдань, які розв’язують хіміки разом з іншими спеціалістами. Нині переробка нафти полягає не тільки в її перегонці. Високотемпературні фракції – гас, газойль, мазут – піддають сильному нагріванню за підвищеного тиску(крекінг), наявності каталізаторів(риформінг). За таких умов розриваються хімічні зв’язки в карбонових ланцюгах молекул вуглеводнів й утворюються нові молекули:

С₁₆Н₃₄→ С₈Н₁₈ + С₈Н₁₆

Унаслідок цього зростає вихід бензину, підвищується його якість.

Іншим джерелом вуглеводнів є продукт переробки кам’яного вугілля кам’яновугільна смола, яка є через ряд перетворень сировиною для виробництва пластмас і синтетичних волокон. Продукти коксохімії застосовуються у виробництві гербіцидів, парфумів, лікарських препаратів. Здається, що може бути спільного між шматком блискучого каменя та рожевою легкою пудрою або парфумами з їх тонким ароматом. Та і парфуми, і пудра, і мило, і губна помада – всі вони своїм ніжним запахом зобов’язані ароматичним речовинам, що видобуваються з продуктів переробки вугілля. Всі ми полюбляємо солодкі домашні булочки. Аромат надає їм ванілін, а видобувають його з кам’яновугільної смоли. Коксовий газ є джерелом метану, яких в свою чергу є основою для виробництва метилового спирту та формальдегіду

Будь-яке виробництво неможливе без відходів. Їх переробка має бути обов’язковою, комплексною і максимально повною, із залученням хімічних реакцій, насамперед для знешкодження токсичних речовин. Відходи, які використовуються чи переробляються, називаються вторинними ресурсами. Промовистими є такі цифри: новий автомобіль містить в середньому 40% регенерованого металу, літак – 60% регенерованого алюмінію, а золота прикраса – 90% регенерованого золота.

Біотехнології

Останнім часом у промисловість та інші сфери виробництва впроваджують технології, що істотно відрізняються від традиційних. Особливе місце серед них посідають біотехнології – процеси перетворення речовин за участю мікроорганізмів або продуктів їх життєдіяльності.

Однією з перших біотехнологій. Яку застосувала людина, був процес виготовлення вина із соку винограду, інших ягід і фруктів. Як відомо, бродіння вуглеводів з утворенням етанолу спричиняють дріжджі, наявні на поверхні плодів. За участю інших організмів скисає молоко внаслідок молочнокислого бродіння. Ці процеси нині широко використовують у харчовій промисловості, а також для добування горючого біогазу з рослинних решток.

Сфера застосування біотехнологій постійно розширюється. У сільському господарстві хімічні засоби захисту рослин замінюють біопрепаратами. Із біотехнологіями пов’язане виробництво медичних препаратів для профілактики і лікування інфекційних та інших хвороб. У галузі охорони довкілля використовують здатність певних бактерій та інших мікроорганізмів розкладати нафту і нафтопродукти, токсичні сполуки у промислових і побутових стічних водах. Досягнення біотехнологій ми застосовуємо і в побуті. Наприклад, сучасні пральні порошки містять біодобавки, здатні розкладати органічні забруднення на тканинах.

Біотехнології економічно вигідні й екологічно безпечні. Однак їх розроблення передбачає здійснення тривалих і складних експериментів, бо процеси, у яких беруть участь мікроорганізми, відбуваються повільно. Найбільш перспективними для України є застосування біотехнологій у сільському господарстві та медицині, а також виробництво біопалива.

Органічна хімія і здоров’я людини

У наш час помітно зростає кількість лікарських засобів. Нові медичні препарати дають змогу успішно боротися з хворобами, які раніше вважалися невиліковними. Багато речовин, що входять до складу лікарських засобів, добувають хіміки. До таких препаратів належать гормон інсулін, противірусний препарат інтерферон, майбутня царина діяльності біотехнології – створення активних фізіологічних речовин, які допомагають у боротьбі з багатьма хворобами людей і тварин. Результати досліджень французького ученого Франсуа Жакоба, якому була присуджена Нобелівська премія, свідчать про можливість отримання на основі біотехнологій нових психотропних засобів замість транквілізаторів, що застосовується нині.

До цих речовин висувають жорсткі вимоги; вони мають бути дуже чистими, оскільки домішки можуть завдати серйозної шкоди організму. Фармацевтичні препарати, вироблені різними фірмами, часто мають різні назви, хоча містять одну й ту саму речовину. Про це свідчать інструкції до них. Не можна вживати одночасно кілька препаратів без дозволу лікаря: вони здатні взаємодіяти один з одним, втрачаючи при цьому лікувальні властивості, а продукти реакції зашкодити хворому. Медицина отримує від хіміків і технологів різні матеріали. Серед них – пластмасові оболонки для шприців, системи переливання крові.

Органічна хімія й енергетична проблема

Природний газ і продукти нафтопереробки є традиційною сировиною для світової енергетики. Запаси нафти й газу на планеті невпинно зменшуються. Тому разом із пошуком нових джерел добування енергії активно залучається в енергетичну сферу вугілля, якого в надрах Землі значно більше.

Частину вугілля за допомогою хімічних реакцій перетворюють на суміші горючих газів. Вони як вид палива мають істотні переваги над вугіллям. У світі використовують також технології перетворення вугілля на рідке пальне за дії водню. Поширюється використання горючих сланців як енергетичної сировини. За певною технологією зі сланців добувають сланцевий газ.

Органічна хімія і продовольча проблема

Зростання чисельності населення на планеті потребує збільшення виробництва харчових продуктів. Ґрунти з часом втрачають родючість, сільськогосподарські рослини дедалі більше потерпають від хвороб і шкідників.

Серед заходів, спрямованих на розв’язання продовольчої проблеми, - використання засобів захисту рослин від хвороб і шкідників – пестицидів, фунгіцидів, а також стимуляторів росту рослин. Це, як правило, певні органічні сполуки або їх суміші. Підвищенню продуктивності тваринництва сприяють білкові кормові добавки. Харчові продукти недостатньо виробляти в необхідній кількості. Потрібно забезпечити їх зберігання. Учені, які працюють у галузі органічної хімії, займаються пошуком ефективних і водночас безпечних консервантів, стабілізаторів, емульгаторів, а технологи та інженери – їх виробництвом.

Органічна хімія і створення нових матеріалів

Розвиток сучасної техніки , цифрових технологій, галузей промисловості та сільського господарства неможливо без використання нових матеріалів із необхідними механічними та фізичними властивостями. Винайдені хіміками пластмаси дедалі частіше замінюють скло, метали, кераміку. Будучи легкими, міцними, вони не зазнають корозії; їх легко обробляти й надавати їм певної форми.

Синтетичні волокна мають багато переваг порівняно з природними. Завдяки кращим механічним властивостям та хімічній стійкості ці волокна з успіхом використовують у легкій промисловості, транспортній галузі, для наукового і медичного устаткування, військових потреб. Оптичні волокна на основі органічних полімерів стали незамінними в системах передавання інформації, приладах медичної діагностики.

Органічна хімія і охорона навколишнього середовища

До середини ХІХ ст. у навколишнє середовище потрапляла невелика кількість техногенних забруднень. Природа, як гігантська хімічна лабораторія, встигала розкладати шкідливі речовини і відновлювала екологічну рівновагу. Пізніше негативний вплив людини на довкілля став швидко зростати. Збільшувалось забруднення повітря, гідросфери,поверхні Землі, зникло багато видів рослин і тварин. Нині вчені вважають, що прийшов час «лікувати» нашу планету. Вони закликають змінити споживацьке ставлення до її ресурсів, берегти природу, її багатства для наступних поколінь.

В Україні щороку в атмосферу потрапляє 6-7 млн т шкідливих речовин. Міста, найбільш забруднені техногенними викидами, розташовані переважно в Донецькій, Луганській і Дніпропетровській областях. Дуже забруднюють довкілля теплоенергетичні підприємства і металургійні заводи, а у великих містах автотранспорт (у Києві на нього припадає близько 90% усіх забруднень). Від промислових стоків найбільш потерпають річки Дніпро і Сіверський Донець.

В атмосферу потрапляють продукти неповного згоряння пального в автомобільних двигунах, газові викиди хімічних підприємств. Концентрації в повітрі вуглеводнів, фенолу, формальдегіду, аніліну, інших шкідливих органічних речовин над промисловими центрами нерідко перевищують дозволені законодавством у 10 і більше разів. Фреони ССl₃F, CHClF₂, C₂Cl₂F₄ та інші, які виділяються із несправної холодильної техніки, аерозольних упаковок, руйнують озоновий шар.

Істотного забруднення зазнає і гідросфера. Морська фауна, жителі приморських районів потерпають від катастроф танкерів, які перевозять нафту і нафтопродукти, аварій на нафтових платформах. Щороку у Світовий океан виливається в середньому 10 млн т нафти. Кожна тонна її розтікається на поверхні води площею понад 12 км² і створює плівку, яка ізолює воду від атмосфери і порушує екологічну рівновагу. Річки дуже забруднюються стічними водами нафтопереробних заводів, підприємств органічного синтезу, які виробляють галогенопохідні вуглеводнів, органічні кислоти, альдегіди, фенол та його похідні, ароматичні сполуки, барвники. На окиснення органічних речовин, що потрапили у воду, витрачається розчинений у ній кисень. Від його нестачі гинуть мешканці водойм. Останнім часом різко зростають масштаби засмічення природних водойм відходами полімерних матеріалів і пластмас, зокрема використаними пластиковими пляшками, поліетиленовими пакетами. Негативно впливають на мешканців річок і озер залишки синтетичних мийних засобів.

Земна поверхня також забруднюється відпрацьованими полімерними матеріалами та виробами з них, залишками захисту рослин від хвороб і шкідників, будівельних матеріалів, побутовим сміттям.

Хімія не лишається осторонь проблем, пов’язаних із забрудненням довкілля, що постійно зростає. Вони розробляють ефективні методи очищення промислових газів, рідких стоків підприємств, переробки твердих відходів. Більшість цих методів передбачає здійснення хімічних реакцій із перетворенням шкідливих речовин на безпечні для живої природи.

У наш час хіміки розробляють матеріали, які не завдають шкоди природі. Деякі матеріали довговічніші, стійкі щодо речовин довкілля, а інші поступово розкладаються в природних умовах з утворенням безпечних речовин. Учені також беруть участь у розв’язанні завдань, пов’язаних із переробкою різних відходів. Екологічні проблеми виникають не лише через інтенсивний розвиток промисловості, транспортної сфери, енергетики, а й через нестачу екологічних знань у людей, які проектують підприємства, дозволяють їх будувати, керувати ними.

Сучасна хімічна наука і технологія покликані створити таку індустрію, яка б ґрунтувалася на виробничих процесах, безпечних для людей і довкілля. Хіміки разом з іншими спеціалістами мають зробити вагомий внесок в оздоровлення природи, призупинити негативний вплив цивілізації на неї.

Людство виходить на шлях стійкого розвитку. Серед стратегічних завдань кожної держави на цьому шляху:

• раціональне використання природних ресурсів;

• комплексна переробка сировини;

• впровадження енергозберігальних технологій, використання нетрадиційних джерел енергії;

• зменшення викидів парникових газів;

• збереження родючості ґрунтів і охорона природних водойм від забруднень;

• ефективна переробка відходів виробництва і споживання.

Стійкий розвиток нашої цивілізації без впровадження досягнень органічної хімії та технології органічних речовин неможливий.

Завдання з дисципліни хімія для студентів 1 курсу з теми: «Роль органічної хімії в розв’язанні глобальних проблем людства, створенні нових матеріалів»

Опрацюйте лекцію та письмово дайте відповідь на запитання:

1. Назвіть якомога більше видів природної сировини, з якої добувають органічні речовини.

2. Які вимоги, на вашу думку, мають висуватися до матеріалів на основі органічних речовин, що застосовуються: а) у космічній техніці; б) на морських судах?

3. Уявімо ситуацію, коли запаси нафти на Землі майже вичерпалися. Якими можуть бути дії розвинутих країн із наближенням такої кризи?

4. Який рецепт приготування тіста для пирога, млинців, інших борошняних виробів можна вважати біотехнологією?

5. Як, використовуючи хімічні реакції, можна видалити домішку фенолу з газових викидів хімічного підприємства, які складаються з азоту, кисню і водяної пари?

Завдання для контролю змістового модуля 3. БАГАТОАТОМНІСТЬ ТА ЗВ'ЯЗКИ МІЖ КЛАСАМИ ОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

1. Незакінчене речення. Якби не було амінів, то не було б і ……., тому що аміни використовуються для виробництва …….. .

2. Які з цих речовин можна віднести до біополімерів: глюкозу, крохмаль, сахарозу, білки? Як називається (і чому) реакція, під час якої вони утворюються?

3. Знайдіть співвідношення:

а) вторинна структура білка; 1) ланцюжок;

б) четвертинна структура білка; 2) глобула;

в) первинна структура білка; 3) агрегат молекул;

г) третинна структура білка; 4) спіраль.

4. В пронумерованих пробірках знаходяться розчини гліцерин, глюкоза, білок. Як за допомогою одного реактиву розпізнати ці речовини?

5. Чому при використанні нітратної кислоти на руках залишаються жовті плями?

6. Ви завітали додому до сучасної Попелюшки. Які полімерні вироби є на її кухні? Напишіть їхні формули і схеми добування.

7. Порівняйте склад і властивості гуми та ебоніту, склавши діаграму Вена.

8. У виробництві деяких видів кондитерських виробів використовують лущене насіння соняшнику. Відходами виробництва є велика кількість лушпиння. Для утилізації цих відходів витрачається багато коштів і часу: транспортні витрати, дозволи на користування сміттєзвалищем. Які ви пропонуєте заходи для використання цих відходів і отримання додаткової продукції ?

Лекція

ЯВИЩЕ ПЕРІОДИЧНОЇ ЗМІНИ ВЛАСТИВОСТЕЙ ЕЛЕМЕНТІВ

План

1. Будова атомів хімічних елементів

2. Електронна будова атомів хімічних елементів

3. Періодичність змін характеру хімічних елементів

4. Періодичність змін властивостей простих речовин

5. Періодичність змін властивостей складних речовин

Будова атомів хімічних елементів

Ви знаєте, що атом – найменша електронейтральна частинка речовини, яка складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів (е͞ ), що рухаються навколо нього. В ядрі містяться частинки двох типів – протони (p⁺ ) та нейтрони (n⁰). Нейтрони не мають заряду, а заряди протона і електрона однакові за величиною, але протилежні за знаком. Кількість протонів визначає заряд ядра атома і дорівнює кількості електронів: N (p⁺) = N (e^-). За періодичною системою кількість протонів та кількість електронів можна визначити за порядковим номером (Z): Z = N (p⁺) = N (e^-), наприклад, порядковий номер(Z) Фосфору – 15, тому протонів (p⁺) в атомі Фосфору – 15, електронів (e^-) – 15. Кількість протонів в атомі називається протонним числом. Протонне число Фосфору – 16. Його вказують нижнім індексом зліва від символу елемента: ₁₅P. Нуклонне число – сумарна кількість протонів і нейтронів в ядрі атома елемента. Це число позначається верхнім індексом перед символом елемента: ³¹Р. Кількість нейтронів дорівнює різниці між нуклонним і протонним числом; в атомі Фосфору їх 16:

31(нуклонне число) – 15 (протонне число) = 16

Атоми одного елемента можуть містити різну кількість нейтронів, тому вони мають різне нуклонне число. Атоми елемента з різним нуклонним числом називаються ізотопи: ¹Н, ²Н, ³Н (ізотопи Гідрогену). Вони мають однакові протонні числа, але різні нуклонні числа. Будь – який вид атомів називається нуклідом. У Гідрогену три нукліда.

Отже, ізотопи – нукліди одного елемента; хімічний елемент – вид атомів з певним зарядом ядра (протонним числом).

Електронна будова атомів хімічних елементів

Електрон – це дуже дрібна частинка. Його розміри, траєкторію руху визначити неможливо. Частина простору атома, в якій перебування електрона є найбільш імовірним, називається орбіталь. За формою розрізняють s-, p-, d-, f-орбіталі. Форма s-орбіталі сферична, p-орбіталі – гантелеподібна, d-, f-орбіталі мають більш складну форму.

У кожній орбіталі може перебувати один або два електрони. Ці два електрони мають протилежні спіни. Якщо в орбіталі міститься один електрон, його називають неспареним, а якщо два – спареним.

Електрони в атомі розподіляються за енергетичними рівнями і підрівнями. Кожний енергетичний рівень заповнюють електрони з однаковою або дуже близькою енергією. Електрони першого рівня мають найменший запас енергії, оскільки рухаються найближче до ядра. Електрони, які займають останній енергетичний рівень називаються зовнішніми. Кількість енергетичних рівнів атома, на яких перебувають електрони збігається з номером періоду, в якому міститься елемент, наприклад, Натрій знаходиться в третьому періоді, од же має три енергетичних рівня. Номер енергетичного рівня вказує на кількість енергетичних підрівнів в ньому. Так, перший рівень має один підрівень (1s), другий – два (2 s, 2р), третій – три (3s, 3р, 3d). Позначення кожного підрівня таке саме, що й відповідної орбіталі. Оскільки на кожній орбіта лі може перебувати максимально 2 електрони, а на одному рівні один s-підрівень , три р- підрівня, п’ять d-підрівнів, то максимальна кількість електронів на 1 енергетичному рівні (1s) – два; на другому (2 s, 2р) - вісім, на третьому (3s, 3р, 3d) – вісімнадцять.

Залежно від типу орбіта лі, в яку надходить «останній» електрон при формуванні електронної будови атома, розрізняють s-елементи, p-елементи, d-елементи, f-елементи.

За кількістю зовнішніх електронів в атомі можна визначити характер хімічного елемента – металічний, неметалічний. Атоми металічних елементів мають, як правило, 1 – 3 зовнішніх електрони, атоми неметалічних елементів – від 4 до 8-ми таких електронів.

Періодичність змін характеру хімічних елементів

Вам відомо, що у елементів головних підгруп кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні визначається за номером групи, наприклад, у третьому періоді Натрій має 1електрон, Магній – 2 електрони, Алюміній – 3 електрони, Силіцій – 4, Фосфор – 5, Сульфур – 6, Хлор – 7, Аргон – 8, отже кожний період починається металічним елементом (крім першого), а завершується неметалічним. Кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні у періоді збільшується, зростає і заряд ядер атомів, а радіус зменшується.

Унаслідок цього атоми кожного наступного елемента в періоді міцніше утримують електрони і важче їх віддають. Атоми металічних елементів здатні втрачати один чи кілька електронів, а атоми неметалічних елементів – приєднувати електрони.

Металічний характер елементів у періоді із зростанням порядкового номера слабшає, а неметалічний характер посилюється(у галогенів, елементів Флуор, Хлор, Бром, Йод, Астат він виражений найбільш яскраво). Елементи восьмої групи Гелій, Неон, Аргон, Криптон, Ксенон, Радон називаються інертними, оскільки їх прості речовини надзвичайно пасивні.

У групах кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні однакова і відповідає номеру групи, але збільшується радіус , тому послаблюється сила, з якою утримуються електрони. Металічний характер елементів у групах із зростанням порядкового номера посилюється, а неметалічний – послаблюється.

Періодичність змін властивостей простих речовин

Прості речовини металічних елементів є металами, а неметалічних елементів – неметалами. Метали мають загальні, характерні для них фізичні та хімічні властивості, а неметали – інші, також спільні властивості. У періоді із зростанням порядкового номера металічні властивості послаблюються, а неметалічні – посилюються.

Порівняємо активність металів, утворених елементами 3-го періоду, за відношенням до води. Натрій реагує з водою за звичайних умов, магній – при нагріванні, а алюміній з нею не взаємодіє:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑;

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑.

Серед неметалів найактивнішим є фтор. Він реагує з воднем із вибухом навіть у темряві, тоді як суміш хлору з воднем вибухає при освітленні, а суміш кисню з воднем – при підпалюванні. Найпасивніші неметали – бор і силіцій не взаємодіють з воднем.

У групі із зростанням порядкового номера металічні властивості посилюються, а неметалічні – послаблюються. Прослідкуємо це на прикладі взаємодії галогенів з воднем. Фтор реагує з воднем із вибухом навіть у темряві, хлор із воднем вибухає при освітленні. Бром реагує з воднем при нагріванні, а йод – при дуже сильному нагріванні та не в повній мірі.

F₂+ H₂= 2HF;

Cl₂+ H₂= 2HCl;

Br₂+ H₂= 2HBr;

I₂+ H₂ ↔ 2HI.

Періодичність змін властивостей складних речовин

Найхарактернішими сполуками для кожного елемента є вищий оксид та відповідний гідрат оксиду. У цих речовинах елемент виявляє максимально можливий для нього ступінь окиснення.

Оксид – сполука елемента з Оксигеном, в якій він має ступінь окиснення -2. Оксиди поділяються на основні, кислотні й амфотерні.

З’ясуємо, як змінюються склад і властивості оксидів елементів 3-го періоду зі зростанням зарядів ядер атомів.

Na₂O	MgO	Al₂O₃	SiO₂	P₂O₅	SO₃	Cl₂O₇
основні оксиди		амфотерний оксид	кислотні оксиди

У періодах із зростанням зарядів ядер атомів елементів кислотні властивості вищих оксидів посилюються, а основні властивості послаблюються.

Na₂O + H₂O = 2NaOH

MgO + H₂O = Mg(OH)₂↓

Al₂O₃+ H₂O ≠

SiO₂ + H₂O ≠

P₂O₅+ 3H₂O = 2H₃PO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

У групах із зростанням зарядів ядер атомів елементів кислотні властивості вищих оксидів послаблюються, а основні властивості посилюються.

Гідрати оксидів , або гідроксиди – сполуки оксидів з водою. Гідратами основних оксидів є основи (MgO =˃ Mg(OH)₂), амфотерних оксидів – амфотерні гідроксиди (Al₂O₃ =˃Al (OH)₃), а кислотних оксидів – оксигеновмісні кислоти (SO₃ =˃ H₂SO₄

Зважаючи на походження гідратів оксидів від оксидів, легко передбачити періодичну зміну типів і хімічних властивостей гідратів оксидів зі зростанням заряду ядер атомів елементів. У кожному періоді кислотні властивості гідратів оксидів посилюються, а основні властивості послаблюються.

NaOH	Mg(OH)₂	Al (OH)₃	H₂SіO₃	H₃PO₄	H₂SO₄	HClO₄
основа (луг)	основа	амфотерний гідроксид	слабка кислота	кислота середньої сили	сильна кислота	сильна кислота

Отже, основні властивості вищих оксидів і гідратів оксидів у періодах зліва направо послаблюються, а кислотні властивості посилюються. Для сполук цих типів, як і для простих речовин, існує періодичність змін властивостей зі зростанням зарядів ядер атомів елементів.

Завдання з дисципліни хімія для студентів 1 курсу з теми: «Явище періодичної зміни властивостей елементів»

1. Заповніть таблицю:

Хімічний елемент	Нуклонне число	N(p⁺)	N(e^-)	N(n⁰)
Na	23
F	19
Mn	55

2. У якого елемента в кожній парі більш виражений металічний або неметалічний характер: а) №3 чи №19; б) №14 чи №16; в) №12 чи №38; г) №6 чи №9?

3. Визначте кількість енергетичних рівнів з електронами в атомах елементів, що мають протонні числа 3, 17, 37.

4. Які елементи – металічні чи неметалічні – переважають: а) серед s-елементів; б) серед p-елементів?

5. Який характер мають оксиди елементів №20 та № 35. Доведіть це, використовуючи рівняння реакцій.

6. Яка луга сильніша, елемента: а) №3 та №19? Чому?

7. Яка кислота сильніша, елемента №14 та №16. Чому?Лекція

ЯВИЩЕ ПЕРІОДИЧНОЇ ЗМІНИ ВЛАСТИВОСТЕЙ ЕЛЕМЕНТІВ

План

1. Будова атомів хімічних елементів

2. Електронна будова атомів хімічних елементів

3. Періодичність змін характеру хімічних елементів

4. Періодичність змін властивостей простих речовин

5. Періодичність змін властивостей складних речовин

Будова атомів хімічних елементів

31(нуклонне число) – 15 (протонне число) = 16

Електронна будова атомів хімічних елементів

Періодичність змін характеру хімічних елементів

Періодичність змін властивостей простих речовин

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑;

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑.

F₂+ H₂= 2HF;

Cl₂+ H₂= 2HCl;

Br₂+ H₂= 2HBr;

I₂+ H₂ ↔ 2HI.

Періодичність змін властивостей складних речовин

Na₂O	MgO	Al₂O₃	SiO₂	P₂O₅	SO₃	Cl₂O₇
основні оксиди		амфотерний оксид	кислотні оксиди

Na₂O + H₂O = 2NaOH

MgO + H₂O = Mg(OH)₂↓

Al₂O₃+ H₂O ≠

SiO₂ + H₂O ≠

P₂O₅+ 3H₂O = 2H₃PO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

NaOH	Mg(OH)₂	Al (OH)₃	H₂SіO₃	H₃PO₄	H₂SO₄	HClO₄
основа (луг)	основа	амфотерний гідроксид	слабка кислота	кислота середньої сили	сильна кислота	сильна кислота

1. Заповніть таблицю:

Хімічний елемент	Нуклонне число	N(p⁺)	N(e^-)	N(n⁰)
Na	23
F	19
Mn	55

3. Визначте кількість енергетичних рівнів з електронами в атомах елементів, що мають протонні числа 3, 17, 37.

4. Які елементи – металічні чи неметалічні – переважають: а) серед s-елементів; б) серед p-елементів?

5. Який характер мають оксиди елементів №20 та № 35. Доведіть це, використовуючи рівняння реакцій.

6. Яка луга сильніша, елемента: а) №3 та №19? Чому?

7. Яка кислота сильніша, елемента №14 та №16. Чому?м

Лекція

ЕЛЕКТРОННІ І ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ. ПРИНЦИП «лінійності»

1. Будова електронних оболонок атомів елементів.

Стан електрона в атомі описує наука, яка називається квантова механіка. Згідно з уявленнями квантової механіки електрон в атомі поводиться і як частинка і як хвиля, тому він не має траєкторії руху, але існує імовірність його перебування навколо ядра, це місце називають електронною хмарою, або електронною густиною, або орбіталлю.

Орбіталь – це простір навколо ядра в якому перебуває електрон найімовірніше.

Орбіта лі мають різні розміри і різні форми:

s- орбіталь має сферичну форму,

p- орбіталь має форму гантелі,

d- орбіталь – форму пелюстки.

Найважливішою характеристикою електрона, яку можна виразити досить точно, є його енергія. Електрони,що займають в атомі одну чи кілька орбіталей однакової форми і розміру, мають однакову енергію. Сучасна модель атома враховує енергію електронів. У цій моделі електрони розподіляються за так званими енергетичними рівнями. Кожний енергетичний рівень заповнюють електронами з однаковою чи близькою енергією. Електрони першого рівня мають найменшу енергію; вони перебувають найближче до ядра атома, електрони кожного наступного рівня характеризуються більшим запасом енергії. Електрони, які заповнюють останній енергетичний рівень, називають зовнішніми, а цей енергетичний рівень – зовнішнім.

Електронну будову атома визначає принцип мінімальної енергії. Електрони в атомі розміщуються так, щоб їхня енергія була мінімальною. Кількість енергетичних рівнів атома, на яких перебувають електрони, збігається з номером періоду, де міститься елемент. Наприклад, Бор міститься в другому періоді, тому атом Бору має два енергетичних рівня; Кальцій міститься в четвертому періоді, тому атом Кальцію має чотири енергетичних рівня.

Отже, електрони в атомі займають енергетичні рівні послідовно, в порядку збільшення їх енергії: електрони першого рівня мають найменшу енергію, тому спочатку заповнюється перший енергетичний рівень. Другий рівень займають електрони з вищою енергією, наступні рівні — третій, четвертий і т. д. — з іще вищою.

Енергетичні рівні нумеруються, починаючи від ядра 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

Енергетичні рівні складаються з підрівнів, причому номер рівня вказує на кількість підрівнів. Назва підрівнів співпадає з назвою форм електронних орбіталей: s-орбіталь - s-підрівень, р-орбіталь – р-підрівень. Різні форми орбіталей визначають різний рівень енергії.

Число орбіталей на енергетичному рівні дорівнює n², де n — номер рівня.

Скільки орбіталей мають перший, другий, третій і четвертий енергетичні рівні?

На першому енергетичному рівні є одна s-орбіталь (n=1, n²=1); на другому — одна s-орбіталь і три р-орбіталі (n=2, n²=4, 1+3=4); на третьому — одна s-орбіталь, три p-орбіталі і п’ять d-орбіталей (n=3, n²=9, 1+3+5=9); на четвертому – одна

s-орбіталь, три p-орбіталі, п’ять d-орбіталей і сім f-орбіталей (n=4, n²=16, 1+3+5+7=16).

Електронні орбіталі мають різну геометричну форму, орієнтацію в просторі щодо магнітного і електричного поля. Крім того, електрони здійснюють рух не тільки навколо ядра, але й, як спрощено подають, навколо власної осі. Цей рух електронів називається спін.

Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі. Якщо електрони мають один напрямок руху навколо своєї осі (спін), такі спіни електронів називаються паралельними, якщо – протилежний, то – антипаралельними. Електрони зовнішнього енергетичного рівня, які мають антипаралельні спіни, називаються спареними, а ті – які мають паралельні спіни – неспареними.

2. Квантові числа

Складний рух електронів в атомі можна описати за допомогою квантових чисел: головного, побічного(орбітального), магнітного, спінового.

Головне квантове число (n) визначає енергетичний рівень, віддаленість енергетичного рівня від ядра і розмір електронної хмари. Чисельно головне квантове число співпадає з номером періоду, в якому знаходиться хімічний елемент. Побічне (орбітальне) квантове число (l) визначає геометричну форму орбіталі. Значенням орбітального квантового числа l = 0 відповідає s-орбіталь, l = 1 відповідає

р-орбіталь, l = 2 відповідає d-орбіталь, l = 3 відповідає f –орбіталь. Магнітне квантове число (m) визначає орієнтацію в просторі електронної орбіталі щодо магнітного або електричного поля. Напрямок руху електрона навколо своєї осі визначає спінове квантове число (m_s).

3. Порядок заповнення енергетичних рівнів і підрівнів електронами в атомі

Електрони в атомі прагнуть зайняти в першу чергу енергетичні рівні, розташовані ближче до ядра, а також їхні орбіталі простішої форми, які характеризуються меншим запасом енергії.

Цей принцип розкрито в правилах Клечковського. Перше правило: електрони заповнюють енергетичні підрівні за зростанням їхньої енергії, яка характеризується мінімальним значенням суми квантових чисел. Друге правило: якщо сума головного і орбітального квантових чисел однакова, то першим заповнюється підрівень, який має менше головне квантове число.

Орбіталь	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f	6s	6p	6d	6f
Головне квантове число(n)	1	2	2	3	3	3	4	4	4	4	5	5	5	5	6	6	6	6
Орбітальне квантове число(l)	0	1	2	1	2	3	1	2	3	4	1	2	3	4	1	2	3	4
Сума (n+l)	1	3	4	4	5	6	5	6	7	8	6	7	8	9	7	8	9	10

1s→2s→2p→3s→3p→ 4s→ 3d→ 4p→ 5s→ 4d→ 5p→ 6s→ 4f→ 5d→ 6p→ …

Принцип Паулі – на одній орбіталі можуть перебувати не більш ніж два електрони, причому їхні спіни мають бути антипаралельними.

Виходячи з цього один енергетичний рівень містить не більше двох s-електронів, не більше шести р-електронів, не більше десяти d-електронів, не більше чотирнадцяти f-електронів.

Правило Хунда (Гунда) – в межах підрівня електрони спочатку заповнюють вільні орбіталі (по одному), і тільки після цього утворюють електронні пари.

4. Будова електронних оболонок атомів

Щоб описати будову електронних оболонок атомів, використовують електронні формули, у яких зазначають номер енергетичного рівня, тип електронної орбіталі та кількість електронів в орбіталі.

Графічно електрони зображують у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу, що наочно показують напрямок спіну електрона:

https://history.vn.ua/pidruchniki/grygorovich-chemistry-11-class-2019-standard-level/grygorovich-chemistry-11-class-2019-standard-level.files/image011.jpg

5. Будова електронних оболонок атомів першого періоду

Ядро атома Гідрогену має заряд +1, тобто містить тільки один протон і, відповідно, тільки один електрон на єдиному енергетичному рівні:

(пригадайте, що Гідроген — елемент першого періоду, тому його атом має один енергетичний рівень).

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-41.jpg

Цей електрон займає s-орбіталь. Атом Гідрогену має таку електронну формулу:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-42.jpg

Електронна графічна формула атома Гідрогену має вигляд:

₁H 1s¹

В атомі Гелію (порядковий номер елемента № 2) є два електрони:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-44.jpg

Вони мають протилежно направлені спіни і займають s-орбіталь першого енергетичного рівня (чому першого рівня?). Запишемо електронну і електронну графічну формули атома Гелію:

6. Будова електронних оболонок атомів другого періоду

Елемент №3 Літій — елемент другого періоду, тому три електрони (чому три?) в його атомі «заселяють» перший і другий (чому ще й другий?) енергетичні рівні.

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-46.jpg

Пригадайте, що s-орбіталь має меншу енергію, ніж р-орбіталь, і тому заповнюється у першу чергу:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-47.jpg

Інколи використовують скорочений запис електронної формули: [Не] 2s¹. (Це означає, що перший електронний шар атома Літію має таку саму будову, що й атом Гелію).

Який енергетичний рівень в атомі Літію є зовнішнім?

Який енергетичний рівень в атомі Літію є завершеним?

Електрони якого рівня і підрівня в атомі Літію спарені?

Електрон якого рівня і підрівня в атомі Літію є неспареним?

В атомі Берилію (порядковий номер елемента 4) додається ще один електрон:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-48.jpg

Четвертий електрон заповнює 2s орбіталь (пригадайте, що в одній орбіталі можуть перебувати два електрони з протилежними спінами):

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-49.jpg

В атомі елемента Бору (порядковий номер 5) міститься п'ять електронів:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-50.jpg

П'ятий електрон займає одну із р-орбіталей:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-51.jpg

В атомі Карбону (елемент номер 6) є шість електронів:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-52.jpg

Шостий електрон займає вільну р-орбіталь:

В атомі Нітрогену (порядковий номер елемента 7) міститься сім електронів:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-54.jpg

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-55.jpg

Сьомий електрон займає останню вільну р-орбіталь:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-56.jpg

Запишемо електронні й електронні графічні формули атомів решти хімічних елементів другого періоду:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-57.jpg

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-58.jpg

Скільки завершених енергетичних рівнів в атомі Флуору? в атомі Неону? Скільки електронів в атомі Неону на зовнішньому енергетичному рівні? Скільки спарених електронів в атомі Оксигену на зовнішньому енергетичному рівні?

Другий енергетичний рівень може містити тільки вісім електронів, тому він завершений у Неону.

7. Будова електронних оболонок атомів третього періоду на прикладі Натрію

Натрій (порядковий номер 11) — елемент третього періоду, тому в його атомі починає заповнюватися третій енергетичний рівень:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8diachuk/HimiyaDy4yk-59.jpg

Розглянемо покрокові етапи – як виконувати це завдання.

1. Визначаємо місце заданого елемента в періодичній системі хімічних елементів і деякі його характеристики (усно).

Na знаходиться в І групі (головні підгрупі – лужний метал), 3 періоді (малому).

Порядковий номер (атомне число), кількість електронів, протонів, протонне число – 11.

Нуклонне число – 23.

2. Визначаємо заряд ядра атома Na (усно)

Заряд ядра Na – +11 (обов’язково враховуємо “+”).

3. Визначаємо кількість енергетичних рівнів і кількість електронів на них (усно)

Na знаходиться

– в 3 періоді – отже, має 3 енергетичні рівні;

– в І групі – отже, на останньому рівні буде 1 електрон (1е-)

8. Будова електронних оболонок Калію і Кальцію

Калій (порядковий номер 19) і Кальцій (порядковий номер

20) - елементи четвертого періоду, тому електронні оболонки

їхніх атомів мають по чотири енергетичні рівні. Всупереч очікуванням, в атомах Калію і Кальцію не заповнюються вільні 3d-орбіталі. Електрони займають 4s-орбіталі, оскільки в 4s-орбіталях їх енергія менша за енергію в 3d-орбіталях:

Як складати електронні формули

1. Знаючи дещо про елемент, починаємо оформлювати дані в електронну формулу

Запис починаємо з того, що уже знаємо:

Na +11 ) ) )

Примітка!!!! Дужки – ))) – це кількість енергетичних рівнів, ми уже розібрались, що їх є 3, отже, ставимо три дужки.

2. Починаємо розписувати енергетичні рівні і підрівні. Щоб це робити правильно,

потрібно дуже добре вивчити декілька простеньких правил.

· Завжди починаємо з 1 рівня.

· Усі рівні пишемо за порядком – 1,2,3. Упускати якийсь не можна.

· Номер рівня вказує на кількість підрівнів на ньому. Якщо рівень 1, то підрівень він має лише 1; якщо рівень №2, то підрівнів у нього теж 2.

1 рівень – лише s-підрівень;

2 рівень – s-підрівень і р-підрівень;

3 рівень – s-підрівень, р-підрівень і d-підрівень

4 рівень – s-підрівень, р-підрівень, d-підрівень і f-підрівень.

· Підрівні мають строго визначену кількість електронів:

s-підрівень – 2е-

р-підрівень – 6е-

d-підрівень – 10е-

f-підрівень – 14е-

· Увага! на 4 рівні після 4s-підрівня заповнюється 3d!! -підрівень, а не 4p. (Згідно з принципом Паулі)

· Підрівні заповнюються електронами по порядку – s-підрівень, р-підрівень, d-підрівень і f-підрівень. Перш ніж перейти до заповнення р-підрівня, необхідно заповнити s-підрівень і т.д.

Отже, дописуємо свою електронну формулу. Пам’ятаємо, що у нас є 3 рівні. Кількість е- записуємо над символом підрівня.

Nа +11 ) ) ) 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

3. Наступний крок – під кожною дужкою (дужка – це схематичне зображення рівня) вказуємо кількість електронів на ньому

Nа +11 )₂ )₈ )₁ 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Електронна формула для атома Na написана

Увага!!!

Як складати графічні формули

1. Графічна формула пишеться на основі електронної. Суть в тому, щоб розмістити електрони по комірках (схематичне зображення орбіталей, по яких вони рухаються навколо ядра)

2. Щоб навчитися писати графічні формули правильно, потрібно запам’ятати кілька простих правил

· Одна клітинка в зошиті – це одна комірка (орбіталь).

· В одній комірці може бути не більше 2 електронів

· Електрони в комірках позначаємо стрілочками.

· Важливо! Електрони заповнюються по одному в кожну комірку. Особливо уважним треба бути на р-підрівні – ставимо по одному електрону в кожну комірку, а потім вертаємось до першої. Наприклад. у атома Нітрогену – N чи Р. На 2р-підрівні в цих атомів по 3 електрони – кожен з цих 3-ох електронів зайняв одну комірку.

· В одній комірці можуть бути електрони лише з різними спінами (тобто стрілочки повернуті вверх і вниз).

· Електрони заповнюють комірки попорядку від 1 рівня.

· Увага! на 4 рівні після 4s-підрівня заповнюється 3d!! -підрівень, а не 4p. (Згідно з принципом Паулі)

· Рівні підносимо на одну клітинку вгору, а підрівні на пів клітинки.

Наприклад,

Електронні та графічні електронні формули атомів

3. Отже, тепер ми можемо записати графічну формулу для атома Na

ВИСНОВКИ

Електрони в атомі спочатку займають ті енергетичні рівні, де їхня енергія менша.

Кількість орбіталей на енергетичному рівні дорівнює n², де n — номер рівня.

На першому енергетичному рівні є одна s-орбіталь; на другому — одна s-орбіталь і три р-орбіталі; на третьому — одна s-орбіталь, три р-орбіталі і п’ять d-орбіталей.

Будову електронних оболонок атомів описують за допомогою електронних і електронних графічних формул.

Контрольні запитання

1. Скільки електронів може максимально перебувати на: а) одній атомній орбіталі; б) s-підрівні; в) р-підрівні; г) d-підрівні?

2. Дайте визначення принципу найменшої енергії, правила Хунда, принципу Паулі. Схарактеризуйте їхнє значення для визначення розподілу електронів в електронній оболонці атома.

3. Що називають «неспареним електроном», «електронною парою»?

4. Чому перший енергетичний рівень заповнюється раніше за другий?

5. Наведіть порядок заповнення електронами підрівнів для перших чотирьох енергетичних рівнів.

6. Чому в атомах Берилію електрони другого енергетичного рівня перебувають на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?

7. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Натрію; б) Кальцію; в) Брому?

Завдання для засвоєння матеріалу

8. Складіть графічні електронні формули атомів Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію, Силіцію та Феруму. Визначте число електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

9. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких на зовнішньому енергетичному рівні відсутні: а) вільні орбіталі; б) місця для приєднання електронів.

10. Атоми якого хімічного елемента другого періоду містять таке саме число неспарених електронів, як атоми: а) Літію, б) Нітрогену; в) Берилію?

11. Складіть графічні електронні формули атомів: а) Нітрогену і Фосфору; б) Оксигену і Сульфуру; в) Флуору і Хлору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?

12. В атомах яких хімічних елементів заповнюється електронами: а) 2s-підрівень; б) 2р-підрівень; в) 3s-підрівень; г) 3р-підрівень; д) 4s-підрівень; е) 3d-підрівень?

13. Визначте елемент за електронною формулою зовнішнього енергетичного рівня його атомів: а) 1s²; б) 2s¹; в) 2s²2p³; г) 3s²3p⁴; д) 4s²; е) 3d⁶4s².

14. Атоми якого елемента третього періоду містять найбільше: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?

15. Який енергетичний підрівень заповнюється останнім: а) у s-елементів четвертого періоду; б) р-елементів третього періоду; в) s-елементів третього періоду; г) p-елементів другого періоду; д) d-елементів четвертого періоду?

Завдання з дисципліни хімія для студентів 1 курсу з теми ЕЛЕКТРОННІ І ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ. ПРИНЦИП «ЛІНІЙНОСТІ»

1. Вкажіть заряд ядра атома цинку.

2. Вкажіть протонне число Фосфору.

3. Запишіть символ нукліду Хлору з атомною масою 37.

4. Запишіть символ нукліду Калію з атомною масою 41.

5. Вкажіть число нейтронів в ядрі нукліду Карбону14

6. Вкажіть елемент, нуклонне число якого дорівнює 55.

7. Запишіть формулу нукліду тритію.

8. Скільки протонів і нейтронів в ядрі нукліду Літію.

9.Нуклід має 10 нейтронів і відносну атомну масу 19. Визначити, що це за хімічний елемент.

10. Елемент знаходиться у ІІІ групі, головній підгрупі. Відносна молекулярна маса його вищого оксиду дорівнює 102. Визначте, який це елемент. Розрахуйте кількість протонів і нейтронів у ядрі його атома.

11. У якого атома більший радіус Na чи Mg?

12. У якого елемента більше радіус Na чи K?

13. Вкажіть найбільш електронегативний елемент V групи.

14. Вкажіть найбільш електронегативний елемент 2-го періоду.

15. Вкажіть елемент 3-го періоду у якого сила притягання валентних електронів до ядра найбільша.

Завдання з вибором однієї правильної відповіді:

1. Позначте форму орбіталі, на якій розміщуються електрони зовнішнього енергетичного рівня атома Калію

2. Яка орбіталь має найбільшу енергію?

А. 4s; Б. 3p; В. 3s; Г 3d.

3. Атом якого елемента має 8 p-електронів?

А. S; Б. P; В. Si; Г. C.

4. Проаналізуйте твердження. Чи є з-поміж них правильні?

І. В атомі не може бути хоча б два електрони з однаковою енергією.

ІІ. На одному енергетичному підрівні електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було мінімальним.

А. обидва правильні;

Б. немає правильних;

В. правильне лише І;

Г. правильне лише ІІ.

5. Модель якого атома зображена на малюнку?

http://himiya.in.ua/wp-content/uploads/2019/08/Elektronna-obolonka-khloru-1.png

А F

Б Cl

В Ar

Г S

6. Укажіть, що є однаковим в будові атомів Фосфору та Сульфуру:

А. число енергетичних рівні;

Б. число електронів на зовнішньому енергетичному рівні;

В. число неспарених електронів;

Г. число електронів в атомі.

Завдання на встановлення відповідності.

7. Установіть відповідність між символом елемента та електронною формулою його атома.

Символ елемента	Електронна формула
1 Ca	А 1s²2s²2p⁶3s²
2 Be	Б 1s²2s²2p⁶3s23p⁶3d⁶4s²
3 Mg	В 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁰4s²
4 Fe	Г 1s²2s²

Завдання відкритої форми.

8. Напишіть електронні формули атомів:

1) Li __________________________________

2) Ne _________________________________

3) P __________________________________

4) K __________________________________

9. Складіть графічну електронну формулу атома Феруму.

Лекція

ЗБУДЖЕНИЙ СТАН АТОМА. ВАЛЕНТНІ СТАНИ ЕЛЕМЕНТІВ

1. Валентність елементів

Ви знаєте, що валентність елементів визначається кількістю спільних електронних пар (ковалентних зв’язків), які утворює його атом з іншими атомами за рахунок неспарених електронів.

В атомі Гідрогену є лише один електрон (1s¹), який бере участь в утворенні хімічного зв’язку. Тому цей елемент в усіх речовинах одновалентний:

│

Н – Н Н – F H – O – H H – C – H

│

Флуор – теж одновалентний елемент, а Оксиген – двовалентний. Атом Флуору має на зовнішньому енергетичному рівні один неспарений електрон, а атом Оксигену – два.

Отже, кількість неспарених електронів в атомі вказує на можливе значення валентності елемента.

2. Збуджений стан атома

Електронна будова атомів деяких елементів може змінюватися. Однією з умов для цього є наявність в атомі на останньому енергетичному рівні вільних орбіталей. При отриманні атомом певної порції енергії пара зовнішніх електронів роз’єднується і один із них переміщується в нову орбіталь. Атом переходить з основного стану в так званий збуджений стан.

Це поняття пов’язане зі здатністю електронів отримувати додаткові порції енергії або віддавати її частину.

Що ближче до ядра розміщений енергетичний рівень, то меншим запасом енергії наділені його електрони. Тобто електрони другого рівня характеризуються меншою енергією, ніж третього; третього — меншою, ніж четвертого і так далі. У межах свого стійкого енергетичного рівня, електрон не виділяє і не поглинає енергії.

Отримавши додатковий запас енергії, наприклад під час нагрівання, електрони переходять на вищий енергетичний підрівень, атом набуває збудженого стану. Щоб відрізняти збуджений стан атома від основного, символ елемента записують зі значком *. Розглянемо це на прикладі Карбону.

C (незбуджений стан) С* (збуджений стан)

1s² 2s² 2p² 1s² 2s¹ 2p³

Атом Карбону може мати два валентні стани. В одному з них (основному) в атома Карбону два неспарених електрони, і це визначає його мінімальну валентність ІІ.

Під час збудження атома Карбону відбувається розпарування електронної пари та перехід електрона на вільну р-орбіталь того самого енергетичного рівня:

У другому стані (збудженому) неспарених електронів чотири. За рахунок

них Карбон утворює чотири спільні електронні пари з іншими атомами —

набуває чотиривалентного стану.

Збуджені стани існують для атомів інших неметалічних елементів – Бору, Силіцію, Фосфору , Сульфуру, Хлору тощо. Якщо для атомів перших трьох елементів можливий один такий стан, то для атомів Сульфуру і Хлору – два і три стани відповідно.

Як це відбувається? Розглянемо це на прикладі атомів таких елементів, як Бор, Силіцій і Фосфор. Для цього зобразимо схеми зовнішніх електронних структур їхніх атомів:

https://narodna-osvita.com.ua/uploads/him8butenko/him8butenko-198.jpg

Аналіз цих структур показує, що в атомі Бору на зовнішньому енергетичному рівні є один неспарений р-електрон: він визначає валентність атома Бору, що дорівнює одиниці. Проте стійких сполук цього елемента з валентністю І поки що не одержано. Але за певної затрати енергії ззовні, наприклад у разі нагрівання, спарені електрони 2p-підрівня можуть розпаровуватися. Атом переходить у збуджений стан, у результаті якого всі три електрони зовнішнього рівня стають неспареними. За рахунок трьох неспарених електронів атома Бору в збудженому стані утворюються сполуки B₂O₃, BCl₃ тощо.

У збуджений стан, як видно зі схем, можна перевести й атоми елементів третього періоду (за винятком атомів Натрію та інертного елемента Аргону). І тоді, наприклад, атом Силіцію буде виявляти валентність, яка дорівнює IV, а атом Фосфору — V.

В той же час збуджені стани неможливі для атомів Нітрогену, Оксигену і Флуору , оскільки всі орбіталі 2-го (зовнішнього) енергетичного рівня цих атомів заповнені одним чи двома електронами. Це пояснює те ,що елементи однієї групи можуть мати різні показники валентності.

З вивченого ви знаєте, що вища валентність хімічних елементів груп А дорівнює номеру групи, проте існують винятки. Наприклад, Оксиген розташований у VІ групі, проте ніколи не буває шестивалентним. Елемент цієї ж підгрупи Сульфур має сполуки, у яких він шестивалентний, наприклад сульфур(VІ) оксид SO₃. Поряд з цим існує сульфур(ІV) оксид SO₂ з чотиривалентним Сульфуром і гідроген сульфід Н₂S, у якому валентність Сульфуру дорівнює двом.

Електронні конфігурації зовнішніх енергетичних рівнів Оксигену і

Сульфуру однакові:

₈O

1s² 2s² 2p⁴

₁₆S

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ 3d⁰

Графічні електронні формули атомів Оксигену й Сульфуру свідчать,

що в атома Оксигену відсутні вільні енергетичні комірки, тому він не

може перейти в збуджений стан і мати більше двох неспарених (валент-

них) електронів.

Для атома Сульфуру це цілком реально, тому що в нього

є вільні комірки на d-підрівні третього енергетичного рівня. Поглинув-

ши додатково енергію, спарені s- і р-електрони атома Сульфуру займають

вільні комірки на d-підрівні. У збудженому стані графічні електронні

формули Сульфуру такі:

₁₆S*

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d¹

₁₆S**

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p³ 3d²

Тобто, на відміну від Оксигену, з яким Сульфур входить до однієї підгрупи, електрони зовнішнього енергетичного рівня атома Сульфуру можуть стати неспареними й атом Сульфуру розширює свої валентні можливості.

В основному стані атоми можуть перебувати нескінченно довго, а в збудженому — лише частки секунди (близько 10^-8-10^-10 с). Збуджені атоми можуть утратити енергію і перейти в основний стан або сполучитися з іншим атомом і увійти до складу іншої частинки (молекули).

Отже, атоми неметалічних хімічних елементів можуть переходити в збуджений стан, якщо мають на зовнішньому енергетичному рівні вільні енергетичні комірки, збільшуючи цим самим кількість неспарених електронів.

У неметалічних елементів зі змінною валентністю кількість неспарених електронів в основному стані визначає мінімальну валентність атомів, у збудженому стані — проміжні й максимальну (вищу) валентності. Вища (максимальна) валентність здебільшого збігається з номером групи хімічного елемента.

Атоми металічних елементів прагнуть віддавати електрони, тому дуже легко переходять у збуджений стан. Настільки легко, що в багатьох випадках навіть відбувається втрата електрона зовнішнього рівня і перетворення атомів на йони.

3. Валентний стан атомів

Валентністю називають число хімічних зв'язків, які атом утворює з іншими атомами в молекулі, тобто валентність дорівнює числу спільних електронних пар, утворених атомом. Але спільні електронні пари характерні тільки для ковалентного зв'язку, тому про валентність атомів коректно говорити лише щодо ковалентних сполук.

У більшості випадків валентність визначається числом неспарених електронів у атомі. Наприклад, атоми Оксигену на зовнішньому енергетичному рівні містять два неспарені електрони, тому виявляють валентність II.

Число неспарених електронів в атомах може змінюватися внаслідок збудження атомів, завдяки чому атоми багатьох елементів виявляють змінну валентність.

Атом Хлору в основному стані на зовнішньому рівні містить один неспарений електрон, за допомогою якого він утворює один хімічний зв'язок, отже, виявляє валентність I. Поглинаючи енергію, одна з електронних пар розпаровується:

Унаслідок цього в атомі Хлору є вже три неспарені електрони, отже, він виявляє валентність III. Але і в цьому випадку на зовнішньому енергетичному рівні атома Хлору залишаються дві електронні пари і вільні d-орбіталі. Тому за умови поглинання додаткової енергії можливий перехід інших електронів на вільні орбіталі, завдяки чому Хлор може виявляти валентність V, а також і свою вищу валентність — VII.

Таким чином можна визначити всі можливі валентності для більшості елементів. Слід зауважити, що на зовнішньому енергетичному рівні атомів Нітрогену, Оксигену та Флуору вільні орбіталі відсутні, тому збільшення числа неспарених електронів для них неможливе.

4. Ступінь окиснення елементів

Важливо розрізняти поняття «валентність» і «ступінь окиснення». Валентність визначається кількістю ковалентних зв’язків , які утворює атом, а ступінь окиснення є умовним зарядом на атомі, що виникає , якщо повністю змістити електронні пари ковалентних полярних зв’язків до більш електронегативного атома (атомів). На відміну від валентності ступінь окиснення може бути позитивним, негативним або дорівнювати нулю.

Ступені окиснення, які елементи здатні виявляти в різних сполуках, у більшості випадків можна визначити за будовою зовнішнього енергетичного рівня їх атомів.

Атоми металічних елементів тільки віддають електрони, тому в сполуках вони виявляють позитивний ступінь окиснення. Його значення в багатьох випадках (за винятком d-елементів) дорівнює числу електронів на зовнішньому рівні, а отже, і номеру групи в Періодичній системі (короткому варіанті).

Атоми неметалічних елементів можуть виявляти як позитивний, так і негативний ступінь окиснення залежно від того, з атомом якого елемента вони утворюють зв'язок. Якщо елемент більш електронегативний, то його атоми приймають електрони від інших атомів, і він виявляє негативний ступінь окиснення, і навпаки.

Ступені окиснення неметалічних елементів у разі прийому електронів

Атоми більшості неметалічних елементів на зовнішньому енергетичному рівні містять 4 і більше електронів, тому вони насамперед прагнуть прийняти електрони на зовнішній рівень, щоб здобути електронну конфігурацію атома інертного елемента. Наприклад, у атома Флуору на зовнішньому рівні 7 електронів, він може прийняти до октету ( вісім електронів) тільки 1 електрон, унаслідок чого він переходить у ступінь окиснення -1, що є нижчим для Флуору:

У цьому процесі частинка стає більш стабільною, отже, її енергія знижується.

Якщо до октету бракує більше електронів, то нижчий ступінь окиснення буде іншим:

Ступені окиснення неметалічних елементів у разі втрати електронів

Утворюючи зв'язок із більш електронегативним елементом, атоми неметалічних елементів віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня. Першими вони віддають неспарені електрони, що є більш рухомими. Наприклад, в атомів Карбону на зовнішньому рівні два неспарені електрони, саме їх він може віддати у першу чергу, внаслідок чого переходить у ступінь окиснення +2:

Якщо атом Карбону перебуває у збудженому стані, то він віддає всі електрони із зовнішнього рівня і переходить у ступінь окиснення +4, що є вищим для Карбону, здобуваючи електронну конфігурацію атома інертного елемента:

Можливі ступені окиснення s- і p- елементів

група ПС	І	ІІ	ІІІ	ІV	V	VI	VII
вищий ступінь окиснення	+1	+2	+3	+4	+5	+6	+7
проміжний ступінь окиснення				+2	0, +3	0, +4, +2	0, +3, +5
нижчий ступінь окиснення	0	0	0	–4	–3	– 2	– 1

5. Визначення ступенів окиснення в сполуках

Будь-яка молекула електронейтральна, тому сума ступенів окиснення атомів усіх елементів повинна дорівнювати нулю. Визначимо ступінь окиснення в сульфур(ІV) оксиді SO₂ та у фосфор(V) сульфіді P₂S₅.

Сульфур(ІV) оксид SO₂ утворений атомами двох елементів. З них електронегативність більша в Оксигену, тому атоми Оксигену будуть мати негативний ступінь окиснення. Для Оксигену він дорівнює -2. У цьому разі Сульфур виявляє позитивний ступінь окиснення. У різних сполуках Сульфур може виявляти різні ступені окиснення, тому в цьому разі його необхідно обчислити. У молекулі SO₂ два атоми Оксигену зі ступенем окиснення -2, тому спільний заряд атомів Оксигену дорівнює -4. Для того, щоб молекула була електронейтральною, атом Сульфуру має повністю нейтралізувати заряд обох атомів Оксигену, тому ступінь окиснення Сульфуру дорівнює +4.

У молекулі фосфор(V) сульфіду P₂S₅ більш електронегативним елементом є Сульфур, тобто він виявляє негативний ступінь окиснення, а Фосфор — позитивний. Для Сульфуру негативний ступінь окиснення становить тільки -2. Разом п’ять атомів Сульфуру несуть негативний заряд, що дорівнює -10. Тому два атоми Фосфору мають нейтралізувати цей заряд зі спільним зарядом +10. Оскільки атомів Фосфору в молекулі два, то кожний повинен мати ступінь окиснення +5.

Складніше обчислювати ступінь окиснення не в бінарних сполуках — солях, основах та кислотах. Але для цього також слід скористатися принципом електронейтральності, а ще пам’ятати про те, що в більшості сполук ступінь окиснення Оксигену становить -2, Гідрогену +1.

Розгляньмо це на прикладі калій сульфату K₂SO₄. Ступінь окиснення Калію в сполуках може бути тільки +1, а Оксигену -2.

Із принципу електронейтральності обчислюємо ступінь окиснення Сульфуру:

2(+1) + 1(х) + 4(-2) = 0, звідки х = +6.

При визначенні ступенів окиснення елементів у сполуках слід дотримуватися таких правил:

1. Ступінь окиснення елемента в простій речовині дорівнює нулю.

2. Флуор – найбільш електронегативний хімічний елемент, тому ступінь окиснення Флуору у всіх сполуках дорівнює -1.

3. Оксиген – найбільш електронегативний елемент після Флуору, тому ступінь окиснення Оксигену у всіх сполуках, окрім фторидів, негативний: у більшості випадків він дорівнює -2, а в пероксидах– -1.

4. Ступінь окиснення Гідрогену в більшості сполук дорівнює +1, а в сполуках з металічними елементами (гідридах) – -1.

5. Ступінь окиснення металічних елементів у сполуках завжди позитивний.

6. Більш електронегативний елемент завжди має негативний ступінь окиснення.

7. Сума ступенів окиснення всіх атомів у молекулі дорівнює нулю.

Висновки

Кількість неспарених електронів в атомі вказує на можливе значення валентності елемента. При збудженні атома кількість таких електронів збільшується за рахунок роз’єднання електронних пар. Цей процес відбувається при поглинанні атомом енергії та за наявності на останньому енергетичному рівні вільної орбіталі , в яку переходить електрон з електронної пари

Завдяки збудженню атомів розширюються валентні можливості елементів та інтервал значень їх ступенів окиснення.

Значення валентності й ступенів окиснення елементів зі зростанням зарядів ядер атомів періодично повторюються.

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу за темою

ЗБУДЖЕНИЙ СТАН АТОМА. ВАЛЕНТНІ СТАНИ ЕЛЕМЕНТІВ

Опрацюйте матеріал лекції, складіть конспект, дайте відповідь на наступні запитання:

1. Поясніть, чому для Флуору характерний тільки негативний ступінь окиснення?

2. За місцем елементів у Періодичній системі визначте можливі валентності й ступені окиснення: а) Рубідію, б) Стронцію; в) Фосфору; г) Брому; д) Арсену.

3. Визначте ступені окиснення елементів у сполуках з Гідрогеном: CH₄, NH₃, H₂S, HCl, CaH₂.

4. Визначте ступені окиснення елементів у речовинах: AlF₃, CaS, K₃P, I₂, N₂O₃, Cl₂O₇, BrI₃, P₄, CF₄, CaO, CS₂, Al₄C₃, PCl₅, Fe₂S₃^.

5. Зобразіть структурні формули молекул: O₂, OF₂, H₂O₂. Визначте валентності та ступені окиснення Оксигену в цих молекулах.

6. В атомів Хлору в збудженому стані на зовнішньому енергетичному рівні може бути 3, 5 або 7 електронів. Чому Хлор не виявляє ступені окиснення -3, -5 та -7?

7. Складіть електронні графічні формули зовнішнього енергетичного рівня атомів в основному та збудженому станах: а) Флуору; б) Сульфуру. З*ясуйте їх можливі валентні стани, розгляньте можливість переходу валентних лектронів на більш віддалені від ядра атома енергетичні підрівні.

8. Напишіть формули сполук : а) Флуору з Оксигеном, Флуору

з Гідрогеном .

Завдання з розвитку критичного мислення

9. Максимальна валентність та ступінь окиснення Оксигену та Флуору відрізняються від номера групи Періодичної системи, у якій вони розташовані. А для атома Нітрогену максимальний ступінь окиснення і максимальна валентність не співпадають. Чим, на вашу думку, це можна пояснити?

10. Як ви вважаєте, чому в Оксигену вищий ступінь окиснення +2 і він не співпадає з вищим ступенем окиснення інших елементів його підгрупи?

11. Елементи VIIIA групи називають інертними через дуже низьку хімічну активність. Але за останні 60 років для більшості з них одержано сполуки, наприклад KrF₂, XeF₄, RnO₃. Однак для Гелію та Неону жодної ковалентної сполуки ще не одержано. Як можна пояснити ці факти, ґрунтуючись на будові електронної оболонки атомів?

Графічні завдання див. на сторінках блогу в теці «Графічні завдання з теми «Збуджений стан атома. Валентні стани елементів»»

Лекція

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА

1. Періодичний закон Д. І. Менделєєва

У неосяжному світі речовин існує певний порядок. Про нього свідчить періодичний закон: властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень атомних мас. В той час атом вважали елементарною частинкою.

Періодичний закон – один з основних і важливих природи. Він був відкритий Д.І. Менделєєвим у 1869 році і спонукав учених до пошуку нових елементів, з’ясування причин періодичності. На основі цього закону Менделєєв передбачив існування в природі трьох невідомих тоді елементів. Він залишив для них порожні клітинки в періодичній системі, вказав орієнтовні значення атомних мас, імовірні властивості простих речовин і найважливіших сполук. Невдовзі ці елементи було відкрито; їх назвали Галієм, Скандієм, Германієм.

Причини відкритої Менделєєвим періодичності були з’ясовані пізніше, коли стало відомо, що атом має складну будову. Після відкриття будови атома періодичний закон формулюють так: властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень зарядів ядер атомів.

2. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва

Табличним виразом періодичного закону є періодична система хімічних елементів. Періодична система складається з горизонтальних та вертикальних рядів.

Горизонтальний ряд елементів, який починається лужним елементом і закінчується інертним, називається періодом. Періодична система має сім періодів. Перші три називаються малими. Вони містять по вісім елементів, крім першого, який налічує два елементи. Четвертий, п’ятий, шостий і сьомий періоди називаються великими. Четвертий і п’ятий періоди налічують по 18 елементів, а шостий і сьомий періоди – по 32 елементи. Нумеруються періоди арабськими цифрами.

Вертикальний ряд елементів, який містить елементи із спільними властивостями. Групи поділяються на підгрупи головні та побічні. Малі періоди складаються тільки з головних підгруп, а великі – з головних та побічних. Головні групи містять металічні та неметалічні s- і р- елементи, а побічні – тільки d- і f- металічні елементи.

Кожен хімічний елемент розташований в окремій клітині. Вона містить наступну інформацію про елемент: символ, назву елемента та простої речовини, утвореної цим елементом, якщо вони різняться, порядковий номер, відносну атомну масу.

Висновок. Періодичний закон є основним законом хімії. Нині його формулюють так: властивості хімічних елементів, простих речовин, склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів ядер атомів. Таку залежність спричиняє періодична зміна електронної будови атомів.

Використовуючи періодичний закон, можна прогнозувати хімічний характер елементів, передбачити властивості речовин.

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу з теми

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА

Складіть конспект лекції, виконайте тестові завдання і завдання з відкритою відповіддю, використовуйте додаткові графічні завдання і відеоматеріал

1. Вкажіть, яка з поданих нижче характеристик атомів елементів періодично змінюється:

а) відносна атомна маса; б) кількість енергетичних рівнів у атомі; в) кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні; г) кількість нейтронів;

2. Вкажіть формулу сполуки, утвореної Флуором та Бромом, якщо в ній Бром виявляє ступінь окиснення у другому збудженому стані:

а) FBr₇; б) FBr₅; в) BrF₃; г) BrF₅; д) BrF₂ .

3. Вкажіть елемент ІІІ групи, який виявляє найсильніші металічні властивості:

а) B; б) Tl; в) Nh; г) Ac; д) Al.

4. Вкажіть, у якому стані атом Фосфору має електронну конфігурацію 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d¹:

а) у першому збудженому стані; б) в основному стані;

в) у другому збудженому стані; г) у третьому збудженому стані.

5. В ряду атомів хімічних елементів F – Cl – Br – I:

а) збільшується радіус атома; б) збільшується електронегативність; в) збільшуються неметалічні властивості; г) зменшуються відновні властивості.

6. Вкажіть кількість частинок, що містить ядро нукліду Мангану ⁵⁵Mn :

а) 25 нейтронів і 30 протонів; б) 25 протонів і 30 нейтронів; в) 55 нейтронів і 25 протонів;

г) 55 протонів і 30 нейтронів; д) 80 нейтронів і 25 електронів.

7. Встановіть відповідність між зарядом ЙОНУ та кількістю електронів у ЙОНІ елемента:

Кількість електронів у йоні Йон елемента

А- 541. Na⁺

Б - 2 2. Br ^-

В - 103. Li ⁺

Г - 36 4. Ba²⁺

8. Встановіть відповідність між хімічним елементом та його характеристикою:

А- Літій1. має найбільший радіус атома у своїй групі;

Б - Натрій 2. має найбільший радіус атома у ІІ періоді;

В - Радій3. проявляє найбільші кислотні властивості;

Г - Флуор 4. має найбільші відновні властивості у ІІІ періоді;

5. має найменші відновні властивості у ІІІ періоді.

9. Дайте характеристику хімічного елемента № 35 а саме:

1. вкажіть порядковий номер елемента у Періодичній системі, кількість протонів, електронів та нейтронів;

2. складіть електронну та графічну формулу цього елемента, вкажіть кількість неспарених електронів;

3. напишіть електронну конфігурацію атома цього елемента у збудженому стані;

4. вкажіть усі можливі валентні стани та ступені окиснення, що характерні для цього елемента.

10. На основі електронної будови атомів поясніть, чому Флуор не проявляє валентності, що дорівнює номеру групи, в якій він розташований.

Лекція

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА

1. Періодичний закон Д. І. Менделєєва

2. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу з теми

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА

1. Вкажіть, яка з поданих нижче характеристик атомів елементів періодично змінюється:

а) FBr₇; б) FBr₅; в) BrF₃; г) BrF₅; д) BrF₂ .

3. Вкажіть елемент ІІІ групи, який виявляє найсильніші металічні властивості:

а) B; б) Tl; в) Nh; г) Ac; д) Al.

4. Вкажіть, у якому стані атом Фосфору має електронну конфігурацію 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d¹:

а) у першому збудженому стані; б) в основному стані;

в) у другому збудженому стані; г) у третьому збудженому стані.

5. В ряду атомів хімічних елементів F – Cl – Br – I:

6. Вкажіть кількість частинок, що містить ядро нукліду Мангану ⁵⁵Mn :

а) 25 нейтронів і 30 протонів; б) 25 протонів і 30 нейтронів; в) 55 нейтронів і 25 протонів;

г) 55 протонів і 30 нейтронів; д) 80 нейтронів і 25 електронів.

7. Встановіть відповідність між зарядом ЙОНУ та кількістю електронів у ЙОНІ елемента:

Кількість електронів у йоні Йон елемента

А- 541. Na⁺

Б - 2 2. Br ^-

В - 103. Li ⁺

Г - 36 4. Ba²⁺

8. Встановіть відповідність між хімічним елементом та його характеристикою:

А- Літій1. має найбільший радіус атома у своїй групі;

Б - Натрій 2. має найбільший радіус атома у ІІ періоді;

В - Радій3. проявляє найбільші кислотні властивості;

Г - Флуор 4. має найбільші відновні властивості у ІІІ періоді;

5. має найменші відновні властивості у ІІІ періоді.

9. Дайте характеристику хімічного елемента № 35 а саме:

1. вкажіть порядковий номер елемента у Періодичній системі, кількість протонів, електронів та нейтронів;

2. складіть електронну та графічну формулу цього елемента, вкажіть кількість неспарених електронів;

3. напишіть електронну конфігурацію атома цього елемента у збудженому стані;

4. вкажіть усі можливі валентні стани та ступені окиснення, що характерні для цього елемента.

Лекція

ЙОННИЙ, КОВАЛЕНТНИЙ, МЕТАЛІЧНИЙ, ВОДНЕВИЙ ХІМІЧНІ ЗВ’ЯЗКИ

1. Йони

Ви знаєте, що атоми можуть втрачати електрони, приєднувати їх і перетворюватися при цьому на заряджені частинки – йони. Загальна назва йонів з позитивним зарядом – катіони, з негативним – аніони. Катіони утворюються внаслідок втрати електронів атомом, аніони – внаслідок приєднання електронів атомом.

Схема утворення катіонів: Li – e ^- → Li⁺;

1s²2s¹, 1s²,

або [Не]2s¹ або[Не].

Схема утворення аніонів: F + e^- → F^- ;

1s²2s²2р⁵, 1s²2s²2р⁶,

або [Не]2s²2р⁵ або[Не] 2s²2р⁶.

Йони бувають простими і складними. Кожний простий йон утворений одним хімічним елементом: Н⁺, Са²⁺, Fе³⁺, І^-, S^2-. Складні йони утворені щонайменше двома елементами: ОН^-, СО₃^2-, РО₄^3-, НСОО^- (атоми в них сполучені ковалентним зв’язком).

2. Йонний зв'язок

Йони з протилежними зарядами за дії електростатичних сил сполучаються разом; між ними виникає йонний зв'язок. Він реалізується в основних і амфотерних оксидах, основах, солях неорганічних і органічних кислот, деяких інших речовинах, утворених ДВОМА ЕЛЕМЕНТАМИ – МЕТАЛІЧНИМ І НЕМЕТАЛІЧНИМ. Приклади йонних сполук: СаО, Аl₂O₃, Mg(OH)₂, BaCl₂, Li₃N.

Йонний зв'язок досить міцний. Роз’єднання протилежно заряджених йонів потребує витрачання значної енергії. Чим більше заряди йонів і чим менша відстань між ними (тобто чим менші радіуси катіона і аніона), тим міцніший йонний зв'язок у сполуці. Це випливає з закону Кулона, відомого вам з курсу фізики, щодо взаємодії електричних зарядів. Про збільшення міцності йонного зв'язку зі зростанням зарядів йонів свідчать температури плавлення сполук:

NaF + 996℃;

Na₂O + 1132℃;

MgO +2825℃.

Зазначимо, що радіуси йонів Na⁺ і Mg²⁺ , F^- і О^2- різняться незначною мірою, тоді як їхні заряди – удвічі.

Багато солей фторидної кислоти мають вищі температури плавлення, ніж відповідні хлориди. Наприклад, хлорид NaCl плавиться при +801℃, а натрій фтори NaF – при +996℃. Це пояснюється більшою міцністю йонного зв'язку за участю меншого йона F^- порівняно зі зв’язком за участю більшого йона Cl^- .

3. Йонні речовини

Усі сполуки,що складаються з йонів, є твердими за звичайних умов. Як правило, це – кристалічні речовини. Вони мають досить високі температури плавлення, які сягають кількох сотен градусів (при плавленні частина йонних зв’язків розривається).

Більшість солей, утворених однозарядними катіоном і аніоном (наприклад, СН₃СООNa, КNО₃, LiCl), розчинні у воді. Серед солей, що містять двозарядні катіон і аніон, розчиняються сульфати (за деякими винятками)і незначна кількість солей інших кислот. Розчинних солей, які складаються з тризарядних катіона і аніона, немає (див таблицю розчинності).

При розчиненні йонної сполуки у воду потрапляють відповідні йони. Електролітична дисоціація речовини є повною, а речовина – сильним електролітом. У схемі дисоціації такої сполуки записують знак рівності, а не оборотності: Fе(NО₃)₃ = Fе³⁺ + 3 NО₃^- .

Характеризуючи речовини, які складаються з йонів, використовують поняття «формульна одиниця». Формульною одиницею натрій оксиду Na₂O є сукупність двох йонів Na⁺ і йона О^2- , а магній ортофосфату Mg₃(РО₄)₂ – сукупність трьох йонів Mg²⁺ і двох йонів РО₄^3- .

Графічні (структурні) формули для йонних сполук не складають. У таких формулах символи всіх елементів з’єднують рисками, а ними прийнято позначати ковалентний зв ’язок.

4. Ковалентний зв’язок

Ковалентний зв'язок виникає між двома атомами за рахунок утворення СПІЛЬНИХ ЕЛЕКТРОННИХ ПАР ІЗ НЕСПАРЕНИХ ЕЛЕКТРОНІВ АТОМІВ. При зближенні атомів на певну відстань їхні орбіта лі з неспареними електронами починають перекриватися, а ці електрони – постійно переходити від одного атома до іншого. Так формуються спільні електронні пари.

Ковалентним зв’язком сполучені атоми не лише в речовинах (О₂, Н₂О, СН₄), а й у складних йонах (наприклад, ОН^-, СО₃^2-, РО₄^3- ).

Характеристики ковалентного зв’язку.

Ковалентний зв'язок характеризує його кратність. Атоми в молекулах водню і галогенів сполучені простим ковалентним зв’язком, а в молекулах кисню й азоту – подвійним і потрійним зв’язком відповідно:

водень Н₂ Н••Н ; фтор F₂ F••F ; кисень О₂ О⁚⁚О ; азот N₂ N⁝⁝N;

Н–Н F–F О=О N≡N

Простий зв'язок виникає внаслідок перекривання орбіталей з утворенням однієї спільної ділянки. Подвійний зв'язок має два складники, а потрійний – три. Один складник подвійного і потрійного зв’язків – спільна електронна пара, яка утворилася внаслідок перекривання орбіталей в одній ділянці простору. Другий складник (їх у потрійному зв’язку – два) зумовлений перекриванням відповідних орбіталей на двох ділянках простору.

У молекулах бензину С₆Н₆ і деяких інших органічних сполук реалізується особливий ковалентний зв’язок між атомами Карбону, сполученими в замкнутий ланцюг. Одним зі складників цього зв’язку є система із шістьох усуспільнених р-електронів.

Важливою характеристикою ковалентного зв’язку є його полярність чи не полярність. Спільна електронна пара може зміщуватися в бік одного з двох атомів – того, який є більш електронегативним. На ньому виникає невеликий негативний заряд, менший за одиничний, а на іншому атомі – такий самий за величину, але позитивний заряд: Н^ẟ+Вr^ẟ- (ẟ<1). Відповідний ковалентний зв’язок дуже міцний; для його руйнування потрібно витратити значну енергію. Наприклад, молекули хлору Сl – Cl починають розпадатися на атоми при 1000℃, а молекули азоту N≡N – за температури понад 3000℃.

У кратних ковалентних зв’язках один зі складників має більшу «міцність», ніж інший (інші) на прикладі хімічних властивостей етену і етину.

Механізми утворення ковалентного зв’язку.

Механізм утворення ковалентного зв’язку через формування спільних електронних пар із неспарених електронів атомів називається обмінним; атоми ніби обмінюються такими електронами.

Існує інший механізм, за яким виникає ковалентний зв’язок. Розглянемо його на прикладі утворення йона амонію NН₄⁺:

NН₃ + Н⁺ = NН₄⁺.

Сполучення двох частинок відбувається під час взаємодії амоніаку з розчином кислоти, в якому містяться катіони Гідрогену (внаслідок електролітичної дисоціації кислоти). При контакті молекули амоніаку NН₃ з йоном Н⁺ пара

2s-електронів атома Нітрогену переходить у порожню 1s-орбіталь йона Гідрогену

│ 1s⁰

Н ─N⁚ --- → □ Н⁺

│

і стає спільною для обох частинок. Між ними виникає ковалентний зв’язок за так званим донорно-акцепторним механізмом; атом Нітрогену є донором електронної пари, а катіон Гідрогену – її акцептором:

│

[ Н ─ N ─ Н] ⁺

│

Отже, у йоні амонію NН₄⁺ є чотири прості ковалентні зв’язки. Вони однакові, хоча механізми їх утворення різні. Нітроген у цьому йоні чотиривалентний (така валентність для елемента максимальна), а його ступінь окиснення становить – 3. Аналогічно відбувається утворення катіону метиламонію СН₃ NН₃⁺ при сполученні молекули метиламіну СН₃ NН₂ з катіоном Н⁺.

5. Речовини молекулярної та атомної будови

Ковалентним зв’язком сполучаються атоми в молекулах неметалів, кислотних оксидів, кислот, сполук неметалічних елементів з Гідрогеном, органічних речовин – вуглеводнів, спиртів,альдегідів, амінів, білків тощо.

Багато речовин молекулярної будови мають запах (серед них – ванілін, оцтова кислота, амоніак, сірководень, бензен), досить низькі температури плавлення і кипіння. Це зумовлено тим, що молекули притягуються одна до одної дуже слабко.

Існує невелика кількість простих і складних речовин атомної будови; у них усі атоми сполучені ковалентним зв’язком і часточка (кристалик) такої речовиниє ніби однією гігантською молекулою. Таку будову мають, зокрема, графіт, алмаз, червоний фосфор, силіцій (ІV) оксид.

Речовини атомної будови не розчиняються у воді, органічних розчинниках, плавляться переважно при дуже високих температурах. Алмаз, силіцій карбід SiC, бор нітрид BN вирізняються найбільшою твердістю.

6. Водневий зв’язок

Водневий зв’язок – електростатична взаємодія між молекулами за участю атомів Гідрогену.

Водневий зв'язок утворюється між молекулами, в яких атоми Гідрогену сполучені з атомами найелектронегативніших елементів – Флуору, Оксигену, Нітрогену. Як він утворюється, розглянемо на прикладі води. У молекулі Н₂О спільні електронні пари зміщені до більш електронегативного атома Оксигену. На цьому атомі виникає невеликий негативний заряд(він менший, ніж заряд електрона), а на двох атомах Гідрогену – позитивні заряди:

_{– 0,34}

^+0,17Н Н ^+0,17

Молекули води орієнтуються між собою так, щоб у контакті перебували їхні атоми з протилежними зарядами.

Водневий зв’ язок позначають трьома крапками між символами відповідних елементів: Н₂О ••• Н₂О. Цей зв’язок слабкий; частина водневих зв’язків між молекулами речовин, що перебувають у рідкому стані, постійно руйнується, й водночас утворюються такі самі зв’язки між іншими молекулами.

Водневим зв’язком сполучаються молекули в неорганічних кислотах, спиртах, карбонових кислотах, багатьох інших гідрогеновмісних сполуках молекулярної будови.

^ẟ

⁺Н F^ẟ- ^ẟ+Н F^ẟ-

• • •

Утворення водневого зв’язку між молекулами фтороводню (гідроген фториду) HF

Водневий зв’язок може виникати і між молекулами різних сполук. Майже всі неорганічні кислоти, спирти і карбонові кислоти з невеликими молекулярними масами розчиняються у воді внаслідок того, що їхні молекули утворюють водневі зв’язки з молекулами води.

•

З іншого боку, вуглеводні, естери у воді практично нерозчинні, оскільки в молекулах цих сполук ковалентні зв’язки за участю атомів Гідрогену майже неполярні.

Речовини, в яких існує водневий зв’язок, мають значно вищі температури плавлення і кипіння ( руйнування зв’язків між молекулами потребує витрати енергії), ніж речовини з близькими значеннями молекулярних мас, але відсутністю зв’язків цього типу. Наприклад, вода (Mr(Н₂О) = 18) за звичайних умов є рідиною, а метан (Mr(СН₄) = 16) – газом. Якби молекули води не сполучалися водневими зв’язками, ця речовина існувала б на планеті лише в газуватому стані.

7. Металічний зв’язок

Характерною властивістю металів є здатність проводити електричний струм. Електричний струм – спрямований рух заряджених частинок. Вам відомо, що атоми металічних елементів, на відміну від атомів неметалічних елементів, віддають електрони й перетворюються на позитивно заряджені йони.

Атоми розміщені в металі настільки щільно, що їх зовнішні електронні орбіталі перекриваються. Електрони, які перебувають у цих орбіталях, відокремлюються від «своїх» атомів (атоми перетворюються на катіони) і починають хаотично рухатися в речовині. Такі електрони називають делокалізованими або усуспільненими. Незважаючи на появу катіонів і вільних електронів, метал навіть у дуже малому об’ємі залишається електронейтральним.

ЗВ’ЯЗОК МІЖ КАТІОНАМИ В МЕТАЛІ, ЗДІЙСНЕНИЙ ЗА ДОПОМОГОЮ ДЕЛОКАЛІЗОВАНИХ ЕЛЕКТРОНІВ, НАЗИВАЄТЬСЯ МЕТАЛІЧНИМ ЗВ’ЯЗКОМ.

Наявність вільних електронів у металі зумовлює не лише його електропровідність, а й високу теплопровідність, особливий (металічний) блиск. Більшість металів є пластичними; їх можна кувати , витягувати з них дріт. Металічний зв’язок при цьому не руйнується. Делокалізовані електрони відіграють роль своєрідного «мастила» між катіонами.

Висновок.

Йонний зв’язок виникає між протилежно зарядженими йонами. Із частинок цього типу складаються основні й амфотерні оксиди, основи, солі.

Йонний зв’язок міцний. Для сполук йонної будови характерні досить високі температури плавлення. Багато йонних сполук розчиняється у воді; вони перебувають у розчині в дисоційованій формі.

Ковалентний зв’язок утворюється між атомами внаслідок формування спільних електронних пар. Вони з’являються за рахунок об’єднання неспарених електронів обох атомів (обмінний механізм) або зміщення неподіленої електронної пари одного атома у вільну орбіталь іншого (донорно-акцепторний механізм).

Ковалентний зв’язок вирізняється достатньою міцністю. Він існує в речовинах молекулярної та атомної будови, а також у складних йонах.

Для ковалентного зв’язку зазначають кратність ( розрізняють простий, подвійний, потрійний зв’язок), полярність чи не полярність.

Речовини молекулярної та атомної будови істотно різняться за фізичними властивостями.

Водневий зв’язок – це електростатична взаємодія між молекулами за участю атомів Гідрогену. Він утворюється, якщо ці атоми сполучені з атомами найбільш електронегативних елементів. Водневий зв’язок існує у воді, спиртах, кислотах, деяких інших сполуках, а також у їх водних розчинах. Це досить слабкий зв’язок, але він впливає на фізичні властивості речовин.

Металічний зв’язок – зв’язок між катіонами в металі, здійснюваний за участю делокалізованих електронів. Такі електрони надають металам здатність проводити електричний струм, зумовлюють металічний блиск, високу теплопровідність, а часто – й пластичність.

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу з теми

ЙОННИЙ, КОВАЛЕНТНИЙ, МЕТАЛІЧНИЙ, ВОДНЕВИЙ ХІМІЧНІ ЗВ’ЯЗКИ

Опрацювати матеріал лекції, скласти конспект, виконайте завдання.

Тестові завдання

1. Позначте назву йонної сполуки:

А гідроген бромід;

Б сульфур (ІV) оксид;

В кисень;

Г магній хлорид.

2. Позначте назву сполуки з ковалентним неполярним зв’язком:

А гідроген сульфід;

Б хлор;

В натрій гідроксид;

Г цинк сульфат.

3. Позначте назву сполуки з ковалентним неполярним зв’язком:

А гідроген хлорид;

Б кальцій хлорид;

В барій сульфід;

Г калій оксид.

4. Позначте тип хімічного зв’язку сполуки NO₂:

А йонний;

Б ковалентний неполярний;

В ковалентний полярний;

Г металічний.

5. Установіть відповідність між формулами речовин та типами хімічних зв’язків:

Формули речовин Типи хімічних зв’язків

А Н₂; 1 Ковалентний полярний;

Б Мg₃N₂; 2 ковалентний неполярний;

В Н₂S; 3 йонний;

Г Са. 4 металічний.

6. Позначте пари простих речовин, після взаємодії яких між собою утворюються йонні сполуки:

А Мg і Cl₂;

Б N₂ і Н₂;

В Нg і S;

Г Н₂ і О₂;

Ґ Cl₂і Н₂;

Д К і Вr₂.

Напишіть рівняння відповідних реакцій, позначте заряди йонів.

7. Позначте пару елементів, між якими утворюється ковалентний полярний зв’язок:

А Nа, S;

Б Н, S;

В Са, О;

Г К, Cl.

8. Температура плавлення якої сполуки має бути вищою:

А літій оксиду;

Б натрій сульфіду.

9. Температура плавлення якої сполуки має бути нижчою:

А калій фториду;

Б кальцій оксиду.

10. Які речовини є молекулярними:

А пропан;

Б негашене вапно;

В вода;

Г срібло.

11. Яка речовина здатна утворювати водневі зв’язки:

А СО₂;

Б СН₃ОН;

В Н₂;

Г О₂.

12. Загальна формула катіонів, які можуть міститися в лужних металах:

А М⁰;

Б М^-;

В М⁺;

Г М²⁺.

Лекція

КРИСТАЛІЧНИЙ І АМОРФНИЙ СТАНИ ТВЕРДИХ РЕЧОВИН

Кухонна сіль, цукор, борошно, крохмаль – важливі харчові продукти. Кожний із вас щодня або періодично стикається з ними і знає, що сіль і цукор складаються з кристалів, а борошно і крохмаль – із дрібних часточок, не схожих на кристали.

Для твердих речовин існують кристалічний і аморфний стани.

1. Кристалічні речовини

Йонні сполуки утворюють кристали. Кристал – це самоутворене тверде тіло, що має плоскі грані та прямі ребра. Кристали кухонної солі мають вигляд кубиків, а цукру – складнішу форму. Найменші частинки речовин – йони Na⁺ і Cl^-в солі, молекули С₁₂Н₂₂О₁₁ в цукрі – розміщені в кристалах у чіткому порядку, який повторюється в різних напрямках.

Модель внутрішньої будови кристала називають кристалічними ґратками.

Це – схема чи макет розміщення найменших частинок у невеликому об’ємі кристала. Відповідно до будови речовин розрізняють йонні, молекулярні та атомні кристалічні ґратки. За звичайних умов або низьких температур у кристалічному стані перебуває більшість простих речовин, неорганічних сполук,а серед органічних речовин – переважно ті, які складаються з невеликих молекул.

2. Аморфні речовини

У багатьох речовинах молекули, атоми розміщені не впорядковано, а хаотично. Це аморфні речовини. За такою особливістю будови вони нагадують рідину.

В аморфних речовинах і рідинах існує лише «ближній» порядок у розміщенні найменших частинок, а «дальнього» порядку немає. Наприклад, водневий зв’язок відповідним чином орієнтує сусідні молекули полісахаридів, білків, води.

Аморфними є вищі карбонові кислоти, полісахариди, білки, багато полімерів. Приклад аморфної неорганічної речовини – скло. З нього можна виготовити предмет симетричної форми, який не відрізнити від кристала. Якщо ж його розбити, отримаємо безформні уламки, а не дрібні кристалики. Таким самим буде результат і з бурштиновим кубиком.

3. Фізичні властивості

Кристалічні і аморфні речовини розрізняються за деякими фізичними властивостями. Кристалічна речовина, яка при нагріванні не розкладається, має певну температуру плавлення, а аморфна речовина плавиться у відповідному температурному інтервалі. Наприклад, скло при сильному нагріванні спочатку розм’якшується (при цьому його температура продовжує зростати), а потім повністю перетворюється на в’язку рідину. Твердість, оптичні властивості аморфних речовин, на відміну від властивостей кристалічних речовин не залежать від того, в якому напрямку діє зовнішня сила або звідки надходить промінь світла і є однаковими в усіх напрямках.

Кристали зберігають форму і об’єм, плоскі грані, незмінні кути між ними. У разі руйнування розпадаються на окремі шматочки, кожен з яких зберігає форму хоча б частково початкового кристалу.

Аморфні речовини мають форму, але з часом кристалізуються (помутніння скла). За певних умов кристалічні речовини можуть перетворюватись на аморфну і навпаки. Наприклад, з часом силіцій (ІV) оксид в склі набуває кристалічної форми. Через це старі склянки під час наливання в них окропу лопаються набагато частіше, ніж нові. Цукор – кристал, але якщо його розплавити та швидко охолодити, він застигає в аморфному стані. З такого цукру виготовляють льодяники, карамель.

Висновок. Для твердих речовин існують кристалічний і аморфний стани. Кристал – само утворене тверде тіло із плоскими гранями і прямими ребрами. Модель будови кристала називають кристалічними ґратками. У кристалі атоми, молекули або йони розміщені в чіткому порядку, а в аморфній речовині – переважно хаотично.

Кристалічна речовина плавиться за певної температури, а аморфна – у певному інтервалі температур.

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу з теми

КРИСТАЛІЧНИЙ І АМОРФНИЙ СТАНИ ТВЕРДИХ РЕЧОВИН

Опрацюйте матеріал лекції, складіть конспект, дайте відповіді на запитання(запитання див. в теці відео- фотоматеріалів і графічних завдань з теми Кристалічний і аморфний стани твердих речовин).

Лекція

НЕОБОРОТНІ І ОБОРОТНІ ХІМІЧНІ ПРОЦЕСИ. ХІМІЧНА РІВНОВАГА. ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЄ

1. Необоротні реакції

Існують випадки, коли хімічних перетворень зазнають лише реагенти, а продукти реакцій не взаємодіють між собою. Необоротними за будь-яких зовнішніх умов є реакції окиснення алюмінію:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃;

взаємодія лужних металів з водою:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑;

спиртове бродіння глюкози:

С₆Н₁₂О₆ → 2С₂Н₅ОН + СО₂↑;

Утворення осаду, газу, малодисоційованої речовини, наприклад, води – умови необоротних хімічних реакцій йонного обміну:

KCl + AgNO₃ = KNO₃ + AgCl↓

Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑;

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

У рівняннях необоротних реакцій між лівою і правою частинами записують знак рівності (=) або стрілку, спрямовану праворуч для рівнянь реакцій органічних речовин та реакцій розкладу (→). Іноді кажуть, що така реакція проходить «зліва направо».

2. Оборотні реакції

Трапляється, що водночас із реакцією між реагентами взаємодіють її продукти (з утворенням реагентів), а в пробірці чи колбі в будь-який момент міститься суміш речовин – реагентів і продуктів.

Реакції, які одночасно відбуваються в протилежних напрямках, називають оборотними.

У рівнянні оборотної реакції використовують знак оборотності (↔):

А + В ↔ С + D

Взаємодія речовин А і В є прямою реакцією, а речовин С і D – зворотною реакцією. Зверніть увагу! Терміни « оборотна реакція» і «зворотна реакція» не є синонімами. Це зовсім різні поняття.

Відомо багато оборотних реакцій. Серед них – взаємодія водню з парою йоду:

Н₂ + І₂ ↔ 2НІ.

Пряма реакція відбувається при нагріванні й не завершується через одночасний перебіг зворотної реакції – розклад гідроген йодиду на прості речовини. Досягти повної взаємодії водню з йодом не вдається, якщо підвищити температуру, збільшити тривалість досліду чи додати каталізатор. Аналогічну особливість має реакція водню з азотом, яку використовують в промисловості для добування амоніаку NH₃:

3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃.

Оборотні реакції також відбуваються під час розчинення багатьох солей у воді.

Деякі реакції є оборотними в певному інтервалі температур.

Кальцій оксид (технічна назва негашене вапно) за звичайних умов дуже повільно реагує з вуглекислим газом і перетворюється на сіль – кальцій карбонат:

СаО + СО₂ = СаСО₃.

Тому негашене вапно зберігають у герметичній тарі; в іншому разі цей оксид взаємодіятиме з вуглекислим газом, який є в повітрі, й поступово перетвориться на карбонат. Вапно втратить властивості, які зумовлюють його використання на практиці.

Негашене вапно добувають нагріванням природного кальцій карбонату (вапняку, крейди) за температури 900℃, тобто здійснюють протилежну реакцію:

_900℃

СаСО₃ = СаО + СО₂↑.

За цих умов удається повністю перетворити сіль на оксид.

Якщо нагрівати кальцій карбонат у закритому реакторі при 900℃, то розкладається лише частина солі. У посудині виявимо суміш твердих сполук – СаО і СаСО₃, а також вуглекислий газ. Отже, водночас відбуватимуться дві реакції – розкладу солі та сполучення оксидів. Маємо оборотну реакцію; розклад солі є прямою реакцією, а її утворення – зворотною:

СаСО₃ ↔ СаО + СО₂.

При розчиненні кислот, солей, основ у воді вони розпадаються на йони. Цей процес називається електролітична дисоціація. Для кислот він є оборотним: частина молекул кислоти постійно розпадається на йони, а частина йонів сполучається в молекули:

HCl ↔ Н⁺ + Cl^-.

Електролітична дисоціація основ і солей є повною, тобто необоротним процесом. Це – йонні сполуки; їхні йони під час розчинення речовин переходять у розчин і не сполучаються один з одним:

Ва(ОН)₂ = Ва²⁺ + 2ОН^-;

К₃РО₄ = 3К⁺ + РО₄^3-.

3. Хімічна рівновага

Одним із чинників, від яких залежить швидкість хімічної реакції, є концентрація реагентів. Чим вона більша, тим більша швидкість реакції.

Розглянемо перебіг реакції між двома розчиненими у воді речовинами А і В, продуктом якої є розчинна речовина С. Вважатимемо, що кожна речовина складається з молекул. Проведемо реакцію за умов, коли вона є оборотною:

А + В ↔ С.

При зливанні розчинів А і В починається взаємодія між речовинами. Із часом концентрації реагентів зменшуватимуться, і пряма реакція уповільнюватиметься. Концентрація речовини С зростатиме, а отже швидкість зворотної реакції збільшуватиметься. У певний момент швидкість прямої і зворотної реакцій зрівняються; скільки частинок речовини А або В прореагують, скажімо, за секунду, стільки ж частинок речовини С розкладуться. У подальшому швидкості обох реакцій і концентрації всіх речовин змінюватися не будуть.

Стан суміші реагуючих речовин, для якого швидкості прямої та зворотної

реакцій однакові, називають хімічною рівновагою.

В одних випадках хімічна рівновага встановлюється миттєво (коли швидкості прямої та зворотної реакцій дуже великі), а в інших – через тривалий час (коли обидві реакції відбуваються повільно).

Якщо спостерігати за перебігом оборотної реакції, то після встановлення хімічної рівноваги виявимо припинення будь-яких зовнішніх змін (наприклад, колір розчину чи кількість осаду більше не змінюватиметься). Складається враження, що хімічне перетворення завершилося. Але насправді і пряма, і зворотна реакції відбуватимуться з однаковою швидкістю. Тому кажуть, що хімічна рівновага є динамічною.

4. Зміщення хімічної рівноваги

Метою виробництва, численних хімічних дослідів є добування якомога більшої кількості продуктів реакцій. Багато реакцій є оборотними, однак хімічну рівновагу можна зміщувати.

Внесемо в рівноважну суміш А + В ↔ С порцію одного з реагентів, наприклад речовини А. зростання концентрації цієї речовини призведе до різкого збільшення швидкості прямої реакції. Речовини А і В інтенсивніше витрачатимуться , їхні концентрації зменшуватимуться, пряма реакція гальмуватиметься.концентрація речовини С зростатиме, зворотна реакція пришвидшиться. В якийсь момент швидкості обох реакцій зрівняються і настане нова хімічна рівновага. Концентрація реагенту А і продукту С будуть більшими, а концентрація реагенту В – меншою, ніж до нашого втручання в рівновагу.

Французький учений Анрі-Луї Ле Шательє у 1884 році сформулював загальний принцип зміщення хімічної рівноваги (він названий принципом Ле Шательє):

якщо суміш речовин, що перебуває в стані хімічної рівноваги, зазнає зовнішнього впливу(змінюється концентрація речовини, температура або тиск), то рівновага зміщується в бік тієї реакції, яка послаблює цей вплив.

В щойно розглянутому прикладі в суміш додавали реагент; рівновага зміщувалася в бік реакції, внаслідок якої реагент витрачався.

Зменшення концентрації одного із продуктів реакції(видалення його з реакційної суміші) призводить до зміщення хімічної рівноваги в бік утворення продуктів. Для того, щоб добути більшу кількість амоніаку в реакції

3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃

в суміш додають воду для видалення продукту прямої реакції амоніаку, як розчинної речовини. Збільшити вихід амоніаку також можна, якщо взяти надлишок одного з реагентів – водню або азоту.

Тепер розглянемо вплив зміни температури на хімічну рівновагу. Припустимо, що реакція між речовинами А і В є екзотермічною, тобто відбувається з виділенням теплоти:

А + В ↔ С; ∆Н < 0.

При нагріванні рівноважної суміші речовин, тобто отриманні ними додаткової енергії, рівновага, згідно з принципом Ле Шательє, зміститься бік ендотермічної реакції – розкладу речовини С. При цьому енергія не накопичуватиметься, а витрачатиметься. За деякий час встановиться нова хімічна рівновага: маси речовин А і В стануть більшими, а маса речовини С – меншою. Отже, за підвищення температури хімічна рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції, а за зниження температури – в бік екзотермічної реакції.

Проведемо ще один мислений експеримент. Нехай усі речовини в оборотній реакції

А + В ↔ С

є газами. Згідно з хімічним рівнянням, кожний 1 моль газу А взаємодіє з 1 моль газу В (тобто реагують 2 моль речовин), а утворюється 1 моль газу С. Інакше кажучи, із кожних двох об’ємів реагентів утворюється 1 моль продукту.

Збільшимо тиск на рівноважну суміш. Для того, щоб цей вплив зменшився, рівновага має зміститися праворуч – у бік реакції, яка відбувається зі зменшенням об’єму речовин, а отже, й тиску.

Для оборотних реакцій, у яких загальний об’єм реагентів дорівнює загальному об’єму продуктів, зміна тиску не впливає на стан хімічної рівноваги.

Деякі оборотні реакції відбуваються за наявності каталізаторів. Виявлено, що каталізатор пришвидшує і пряму, і зворотну реакції, тобто скорочує термін встановлення хімічної рівноваги, але не спричиняє її зміщення.

5. Хімічна рівновага в розчинах електролітів

Електролітична дисоціація кислот, взаємодія багатьох солей з водою, деякі інші реакції за участю електролітів у розчинах є оборотними процесами. На них також поширюється принцип Ле Шательє. Наприклад, якщо в розчин оцтової кислоти

СН₃СООН ↔ СН₃СОО^- + Н⁺

додати її сіль ( скажімо калій ацетат СН₃СООК ), яка містить йони СН₃СОО^-:

СН₃СООК = СН₃СОО^- + К⁺

то збільшення концентрації цих йонів призведе до зміщення хімічної рівноваги ліворуч – у бік утворення недисоційованих молекул кислоти (її ступінь дисоціації зменшиться).

Висновок

Розрізняють оборотні та необоротні хімічні реакції. Оборотні реакції одночасно відбуваються у протилежних напрямках: взаємодіють між собою і реагенти (пряма реакція), і продукти (зворотна реакція). Необоротна реакція відбувається лише між реагентами, тобто в одному напрямку.

Під час перебігу оборотної реакції швидкість прямої реакції зменшується, а зворотної – збільшується. У певний момент швидкості обох реакцій зрівнюються і настає хімічна рівновага.

Хімічну рівновагу можна порушити, додавши в суміш речовин чи вилучивши з неї реагент або продукт, змінивши температуру чи тиск. Рівновага зміститься в бік тієї реакції, яка послаблює зовнішній вплив (принцип Ле Шательє).

Завдання з дисципліни хімії для студентів 1 курсу з теми

НЕОБОРОТНІ І ОБОРОТНІ ХІМІЧНІ ПРОЦЕСИ. ХІМІЧНА РІВНОВАГА. ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЄ

Опрацювати матеріал лекції, скласти конспект, виконати наступні завдання:

1. У який бік і чому зміститься хімічна рівновага реакції в разі:

а) підвищення температури:

СаСО₃ ↔ СаО + СО₂; ∆Н > 0

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₄; ∆Н < 0

б) підвищення тиску:

3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃; ∆Н < 0

2H₂ + О₂ ↔ 2H₂O; ∆Н < 0

Поясніть, у яких випадках температура і тиск не впливатимуть на зміщення хімічної рівноваги. Чи є серед наведених реакцій такі реакції?

2. Серед наведених реакцій укажіть ті, для яких підвищення тиску зміщує хімічну рівновагу вправо. Укажіть номери правильних відповідей за зростанням:

а) 2СО (газ) + О₂ (газ) ↔ 2СО₂ (газ);

б) СО (газ) + Сl₂ (газ) ↔ СОСl₂ (газ);

в) N₂(газ) + О₂(газ) ↔ 2NO (газ).

3. Використовуючи принцип Ле Шательє, поясніть, у яких системах у разі підвищення температури хімічна рівновага зміститься:

а) вліво:

N₂ + О₂ ↔ 2NO – 180 кДж

2НІ + Сl₂ ↔ І₂ + 2НСl + Q

3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃ + 83 кДж

б) вправо:

Н₂S ↔ H₂+ S – 40,2 кДж

СО + H₂O ↔ СО₂ + H₂ + Q

2СО + О₂ ↔ 2СО₂ + 570 кДж

4.Запишіть рівняння зворотної реакції:

а) 2SО₂ + О₂ → 2SО₃

б) 2NО + О₂ → 2NO₂

Поясніть, чому хімічну рівновагу називають динамічною.

XIMIЯ

среда, 1 апреля 2020 г.

Дистанційна робота для студентів 1 курсу

1 комментарий:

ДОДАТКОВИЙ МАТЕРІАЛ до теми ПОШИРЕННЯ В ПРИРОДІ СОЛЕЙ для здобувачів освіти 2 курсу всіх спеціальностей

Сообщить о нарушении

среда, 1 апреля 2020 г.

Дистанційна робота для студентів 1 курсу

1 комментарий:

ДОДАТКОВИЙ МАТЕРІАЛ до теми ПОШИРЕННЯ В ПРИРОДІ СОЛЕЙ для здобувачів освіти 2 курсу всіх спеціальностей

среда, 1 апреля 2020 г.