3. Ионная связь
advertisement
Ионная связь 1. Валентность Лишь немногие химические элементы могут существовать в индивидуальном виде в виде газов. Эти элементы называются инертными газами. Остальные химические элементы будут взаимодействовать друг с другом или с другими атомами, образуя соединения. Причиной образования этих химических соединений является химическая связь. Химическая связь обусловлена электростатическим взаимодействием заряженных частей атома: ядра и электронной оболочки. Доказано, что в образовании химической связи принимают участие электроны внешней электронной оболочки. Такие электроны называются валентными. - Способность атома к образованию химической связи называется валентностью. Электроны в атомах располагаются на энергетических уровнях. Полностью заполненным энергетическим уровнем обладают электроны VIII-А группы - благородные или инертные газы. Учитывая химическую пассивность инертных газов и строение атомов соответствующих элементов, приходим к такому выводу: внешняя 8-электронаая оболочка является для атома выгодной и устойчивой. Её часто называют электронным октетом. Поскольку электронная конфигурация благородного газа очень устойчива, (ns2np6) то достичь её стремятся атомы других элементов. Сделать это они могут, отдав электроны, приняв или обобществив свои электроны с электронами других атомов. Способы образования химической связи различны, поэтому и выделяют несколько типов химической связи: - Ковалентная связь; - Водородная связь; - Металлическая связь; - Ионная связь. Каждый химический элемент обладает своей способностью притягивать к себе внешние, чужие электроны. 2. Электроотрицательность - Способность атома притягивать к себе электроны называется электроотрицательностью. Рис. 1. Шкала Полинга Электроотрицательность нельзя выразить в единицах любых физических величин. Поэтому было разработано несколько шкал относительной электроотрицательности. Наибольшее признание получила шкала электроотрицательности, разработанная Л.К. Полингом. Рис.1. Л.К. Полинг один из известнейших ученых XX- века. Он один из немногих, дважды нобелевский лауреат. В 1954 году ему была вручена Нобелевская премия по химии с формулировкой « За изучение природы химической связи и его применения к структуре сложных молекул» Чем меньше электронов требуется атому для завершения внешнего электронного уровня, тем большим значением электроотрицательности он обладает. Например, если сравнить хлор и серу, то большим значением электроотрицательности будет обладать хлор. Ему до достижения октета электронов требуется всего 1 электрон, а атому серы – 2.Рис.2. Рис. 2. Электронная конфигурация внешнего слоя В периоде электроотрицательность будет возрастатьслева направо. Если же рассматривать элементы одной группы, которые имеют на внешнем слое одинаковое количество электронов, то большим значением электроотрицательности будет обладать тот элемент, у которого меньше радиус. Т.е. тот, который находится выше по группе. Сравнивая фтор и хлор можно с уверенностью сказать, что фтор 9F …2s22p5обладает большей электроотрицательностью, чем хлор 17Cl…3s23p5 . Фтор самый электроотрицательный элемент. Наименьшим значением электроотрицательности обладают щелочные металлы. 3. Ионная связь Ионная связь – это связь между атомами резко отличающимися по электроотрицательности: у одного она очень высокая, у другого – низкая. В этом случае, атом с меньшей электроотрицательностью полностью отдает свои валентные электроны атому с большей электроотрицательностью. Ионная связь образуется между металлами и неметаллами. Такой тип связи в NaCl, CsBr, NH4Cl и др. При образовании ионной связи образуются заряженные частицы: ионы. Катионы – положительно заряженные ионы. Их образуют атомы, в которых мало валентных электронов и они слабо связаны с ядром. Это атомы щелочных и щелочноземельных металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы. Их легче всего образуют галогены. Элементы главной подгруппы 7 группы. До завершения валентного уровня им не хватает всего одного электрона. Схема образования ионной связи на примере хлорида натрия. Атом натрия, имеет на внешнем уровне всего один электрон. Он легко отдает его, превращаясь в катион натрия Na+. Атому хлора до октета электронов не хватает одного электрона. Он его забирает у атома натрия, превращаясь в анион хлора Cl-. - Ионная связь возникает за счет сил электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. 4. Физические свойства веществ с ионной связью Рис. 3. Ионные соединения Рис. 4. Кристаллическая решетка фторида кальция Вещества, образованные из ионов, называются ионными соединениями. Рис.3. Соединения, образованные ионной связью при обычных условиях твёрдые вещества с высокой температурой плавления и кипения. Это хрупкие вещества. Они образуют ионную кристалличекую решетку. В узлах кристаллической решетки находятся ионы. На рисунках показаны кристалличекие решетки хлорида натрия и фторида кальция. Рис. 4,5. Рис. 5. Кристаллическая решетка хлорида натрия Таким образом, можно сделать вывод, что соединения двух элементов, расположенных в противоположных концах одного (или разных) периодов, имеют преимущественно ионный характер связи, но по мере сближения элементов в пределах периода ионный характер их соединений уменьшается. В большинстве случаев нельзя сказать, что соединение является полностью (или чисто) ионным либо полностью (или чисто) ковалентным. Однако можно утверждать, что некоторые соединения являются преимущественно ионными, а другие соединения преимущественно ковалентными. Хорошими примерами ионных соединений являются хлориды и оксиды. Хлориды и оксиды элементов, расположенных в левой части периодической таблицы, как правило, имеют преимущественно ионный характер. Ковалентная связь 1. Введение понятия ковалентной неполярной связи Вспомним, как образуется ионная связь. Вы уже знаете, что атомы химических элементов стремятся завершить свои внешние электронные слои до устойчивого состояния. Так, атомы металлов отдают электроны с последнего электронного слоя атомам неметаллов, при этом образуются разноименно заряженные ионы, которые притягиваются. Именно так в соединениях образуется ионная связь. Образование химической связи между одинаковыми неметаллами Рис. 1. Атом водорода Если в состав молекулы вещества входят атомы одного химического элемента, например, два атома водорода Н2, то, очевидно, связь между ними не может образовываться по ионному механизму. Механизм образования связи в молекулах простых веществ-неметаллов отличается от образования ионной связи. В соответствии с моделью Нильса Бора, атом подобен солнечной системе – электроны вращаются вокруг ядра атома по строго определенным орбитам. Например, в соответствии с этой моделью, атом водорода будет выглядеть, как показано рис.1. Заряд ядра атома водорода равен +1. Вокруг ядра вращается всего один электрон. Электронное облако Рис. 2. Электронная орбиталь атома водорода Модель атома была уточнена немецким физиком Гейзенбергом. Он выдвинул принцип неопределенности, в соответствии с которым можно говорить лишь о вероятности нахождения электрона в околоядерном пространстве. Таким образом, электрон не вращается вокруг ядра, а находится около него с определенной вероятностью. Область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно, называют электронным облаком, или электронная орбиталь. Например, электронная орбиталь водорода имеет форму сферы. (см. Рис. 2.) 2. Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода Образование связи между двумя атомами водорода в молекуле водорода Н2 Рис. 3. Ковалентная неполярная связь в молекуле водорода Рассмотрим образование связи между двумя атомами водорода. Рис.3. Химическая связь образуется в результате перекрывания атомных орбиталей. В этом случае между ядрами двух атомов образуется область повышенной электронной плотности. Такое состояние энергетически выгодно для обоих атомов, так как в данном случае оба электрона в равной степени принадлежат обоим атомам. Образование связи в молекуле водорода можно показать как с помощью перекрывания атомных орбиталей, так и с помощью формул Льюиса. Два электрона стали общими для обоих атомов водорода. Так как в атоме водорода всего один электронный слой, и он завершен, если на нем два электрона, такое состояние выгодно для обоих атомов – образовалась химическая связь. Химическая связь, образующаяся в результате перекрывания атомных орбиталей, при котором пара электронов становится общей для обоих атомов, называется ковалентной связью Обратите внимание: при ковалентной связи пара электронов становится общей для обоих атомов. Образование молекулы водорода – это пример ковалентной связи. При этом область повышенной электронной плотности находится посередине относительно центров ядер атомов, то есть пара электронов в равной степени принадлежит обоим атомам водорода. Такая связь называется ковалентной неполярной связью. Химическую связь между атомами элементов, в результате которой электроны в равной степени принадлежат обоим атомам, называют ковалентной неполярной связью. 3. Ковалентная неполярная связь в молекуле хлора Образование ковалентной неполярной связи в молекуле хлора Cl2 Рис. 4. Образование связи в молекуле хлора Атом хлора находится в седьмой группе, главной подгруппе периодической системы. Значит, на внешнем электронном слое у него семь электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния ему не хватает всего одного электрона. Таким образом, образовав одну общую электронную пару, два атома хлора получат в свое распоряжение так необходимый каждому из них электрон. Если заменить общую электронную пару черточкой, а электроны, не участвующие в образовании связи, не учитывать, то получим графическую формулу хлора. В молекуле хлора атомы соединены одинарной ковалентной неполярной связью. Рис.4. 4. Ковалентная неполярная связь в молекуле азота Образование ковалентной неполярной связи в молекуле азота N2 Рис. 5. Образование связи в молекуле азота Азот находится в пятой группе, главной подгруппе таблицы Менделеева. Значит, на внешнем электронном слое каждого атома азота находится пять электронов. До устойчивого, энергетически выгодного состояния каждому атому азота не хватает трех электронов. Если каждый из этих атомов предоставит по три электрона на образование общих электронных пар, то приобретет энергетически выгодное состояние. Рис.5. Таким образом, в молекуле азота образуется тройная ковалентная неполярная связь. Ковалентная полярная связь 1. Введение понятия ковалентной полярной связи Тема сегодняшнего урока «Ковалентная полярная связь». На прошлом уроке вы познакомились с моделью химической связи, которая реализуется в простых веществах-неметаллах. Такой вид связи называется «ковалентная неполярная связь». Сегодня вы узнаете о другом виде ковалентной связи, которая образует молекулы сложных веществ. 2. Ковалентная полярная связь в молекуле хлороводорода Рис. 1. Образование молекулы хлороводорода Зная, что ковалентная связь образуется за счет общих электронных пар, изобразим модель молекулы хлороводорода. Атом водорода имеет на внешнем электронном слое всего один электрон. Атом хлора – семь электронов. Эти атомы приобретут энергетически выгодное состояние, если атому водорода будет принадлежать два электрона, а атому хлора – восемь. Такое возможно при образовании одной общей электронной пары. Связь, образующаяся между водородом и хлором, в молекуле хлороводорода отличается от той химической связи, которая реализуется в молекулах простых веществ водорода и хлора. Это подтверждают экспериментальные данные. Например: атом водорода в молекуле HCl, может замещаться на атомы металла, а раствор хлороводорода в воде проводит электрический ток. 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2↑ Электроотрицательность Атомы разных химических элементов обладают различной способностью притягивать к себе электроны. 3. Шкала электроотрицательности Способность атома оттягивать к себе электроны, участвующие в образовании связи, называется электроотрицательностью. Рис. 2. Шкала относительной электроотрицательности элементов Лайнус Полинг предложил шкалу значений относительной электроотрицательности, приняв электроотрицательность лития за единицу. При этом он сравнивал электроотрицательность остальных атомов в химических элементах с электроотрицательностью лития. Максимальную электроотрицательность имеет атом фтора, ее значение равно 4. В соответствии с этой шкалой, относительная электроотрицательность водорода меньше, чем значение относительной электроотрицательности хлора. Рис. 3. Частичные заряды атомов в молекуле хлороводорода Значит, общая электронная пара, и электронная плотность будут смещены к атому хлора. Обратите внимание на то, что нет полного перехода электрона от атома водорода к атому хлора, а лишь смещается электронная плотность в сторону более электроотрицательного элемента. Таким образом, на атомах этих элементов образуются частичные заряды, которые обозначаются греческой буквой «δ». На атоме водорода δ+, на атоме хлора δ-.Рис.3. 4. Ковалентная полярная связь в молекулах Химическую связь, образованную элементами-неметаллами с разной электроотрицательностью, называют ковалентной полярной связью. Теперь, зная модель химической связи в молекуле хлороводорода, мы можем объяснить, почему раствор хлороводорода в воде становится электропроводным. Откуда там берутся заряженные частицы? Дело в том, что под действием молекул воды образуются не частичные, а целочисленные заряды на атомах H и Cl. Таким образом, в раствор переходят заряженные частицы – ионы, и такой раствор способен проводить электрический ток. Между атомами неметаллов образуется ковалентная связь. Ковалентная неполярная связь образуется между атомами одного химического элемента. Ковалентная полярная связь образуется между различными атомами неметаллов. При образовании ковалентной полярной связи общие электронной пары смещаются в сторону наиболее электроотрицательного элемента. Подведение итога урока Вы рассмотрели модель образования ковалентной полярной связи в молекулах сложных веществ. На следующем уроке вы узнаете, как изменяются значения относительной электроотрицательности элементов в главных подгруппах и периодах. Закономерности изменения электроотрицательности элементов в группе и периоде 1. Закономерности изменений значений электроотрицательности в периоде Закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в периоде Рассмотрим на примере элементов второго периода, закономерности изменений значений их относительной электроотрицательности. Рис.1. Рис. 1. Закономерности изменений значений электроотрицательности элементов 2 периода Относительная электроотрицательность химического элемента зависит от заряда ядра и от радиуса атома. Во втором периоде находятся элементы: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne. От лития до фтора увеличивается заряд ядра и количество внешних электронов. Число электронныхслоев остается неизменным. Значит, сила притяжения внешних электронов к ядру будет возрастать, и атом будет как бы сжиматься. Радиус атома от лития до фтора будет уменьшаться. Чем меньше радиус атома, тем сильнее внешние электроны притягиваются к ядру, а значит больше значение относительной электроотрицательности. В периоде с увеличением заряда ядра радиус атома уменьшается, а значение относительной электроотрицательности увеличивается. Рис. 2. Закономерности изменений значений электроотрицательности элементов VII-A группы. 2. Закономерности изменений значений электроотрицательности в группе Закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в главных подгруппах Рассмотрим закономерности изменений значений относительной электроотрицательности в главных подгруппах на примере элементов VII-A группы. Рис.2. В седьмой группе главной подгруппе расположены галогены: F, Cl, Br, I, At. На внешнем электроном слое у этих элементов одинаковое число электронов – 7. С возрастанием заряда ядра атома при переходе от периода к периоду, увеличивается число электронных слоев, а значит, увеличивается атомный радиус. Чем меньше радиус атома, тем больше значение электроотрицательности. В главной подгруппе с увеличением заряда ядра атома радиус атома увеличивается, а значение относительной электроотрицательности уменьшается. Так как химический элемент фтор расположен в правом верхнем углу Периодической системы Д.И.Менделеева его значение относительной электроотрицательности будет максимальным и численно равным 4. Вывод: Относительная электроотрицательность увеличивается с уменьшением радиуса атома. В периодах с увеличением заряда ядра атома электроотрицательность увеличивается. В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома относительная электроотрицательность химического элемента уменьшается. Самый электроотрицательный химический элемент – это фтор, так как он расположен в правом верхнем углу Периодической системы Д.И.Менделеева. Электролитическая диссоциация 1. Понятие электролитическая диссоциация Тема нашего урока – «Электролитическая диссоциация». Мы попробуем объяснить некоторые удивительные факты: - Почему растворы кислот, солей и щелочей проводят электрический ток. - Почему температура кипения раствора электролита всегда будет выше, чем температура кипения раствора не электролита той же концентрации. Сванте Аррениус В 1887 году шведский физико - химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы – ионы, которые могут передвигаться к электродам – отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод – расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются толькопереносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит черезраствор ток или нет. При активном участии Сванте Аррениуса была сформулирована теория электролитической диссоциации, которою часто называют в честь этого ученого. Основная идея данной теории заключается в том, что электролиты под действием растворителя самопроизвольно распадаются на ионы. И именно эти ионы являются носителями заряда и отвечают за электропроводность раствора. Электрический ток - это направленное движение свободных заряженных частиц. Вы уже знаете, что растворы и расплавы солей и щелочей электропроводны, так как состоят не из нейтральных молекул, а из заряженных частиц – ионов. При расплавлении или растворении ионы становятся свободными переносчиками электрического заряда. Процесс распада вещества на свободные ионы при его растворении или расплавлении называют электролитической диссоциацией. Рис. 1. Схема распада на ионы хлорида натрия 2. Сущность процесса электролитической диссоциации солей Сущность электролитической диссоциации заключается в том, что ионы становятся свободными под влиянием молекулы воды. Рис.1. Процесс распада электролита на ионы отображают с помощью химического уравнения. Запишем уравнение диссоциации хлорида натрия и бромида кальция. При диссоциации одного моля хлорида натрия образуются один моль катионов натрия и один моль хлорид анионов. NaCl⇄Na+ + ClПри диссоциации одного моля бромида кальция образуется один моль катионов кальция и два моля бромид - анионов. CaBr2⇄Ca2+ + 2BrОбратите внимание: так как в левой части уравнения записана формула электронейтральной частицы, то суммарный заряд ионов должен быть равен нулю. Вывод: при диссоциации солей образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. 3. Сущность процесса электролитической диссоциации щелочей Рассмотрим процесс электролитической диссоциации щелочей. Запишем уравнение диссоциации в растворе гидроксида калия и гидроксида бария. При диссоциации одного моля гидроксида калия образуются один моль катионов калия и один моль гидроксид-анионов. KOH⇄K+ + OHПри диссоциации одного моля гидроксида бария образуются один моль катионов бария и два моля гидроксид - анионов. Ba(OH)2⇄Ba2+ + 2 OHВывод: при электролитической диссоциации щелочей образуются катионы металла и гидроксид анионы. Нерастворимые в воде основания практически не подвергаются электролитической диссоциации, так как в воде они практически нерастворимы, а при нагревании – разлагаются, так что расплав их получить не удается. 4. Сущность процесса электролитической диссоциации кислот Рис. 2. Строение молекул хлороводорода и воды Рассмотри процесс электролитической диссоциации кислот. Молекулы кислот образованы ковалентной полярной связью, а значит, кислоты состоят не из ионов, а из молекул. Возникает вопрос – как же тогда кислота диссоциирует, т. е как в кислотах образуются свободные заряженные частицы? Оказывается, ионы образуются в растворах кислот именно при растворении. Рассмотрим процесс электролитической диссоциации хлороводорода в воде, но для этого запишем строение молекул хлороводорода и воды. Рис.2. Обе молекулы образованы ковалентной полярной связью. Электронная плотность в молекуле хлороводорода смещена к атому хлора, а в молекуле воды – к атому кислорода. Молекула воды способна оторвать катион водорода от молекулы хлороводорода, при этом образуется катион гидроксония Н3О+. В уравнении реакции электролитической диссоциации не всегда учитывают образование катиона гидроксония – обычно говорят, что образуется катион водорода. Тогда уравнение диссоциации хлороводорода выглядит так: HCl⇄H+ + ClПри диссоциации одного моля хлороводорода образуются один моль катиона водорода и один моль хлорид - анионов. 5. Ступенчатая диссоциация кислот Ступенчатая диссоциация серной кислоты Рассмотри процесс электролитической диссоциации серной кислоты. Серная кислота диссоциирует ступенчато, в две стадии. I–я стадия диссоциации На первой стадии отрывается один катион водорода и образуется гидросульфат-анион. H2SO4⇄H+ + HSO4гидросульфат-анион. II - я стадия диссоциации На второй стадии происходит дальнейшая диссоциация гидросульфат - анионов. HSO4-⇄H+ + SO42Эта стадия является обратимой, то есть, образующиеся сульфат - ионы могут присоединять к себе катионы водорода и превращаться в гидросульфат - анионы. Это показано знаком обратимости. Существуют кислоты, которые даже на первой стадии диссоциируют не полностью – такие кислоты являются слабыми. Например, угольная кислота Н2СО3. 6. Сравнение температур кипения электролитов и неэлектролитов Теперь мы можем объяснить, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита. При растворении молекулы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами растворителя, например – воды. Чем больше частиц растворенного вещества находится в одном объеме воды, тем будет выше его температура кипения. Теперь представим, что в одинаковых объемах воды растворили равные количества вещества-электролита и вещества - неэлектролита. Электролит в воде распадется на ионы, а значит – число его частиц будет больше, чем в случае растворения неэлектролита. Таким образом, наличие свободных частиц в электролите объясняет, почему температура кипения раствора электролита будет выше, чем температура кипения раствора неэлектролита. Реакции ионного обмена 1. Образование осадка карбоната кальция Реакции ионного обмена, протекающие между растворами солей I. Запишем уравнение реакции между растворами карбоната натрия и хлорида кальция. В результате этого взаимодействия образуется осадок карбоната кальция и хлорид натрия. Рис. 1. Осадок карбоната кальция Na2CO3 +CaCl2 = CaCO3 ↓ + 2NaCl - молекулярное уравнение Рассмотрим сущность данной реакции обмена. Вы знаете, что карбонат натрия в воде диссоциирует на два катиона натрия и карбонат-анион. Na2CO3 = 2Na+ + CO32Хлорид кальция в воде также диссоциирует на катион кальция и хлорид - анионы. CaCl2 = Ca2+ + 2ClВ ходе реакции осуществляется обмен ионами, приводящий к образованию осадка карбоната кальция. 2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2Cl- = CaCO3 ↓ + 2Na+ + 2Cl- - полное ионное уравнение. Ca2+ + CO32- = CaCO3 ↓ – сокращённое ионное уравнение Химические реакции, протекающие в растворах с участием свободных ионов, называются ионными реакциями. Запись уравнения реакции с участием ионов называют уравнением в ионной форме (ионное уравнение) 2. Второй пример образования осадка карбоната кальция II. Запишем ещё одно уравнение химической реакции, приводящей к образованию осадка карбоната кальция. При взаимодействии карбоната натрия с нитратом кальция образуется осадок карбоната кальция и нитрат натрия. Запишем уравнение в молекулярной форме: Na2CO3 +Ca(NO3)2 = CaCO3 ↓ + 2NaNO3 - молекулярное уравнение Запишем уравнение в ионной форме: 2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2NO3- = CaCO3 ↓ + 2Na+ + 2 NO3-– полное ионное уравнение Ca2+ + CO32- = CaCO3 ↓ – сокращённое ионное уравнение Обратите внимание: суть обеих реакций взаимодействия карбоната натрия с нитратом кальция и с хлоридом кальциям сводится к тому, что из катиона кальция и карбонат - аниона образуется нерастворимый карбонат кальция. Теперь мы видим, что для получения карбоната кальция надо взять такие вещества, чтобы в состав одного вещества входили катионы кальция, а в состав другого – карбонат - ионы. Сущность реакции ионного обмена отражают с помощью сокращённого ионного уравнения. 3. Образование осадка сульфата бария Рассмотрим еще пример реакции ионного обмена, приводящей к образованию осадка. Запишем уравнение реакции между сульфатом калия и хлоридом бария в молекулярном виде, в сокращённом ионном виде и в полном ионном виде. K2SO4 +BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2KCl –молекулярное уравнение При взаимодействии сульфата калия и хлоридом бария образуется осадок сульфата бария и хлорид калия. Это молекулярная форма уравнения. Ниже записана полная ионная форма. 2K+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ↓ + 2K+ + 2Cl- – полное ионное уравнение Если мы зачеркнём слева и справа одинаковые ионы, то получим сокращённое ионное уравнение. Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ – сокращённое ионное уравнение Таким образом, для получения сульфата бария необходимо, чтобы в состав одного вещества входили катионы бария, а в состав другого – сульфат – анионы. Условия протекания реакций ионного обмена до конца 1. Реакции, ионного обмена, идущие с образованием осадка Если попробовать провести реакцию взаимодействия гидроксида калия с хлоридом калия, то реакция не произойдет. В реакции обмен ионами происходит, только продукты не образуются. Рассмотрим причины этого. Образующиеся в результате взаимного притяжения вещества, могут диссоциировать. 1. Реакции, ионного обмена, идущие с образованием осадка. Ранее были рассмотрены уравнения реакций, в результате которых образовывался осадок. Все эти реакции относились к реакциям ионного обмена. Можно сделать вывод, что одним из условий протекания реакции ионного обмена до конца является образование осадка. BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl. Ba2++2Cl- + 2Na++CO32-→BaCO3↓ + 2Na++2Cl- полное ионное уравнение Ba2+ + CO32-→ BaCO3↓ сокращенное ионное уравнение. Запишем еще одно уравнение реакции, приводящее к образованию осадка. СuSO4 + 2NaОН→ Cu(OH)2↓ + Na2SO4 Сu2+ + SO42- +2Na+ + 2ОН-→ Cu(OH)2↓ + 2Na+ + SO42- полное ионное уравнение Сu2+ + 2ОН-→ Cu(OH)2↓ сокращенное ионное уравнение. Вывод: реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате получается осадок. 2. Реакции, ионного обмена, идущие с образованием малодиссоциируемого вещества Рис. 1. Реакция нейтрализации (Источник) Рассмотрим реакцию нейтрализации гидроксида натрия с соляной кислотой. NaOH + HCl → NaCl+ H2O Na+ + OH- + H+ + Cl- →Na+ + Cl- + H2O полное ионное уравнение OH- + H+ → H2O сокращенное ионное уравнение Эта реакция протекает до конца, потому что в результате получается малодиссоциирующее вещество – вода. Вывод: реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате получается малодиссоциирующее вещество. 3. Реакции, ионного обмена, идущие с образованием газа Вы знаете, что карбонат кальция хорошо взаимодействует с соляной кислотой. СаCO3 +2HCl → СaCl2 + H2O + CO2↑ СаCO3 +2H+ + Cl- → Са2+ +2Cl- + H2O + CO2↑ полное ионное уравнение 2H+ + СаCO3→ Са2+ + H2O + CO2↑ сокращенное ионное уравнение. В результате этой реакции получается углекислый газ, которой образуется при разложении слабой угольной кислоты. Обратите внимание, что карбонат кальция – это нерастворимое вещество, на ионы не распадается. В полном ионном уравнении записываем в виде ионов только хлороводород и хлорид кальция. Остальные формулы остаются без изменения, так как эти вещества не подвергаются электролитической диссоциации. Вывод: реакции ионного обмена проходят до конца, если в результате её получается газ. Составление уравнений реакций ионного обмена 1. Пример 1 Составим уравнение реакции между гидроксидом железа (III) и азотной кислотой. Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O Запишем данное уравнение в ионной форме: (Гидроксид железа (III) является нерастворимым снованием, поэтому не подвергается электролитической диссоциации. Вода – малодиссоциируемое вещество, на ионы в растворе практически недиссоциировано.) Fe(OH)3 + 3H+ + 3NO3- = Fe3+ + 3NO3- + 3H2O Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение: Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O Данная реакция протекает до конца, т.к. образуется малодиссоциируемое вещество – вода. 2. Пример 2 Составим уравнение реакции между карбонатом натрия и нитратом магния. Na2CO3 + Mg(NO3)2 = 2NaNO3 + MgCO3↓ Запишем данное уравнение в ионной форме: (Карбонат магния является нерастворимым в воде веществом, следовательно, на ионы не распадается.) 2Na+ + CO32-+ Mg2+ + 2NO3- = 2Na+ + 2NO3- + MgCO3↓ Зачеркнем одинаковое количество нитрат-анионов и катионов натрия слева и справа, запишем сокращенное ионное уравнение: CO32-+ Mg2+ = MgCO3↓ Данная реакция протекает до конца, т.к. образуется осадок – карбонат магния. 3. Пример 3 Составим уравнение реакции между карбонатом натрия и азотной кислотой. Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2 ↑+ H2O (Углекислый газ и вода – продукты разложения образующейся слабой угольной кислоты.) 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2NO3- = 2Na+ + 2NO3-+ CO2↑ + H2O CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2O Данная реакция протекает до конца, т.к. в результате нее выделяется газ и образуется вода. 4. Пример 4 Составим два молекулярных уравнения реакций, которым соответствует следующее сокращенное ионное уравнение: Ca2+ + CO32- = CaCO3. Сокращенное ионное уравнение показывает сущность реакции ионного обмена. В данном случае можно сказать, что для получения карбоната кальция необходимо, чтобы в состав первого вещества входили катионы кальция, а в состав второго – карбонат-анионы. Составим молекулярные уравнения реакций, удовлетворяющих этому условию: CaCl2 + K2CO3 = CaCO3↓ + 2KCl Ca(NO3)2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaNO3 Скорость химических реакций Понятие «скорость химической реакции» Скорость химической реакции – изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Скорость химической реакции характеризует, насколько превращение веществ протекает быстро или медленно. Изучением скоростей химических реакций занимается химическая кинетика. Одна из важнейших ее задач – управление скоростью реакции. Для гомогенной реакции, протекающей в постоянном объеме, скорость реакции равна изменению концентрации любого из участвующих в реакции веществ в единицу времени: Если концентрация уменьшается (С2 < С1), то перед дробью ставят знак «минус», т. к. скорость не может иметь отрицательное значение. Скорость химической реакции – величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на -1. Факторы, влияющие на скорость реакции 1. Природа реагирующих веществ Например, металлы (натрий и калий) с одним и тем же веществом – водой – реагируют с различными скоростями. Калий очень энергично реагирует с водой, выделяющийся водород загорается на воздухе (рис. 2). Натрий реагирует с водой более спокойно (рис. 1). Рис. 1. Взаимодействие натрия с водой Рис. 2. Взаимодействие калия с водой 2. Концентрация исходных веществ Чем больше концентрация веществ, тем больше вероятность столкновения реагирующих веществ, поэтому тем больше скорость реакции. 3. Температура Многие химические процессы ускоряются с ростом температуры. Например, мясо при комнатной температуре испортится гораздо скорее, чем в холодильнике; в странах с влажным тропическим климатом машины ржавеют быстрее, чем в северных широтах. Например, если к раствору серной кислоты добавить немного черного порошка оксида меди (II), никаких изменений наблюдаться не будет. При нагревании же смеси раствор станет голубым. 4. Давление Давление оказывает влияние на скорость реакции тогда, когда реакция протекает с участием газообразных веществ. С повышением давления скорость реакции возрастает. Это связано с тем, что с повышением давления расстояние между молекулами уменьшается, поэтому повышается вероятность столкновений молекул, приводящих к превращению вещества. 5. Площадь поверхности соприкосновения исходных веществ Чем больше степень измельчения твердого вещества, тем больше площадь соприкосновения вещества с раствором. Это, в свою очередь, оказывает влияние на скорость реакции. Чем больше площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ, тем больше скорость реакции. 6. Присутствие катализатора Скорость химических реакций может зависеть от присутствия некоторых веществ. Вещества, которые ускоряют химическую реакцию, но сами в ней не расходуются, называют катализаторами. Если перемешать порошок алюминия с порошком йода, то признаков реакции наблюдаться не будет. Реакция не идет. Но стоит добавить катализатор – капельку воды – как начинается бурная реакция. Вода в данном случае участвует в реакции, ускоряя превращение веществ, но сама в ней не расходуется (Рис. 3). Рис. 3. Взаимодействие алюминия с йодом в присутствии воды Следует помнить, что один катализатор может ускорять одну реакцию, но не ускорять другую. Также существуют реакции, которые протекают быстро без катализатора. Такие реакции называют некаталитическими. Например, это реакции ионного обмена в растворах. Химическое равновесие Некоторые реакции при определенных условиях могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, углекислый газ при взаимодействии с водой образует угольную кислоту, которая, в свою очередь, разлагается на углекислый газ и воду. СО2 + Н2О ⇆ Н2СО3 Такие реакции записывают со знаком обратимости и называют обратимыми. Если в обратимой реакции скорости прямой и обратной реакции равны, то такое состояние называют химическим равновесием. Типы химических реакций Типы реакций по числу и составу участников реакции В зависимости от состава и числа участников реакций среди всех химических процессов можно выделить 4 типа реакций: разложения, соединения, замещения и обмена. Примеры реакций: 1) CaCO3 = CaO + CO2 (реакция разложения) 2) 2Mg + O2 = 2MgO (реакция соединения) 3) Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe (реакция замещения) 4) NaOH + HCl = NaCl + H2O К данным типам можно отнести не все известные реакции. Например, взаимодействие оксида углерода(IV) с гидроксидом калия CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O не относится ни к одному из перечисленных типов. Несмотря на то, что в реакцию вступают два сложных вещества, обмена составными частями не происходит, поэтому к реакциям обмена данное превращение не относится. Типы реакций по тепловому эффекту В зависимости от теплового эффекта реакции подразделяют на экзотермические (протекают с выделением теплоты) и эндотермические (протекают с поглощением теплоты). Примеры реакций: 1) С + О2 = СО2+Q (экзотермическая) 2) CaCO3 = CaO + CO2- Q (эндотермическая) Типы реакций по участию катализатора В зависимости от того, может ли реакция быть ускорена с помощью катализатора, выделяют два типа реакций – каталитические и некаталитические. Примеры реакций: 1) Разложение пероксида водорода без катализатора протекает очень медленно. Добавление оксида марганца(IV) значительно ускоряет данную реакцию. (каталитическая) 2) Взаимодействие раствора гидроксида натрия с соляной кислотой протекает практически мгновенно и без участия катализатора. Это пример некаталитической реакции. NaOH + HCl = NaCl + H2O (некаталитическая) Типы реакций по изменению степеней окисления Многие химические реакции протекают с изменением степеней окисления химических элементов. По этому признаку их выделяют в отдельный тип – окислительно-восстановительные реакции. Примеры реакций: 1) 2) (окислительно-восстановительная) (неокислительно-восстановительная) Типы реакций по обратимости Многие химические реакции могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Такие реакции называют обратимыми. Если реакция в обратном направлении не протекает, то ее называют необратимой. Примеры реакций: 1) N2 + O2 ↔ 2NO (обратимая) 2) СаСl2 + Na2CO3 = 2NaCl + CaCO3↓ (необратимая) Опыт № 1. Взаимодействие оксида кальция с водой Возьмем немного порошка оксида кальция и растворим его в воде. В результате реакции выделяется пар, т. е. вода нагревается и интенсивно испаряется. Историческое название оксида кальция – негашеная известь. Вещество, образующееся в результате данной реакции, называют гашеной известью. Добавим в раствор полученного вещества несколько капель индикатора фенолфталеина. Цвет раствора стал малиновым, что свидетельствует о щелочной реакции среды (Рис. 1). Запишем уравнение реакции и определим ее тип по различным признакам. Рис. 1. Изменение цвета фенолфталеина в растворе Са(ОН)2 В результате взаимодействия оксида кальция с водой образуется одно вещество – гидроксид кальция. Гидроксид кальция – малорастворимое основание, но, несмотря на это, оно относится к щелочам (поэтому фенолфталеин стал малиновым). Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты, это экзотермическая реакция. Са+2О-2 + Н+2О-2 = Са+2(О-2Н+1)2 +Q Степени окисления элементов в ходе проведенной реакции не изменились, следовательно, эта реакция не окислительно-восстановительная. Мы видели, что реакция протекала быстро и без участия катализатора, поэтому она относится к некаталитическим реакциям. При обычных условиях и достаточном количестве воды практически весь оксид кальция превращается в гидроксид, поэтому в таких условиях эта реакция необратима. Но при повышенных температурах будет одновременно протекать и обратная реакция – разложение гидроксида кальция на оксид кальция и воду: Са(ОН)2 = СаО + Н2О - Q Понятие обратимости очень условно и зависит от условий проведения реакции. Опыт № 2. Реакция нейтрализации В раствор гидроксида натрия добавим несколько капель индикатора – метилоранжа. Желтая окраска индикатора свидетельствует о щелочной среде раствора. Будем добавлять по каплям разбавленную соляную кислоту до тех пор, пока окраска индикатора не станет оранжевой – соответствующей нейтральной среде (Рис. 2). В результате данной реакции щелочная среда гидроксида натрия нейтрализуется соляной кислотой, продуктами реакции являются хлорид натрия и вода: NaOH + HСl = NaCl + H2O Реакция нейтрализации – частный случай реакции обмена. Рис. 2. В нейтральной среде метилоранж стал оранжевого цвета Опыт № 3. Взаимодействие цинка с раствором сульфата меди (II) В раствор сульфата меди опустим две гранулы цинка. Через некоторое время цвет раствора изменится, а на поверхности цинка образуется красный налет выделившейся меди (Рис. 3). Рис. 3. Реакция замещения между цинком и растром сульфата меди (II) Запишем уравнение проведенной реакции и определим ее тип по числу и составу участников реакции. Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu В результате реакции более активный металл – цинк – вытесняет менее активный металл – медь – из раствора соли. Данная реакция относится к типу замещения. В ходе реакции степень окисления цинка и меди меняется, следовательно, это окислительновосстановительная реакция. Опыт № 4. Нагревание бихромата аммония («Вулкан») Поместим оранжевый порошок дихромата аммония на негорючую поверхность. Для начала реакции необходимо нагревание. Для этого поднесем горящую лучинку к вершине горки из дихромата аммония. Далее реакция протекает самопроизвольно. В результате реакции выделяются теплота и свет. Оранжевый дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома (III), кроме него выделяются вода и азот (Рис. 4). Рис. 4. Разложение дихромата аммония Запишем уравнение проведенной реакции и определим ее тип. (N-3H+4)2Cr2+6O-27 = N02 + Cr+32O-23 + 4H+2O-2 + Q Из одного вещества образуются три продукта реакции, значит, данная реакция относится к типу разложения. Кроме того, она экзотермическая (т. е. протекает с выделением теплоты), окислительновосстановительная (т. к. степени окисления азота и хрома изменились в ходе реакции) и необратимая. Физические свойства веществ с различным типом связи 1. Свойства веществ с ковалентной неполярной связью Вещества с таким типом связи относятся к неметаллам. Они могут быть при н.у. газообразными (кислород, водород, хлор), жидкими (бром), твердыми (сера, фосфор, графит). Интересная закономерность наблюдается с температурами кипения и плавления газообразных и жидких неметаллов (см. Таблицу 1): с увеличением относительной молекулярной массы , как правило, увеличиваются температуры кипения и плавления веществ с ковалентной неполярной связью. Таблица 1. Температуры кипения и плавления некоторых газообразных и жидких простых веществ и их Мr С твердыми неметаллами все не так просто (см. Таблицу 2). Среди них встречаются как легкоплавкие (сера, селен, фосфор), так и тугоплавкие вещества (графит, алмаз, кремний, бор). Температуры плавления этих веществ не зависят от их относительной атомной массы: относительная атомная масса йода 127, а бора всего 11, но температура плавления бора значительно выше. Рассмотрим причины такой разницы в физических свойствах твердых неметаллов. Таблица 2. Температуры плавления некоторых твердых веществ-неметаллов и их Ar Почему кремний, бор, графит и алмаз имеют очень высокие температуры плавления? Чтобы ответить на этот вопрос, нужно рассмотреть строение кристаллов этих веществ. Дело в том, что в узлах кристаллических решеток этих веществ находятся атомы неметаллов, соединенные друг с другом прочными ковалентными неполярными связями. Рассмотрим кристаллические решетки графита и алмаза. В кристалле алмаза все атомы углерода связаны между собой равноценными ковалентными неполярными связями. Такой кристалл отличается особой прочностью, поэтому алмаз – необычайно твердое вещество. Кристалл графита состоит из своеобразных слоев. Расстояние между слоями существенно больше, чем между атомами внутри слоя. Поэтому твердость графита низкая, графитом можно писать (при этом разрываются связи между слоями атомов углерода). Кремний и бор тоже образуют атомную кристаллическую структуру. Итак, вещества с атомной кристаллической структурой имеют более высокие температуры кипения и плавления, чем вещества с молекулярной кристаллической структурой. Это объясняется тем, что атомный кристалл разрушить сложнее, чем молекулярный, т.к. связи между молекулами слабые, а между атомами прочные. Сера, селен, фосфор – вещества молекулярного строения, их молекулы имеют следующий состав: S8, Se8, P4. И для них также соблюдается закономерность: чем больше молекулярная масса вещества с молекулярной кристаллической структурой, тем выше его температура кипения и плавления (см. Таблицу 3). Таблица 3. Температуры плавления некоторых твердых простых веществ-неметаллов и их Мr 2. Свойства веществ с ковалентной полярной связью Среди веществ, образованных ковалентной полярной связью, при н.у. встречаются газообразные (углекислый газ, хлороводород), жидкие (вода, серная кислота) и твердые вещества (оксид кремния, оксид фосфора (V)). Посмотрим на значения температур кипения и плавления этих веществ (см. Таблицу 4). Высокими значениями температур кипения и плавления отличается оксид кремния. Это можно объяснить его строением. Оксид кремния - вещество с атомной кристаллической решеткой. Для того чтобы расплавить это вещество, надо разорвать ковалентные полярные связи между атомами кремния и кислорода. На это требуется большая энергия. Остальные вещества в Таблице 4 имеют молекулярную кристаллическую структуру. Но мы не наблюдаем здесь прямой зависимости между относительной молекулярной массой и температурой плавления. Например, вода с Mr=18 имеет температуру кипения, равную 100°С, а сероводород с Mr=34 имеет температуру кипения, равную -60°С. Для веществ с ковалентной полярной связью температуры плавления и кипения во многом определяются не только их относительной молекулярной массой, но и полярностью их молекул. Чем полярнее молекулы, тем сильнее они взаимодействуют между собой. Таблица 4. Температуры плавления и кипения веществ с ковалентной полярной связью и их Mr 3. Свойства веществ, образованных металлами и неметаллами Соединения, образованные химическими элементами металлами и неметаллами могут быть образованы ионной или ковалентной полярной связью. Вы удивлены? Ионная связь возникает между атомами типичного металла и типичного неметалла, когда разница их значений относительных электроотрицательностей больше 2. При небольшой разнице в значениях относительных электроотрицательностей (менее 2) соединение будет образовано ковалентной полярной связью. Вы уже знаете, что вещества с ковалентной полярной связью могут иметь молекулярную или атомную кристаллическую структуру. Вещества же с ионной химической связью образованы ионной кристаллической структурой (в узлах кристаллической решетки находятся ионы). Для разрушения ионных кристаллов требуется значительно больше энергии, чем для разрушения молекулярных. Температуры плавления ионных соединений лежат в диапазоне 700-1000°С. Вещества с атомной кристаллической решеткой имеют температуры плавления, как правило, больше 1500°С. Посмотрим на Таблицу 5 и найдем вещества с атомной, молекулярной и ионной кристаллическими структурами. Как вы видите, оксид алюминия и оксид железа (III) – вещества с атомной структурой, т.к. имеют очень высокие температуры плавления. Вещества, с относительно низкими температурами плавления – хлорид алюминия, хлорид ртути, хлорид железа (III) – имеют в большей степени молекулярную кристаллическую структуру, чем ионную. Таблица 5. Температуры плавления веществ, образованных металлами и неметаллами