Методом електронного балансу

ОВПУ МТС

НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

ПОСІБНИК

ДЛЯ ВИКОНАННЯ ЛАБОРАТОРНИХ РОБІТ ТА САМОПІДГОТОВКИ

УКЛАДАЧ:

Довженко Оксана Анатоліївна −

викладач хімії вищої категорії «Одеського вищого професійного училища морського туристичного сервісу«

Посібник для виконання лабораторних робіт та самопідготовки з дисципліни “Неорганічна хімія”. Викладено теоретичні основи загальної та неорганічної хімії. Зібрані рекомендації по підготовці до лекційних, лабораторно-практичних занять, самостійного вивчення дисципліни, тести для самоконтролю.

Рекомендовано для студентів денної форми навчання з спеціальності 5.05170101 “Виробництво харчової продукції”.

Розглянуто і затверджено на засіданні

циклової комісії природничо-математичних

дисциплін

Протокол №____ від _______ 2014р.

Голова комісії __________ М.М. Добруха

Студент повинен знати:

Ø найважливіші закони та теорії хімії;

Ø фізичні властивості та характерні зовнішні ознаки вивчених речовин;

Ø зв’язок між складом, будовою, фізичними та хімічними властивостями речовин, способами їх добування, галузями застосування;

Ø якісні та основні хімічні реакції, що характеризують катіони, аніони, що містяться в розчині;

Ø індикаторні реакції на різні середовища розчину;

Ø періодичну систему хімічних елементів Д.І. Менделєєва, ряд електрохімічної активності металів, таблицю розчинності, передбачати властивості речовин;

Ø стандартні та специфічні способи одержання класів неорганічних сполук;

Ø визначення понять “ступінь окислення”, “окисник”, “відновник” та розуміти, які зміни відбуваються під час окислювально-відновних реакцій;

Ø основні положення теорії електролітичної дисоціації; розуміти суть процесів, які відбуваються в розчині;

Ø якісні реакції на вивчені речовини;

Ø хімічну суть генетичного зв’язку між різними класами неорганічних сполук;

Ø бути обізнаними з деякими екологічними проблемами, пов’язаними з хімією; розуміти роль хімії у розв’язанні глобальних проблем людства.

Студент повинен вміти:

Ø володіти хімічною мовою, користуватися назвами і символами хімічних елементів, назвами простих та складних речовин;

Ø складати хімічні формули, рівняння хімічних реакцій;

Ø розв’язувати розрахункові та експериментальні задачі;

Ø порівнювати властивості елементів та речовин;

Ø узагальнювати знання про хімічні властивості та способи добування для встановлення генетичних зв’язків між металами, неметалами та різними класами неорганічних сполук;

Ø здійснювати хімічні реакції з метою взаємних перетворень неметалів і сполук неметалічних елементів та спостереження за наслідками цих перетворень;

Ø прогнозувати послідовність реакцій, що дозволяють ілюструвати генетичний зв’язок та взаємоперетворення класів неорганічних сполук;

Ø поводитися з хімічним посудом, обладнанням, реактивами;

Ø проводити хімічні операції розчинення, нагрівання, фільтрування, випарювання, розділення;

Ø складати з готових деталей прилади для одержання газів;

Ø експериментально визначати гази;

Ø розпізнавати розчини кислот, лугів, солей;

Ø спостерігати за хімічними явищами;

Ø дотримуватись правил техніки безпеки, чистоти й порядку на робочому місці;

Ø оформляти роботу.

НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

ПРОГРАМА

із спеціальності 5.05170101 “Виробництво харчової продукції»

ВСТУП

Предмет, завдання та методи хімії. Роль хімії в розвитку галузей промисловості та сільського господарства. Роль вітчизняних вчених у розвитку хімічної науки.

Значення атомно-молекулярного вчення як фундаменту сучасної хімії.

Основні закони хімії: закон збереження маси речовин, закон кратних відношень, закон еквівалентів, закон сталості складу сполук. Закон Авогадро.

Розрахунки за хімічними формулами та рівняннями.

1. БУДОВА АТОМА ТА ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА

Будова атома.

Енергетичний стан електрона в атомі. Головне квантове число. Форми та просторова орієнтація електронних хмар. Магнітне і спінове квантові числа. Багато електронні атоми. Електронні формули. Принцип Паулі. Правило Гунда. Перше і друге правила Клечковського. Електронні структури атомів.

Періодичний закон, періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Характеристика елементів за положенням у періодичній системі та у світлі вчення про будову атома.

2. ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ

Типи хімічних зв’язків, їх утворення. Ковалентний зв’язок (полярний і неполярний). Донорно-акцепторний зв’язок. Метод валентних зв’язків. Механізм утворення ковалентного зв’язку. Йонний зв’язок. Металічний зв’язок.

3. КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Речовини прості та складні.

Оксиди, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Кислоти, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Основи, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Амфотерні оксиди та гідроксиди.

Солі, їх класифікація, номенклатура, способи добування, властивості.

4. ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Швидкість хімічних реакцій. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. Закон діючих мас. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа. Каталіз.

Незворотні та зворотні реакції. Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги. Зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації реагуючих реагуючих речовин, температури, тиску. Принцип Ле-Шательє.

РОЗЧИНИ

Розчини. Природа розчинів. Гідратна теорія розчинів Д.І.Менделєєва. розчини в природі. Класифікація розчинів.

Концентрація розчинів: масова частка (у відсотках), молярна концентрація, молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація). Перехід від однієї форми виразу концентрації до іншої.

6. ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

Механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язків.

Теорія електролітичної дисоціації. Дисоціація основ, кислот, солей. Ступінчата дисоціація.

Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації. Реакції обміну між електролітами.

Гідроліз солей. Поняття про ступінь гідролізу. Роль гідролізу в харчовій промисловості.

7. ОКИСЛЮВАЛЬНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Окислювально-відновні реакції, їх класифікація. Складання рівнянь окислювально-відновних реакцій методом електронного балансу.

Найважливіші окисники та відновники, їх використання. Використання окислювально-відновних процесів у харчовій промисловості.

НЕМЕТАЛИ

8.1. НЕМЕТАЛИ СЬОМОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика галогенів, їх властивості, добування та застосування.

Сполуки галогенів з гідрогеном, їх добування, властивості та застосування.

Загальна характеристика оксигеновмісних сполук Хлору.

8.2. НЕМЕТАЛИ ШОСТОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика властивостей неметалів шостої групи на основі їх положення в періодичній системі елементів та будови електронних оболонок атома. Ступінь окислення.

Сульфур, його властивості, застосування.

Сірководень, добування, властивості, застосування. Відновні властивості сірководню. Сульфіди, їх властивості.

Сульфур (ІV) оксид, його добування, властивості, застосування.

Сульфітна кислота. Відновні та окисні властивості сульфітної кислоти.

Сульфатна кислота, її фізичні та хімічні властивості, добування. Солі сульфатної кислоти, їх властивості, застосування.

8.3. НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика властивостей елементів головної підгрупи V групи на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

Нітроген, азот. Властивості, добування та застосування азоту в промисловості.

Амоніак, його добування, властивості, застосування. Амоній гідроксид. Солі амонію, їх властивості, застосування.

Коротка характеристика оксидів Нітрогену.

Нітритна кислота, її окисні та відновні властивості. Солі нітритної кислоти.

Нітратна кислота, її добування, властивості, добування, застосування. Солі нітратної кислоти, їх властивості, застосування. Вплив нітратів та нітритів на якість харчових продуктів.

Фосфор. Алотропні видозміни фосфору, їх властивості. Хімічні властивості фосфору: взаємодія з металами, киснем, галогенами. Добування та застосування фосфору.

Фосфор (V) оксид та фосфорні кислоти. Ортофосфатна кислота, її солі. Застосування солей ортофосфатної кислоти

8.4. НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика елементів головної підгрупи четвертої групи на основі положення в періодичній системі та будови електронних оболонок їх атомів.

Карбон, знаходження в природі. Фізичні та хімічні властивості алотропних видозмін Карбону.

Карбон (ІІ) оксид та карбон (ІV) оксид, їх властивості, добування, застосування.

Карбонатна кислота, її солі. Застосування солей карбонатної кислоти.

Силіцій. Добування та властивості силіцію. Силіцій (ІV) оксид та силікатні кислоти.

МЕТАЛИ

9.1. ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Загальні відомості про метали. Розміщення металів в періодичній системі.

Будова електронних оболонок атомів металів малих і великих періодів.

Фізичні та хімічні властивості металів. Ряд напруг металів. Форми існування та поширення металів у природі. Найважливіші способи добування металів.

9.2. МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП

Метали головної підгрупи І групи. Загальна характеристика властивостей металів головної підгрупи І групи на основі положення в періодичній системі та будови електронних оболонок їх атомів. Лужні метали в природі. Фізичні та хімічні властивості лужних металів (натрію, калію), їх добування, застосування.

Метали головної підгрупи ІІ групи, їх характеристика на основі положення в періодичній системі та будови електронних оболонок атомів.

Магній і кальцій. Природні сполуки. Хімічні властивості, добування, застосування. Твердість води та методи їх усунення.

Загальна характеристика властивостей металів головної підгрупи ІІІ групи на основі будови електронної оболонки їх атомів та положення в періодичній системі. Алюміній, фізичні та хімічні властивості, застосування. Амфотерність оксиду та гідроксиду алюмінію.

9.3. МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП

Метали побічних підгруп на основі будови їх атомів та положення в періодичній системі.

Метали побічної підгрупи VІ групи. Загальна характеристика та властивості металів підгрупи Хрому на основі будови їх атомів та положення в періодичній системі.

Хром, фізичні та хімічні, добування хрому, застосування. Сполуки хрому. Амфотерний характер оксиду і гідроксиду хрому (ІІІ). Хром (VІ) оксид. Хроматна і дихромат на кислоти. Хромати і дихромати, їх застосування.

Метали побічної підгрупи VІІ групи, їх загальна характеристика на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

Манган, добування, фізичні та хімічні властивості. Сполуки Мангану. Окисні властивості перманганатів, їх застосування.

Метали побічної підгрупи VІІІ групи, їх загальна характеристика на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

Ферум, фізичні та хімічні властивості. Сполуки феруму (ІІ) і феруму (ІІІ). Використання сполук феруму.

Метали побічної підгрупи І групи, їх загальна характеристика на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

ЛІТЕРАТУРА

1. Басов В.П., Юрченко О.Г. Хімія. Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2001.

2. Глінка М.Л. Загальна хімія /За ред.. В.А. Рабиновича/. – К.: Вища школа, 1982.

3. Загальна та неорганічна хімія: Методичні вказівки до виконання лабораторних робіт з елементами неорганічного синтезу, теми семінарів та контрольні завдання для студентів напряму 0916 “Хімічна технологія та інженерія” для денної форми навч. /Упор.: Осадчий В.Д. та ін../ - К.: КНУТД, 2004.

4. Котур Б.Я. Хімія. Практикум: навч. Посібник. Львів: видавничий центр ЛНУ ім. Івана Франка, 2004.

5. Луцевич Д.Д. Задачі та їх розв’язок: Навчальний посібник для студентів фарм. факультетів. – Вінниця, 2003.

6. Рейтер Л.Г., Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії. Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2003.

7. Романова Н.В. загальна та неорганічна хімія. – К.: Вища школа, 1988.

8. Середа І.П. Хімія: Методика складання рівнянь окисно-відновних реакцій. – К.: Либідь – Партнер, 1999.

9. Скопенко В.В., Григооєва В.В. Найважливіші класи неорганічних сполук. Навчальний посібник для студентів хімічних спеціальностей вищих навчальних закладів. – К.: Либідь, 1996.

10. Степаненко О.М., Рейтер Л.Г., Ледовський В.М., Іванов С.В. Загальна та неорганічна хімія. Ч.1. – К.: Педагогічна преса, 2002.

11. Цвєткова Л.Б. неорганічна хімія: теорія і задачі: Навчальний посібник – 2-ге вид., виправлене і доповнене. – Львів: Магнолія плюс; видавець СПД ФО В.М. Піча, 2006.

1. БУДОВА АТОМА ТА ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА

Будова атома.

Література

Л-1, с. 101-149, Л-2, с. 52-59, Л-5, с. 17-37.

Методичні вказівки

Студент повинен засвоїти будову періодичної системи Д.І. Менделєєва, зміни властивостей залежно від положення в періодичній системі.

Уміти описати чотири квантові числа, розуміти принцип Паулі, правило Гунда. Уміти побудувати електронні формули елементів малих періодів, знати особливості будови атомів елементів великих періодів, порядок заповнення електронних орбіталей.

Знати, де розміщені в періодичній системі S – елементи, Р – елементи, d – елементи і f – елементи; визначати кількість електронів, протонів, нейтронів в атомі. Щоб визначити кількість нейтронів в ядрі атома певного елемента, необхідно від атомної маси цього елемента відняти кількість протонів. Кількість протонів дорівнює номеру елемента, тобто заряду ядра.

Питання для самоперевірки

1. Яка будова періодичної системи?

2. Де розташовані в періодичній системі метали, неметали?

3. Побудувати електронну формулу атома скандію ₊₂₁ Sc.

4. Назвати квантові числа. Що вони характеризують?

5. Де розміщені d – елементи в періодичній системі, який елемент має

формулу 3d⁶?

6. Наукове і філософське значення періодичного закону Д.І. Менделєєва

2. ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ

Література

Л-1, с. 101-149, Л-2, с. 52-59, Л-5, с. 17-37.

Методичні вказівки

Треба засвоїти види хімічного зв’язку: йонний, ковалентний неполярний і полярний, водневий, координаційний (донорно – акцепторний)

на прикладі амоніаку, металів та інші.

Вміти пояснити валентність з точки зору вчення про будову атома.

Розуміти електронегативність та ступінь окиснення елементів у сполуках. Ступінь окиснення буває позитивним, негативним і нульовим.

Н⁺¹Сl ^-1, K⁺¹ Mn⁺⁷ O₄^-2, H₂⁰, Fe ⁰.

Питання для самопідготовки

1. Назвати види хімічних зв’язків.

2. Охарактеризувати ковалентний хімічний зв’язок.

3. Дати поняття про Ϭ - і π - зв’язки.

4. Що таке електронегативність?

5. Визначити ступінь окиснення Сульфуру в сульфатній кислоті.

6. Визначити ступені окиснення Мангану в сполуках:

K₂MnO₄, KMnO₄.

3. КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Речовини прості та складні.

Оксиди, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Кислоти, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Основи, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Амфотерні оксиди та гідроксиди.

Солі, їх класифікація, номенклатура, способи добування, властивості.

Література

Л-1, с. 37-46.

Методичні вказівки

Необхідно знати найважливіші класи неорганічних сполук: оксиди, основи, кислоти, солі та їх склад, одержання, класифікацію.

Наприклад:

Na₂CO₃ – cередня сіль;

NaHCO₃– кисла сіль;

AlOHCl₂– основна сіль.

Оксиди бувають основні, кислотні, амфотерні.

Необхідно розуміти зв’язок між класами неорганічних сполук.

Питання для самопідготовки

1. Як класифікують оксиди?

2. Навести приклади основних, кислотних і амфотерних оксидів.

3. Методи одержання основ.

4. Як записати хімічними реакціями амфотерність алюміній гідроксиду?

5. Навести приклади оксигеновмісних та безоксигенових кислот, сильних і слабких кислот.

6. Хімічні властивості кислот.

7. Способи одержання солей.

8. Написати приклади сульфатів, сульфідів, сульфітів, розставити ступені окислення над елементами (особливо Сульфуру).

4. ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Література

Л-1, с. 158-192, Л-5, с. 37-58.

Методичні вказівки.

Необхідно розуміти основні закономірності перебігу хімічних реакцій. Звернути увагу на те, що тепловий ефект реакцій буває позитивним (екзотер –

мічні реакції), які відбуваються з виділенням енергії, і негативним (ендотер –

мічні реакції), які відбуваються з поглинанням енергії. Швидкість реакцій залежить від багатьох факторів: температури, концентрації речовини, а також від наявності каталізатора.

Питання для самопідготовки.

1. Поняття теплового ефекту реакцій.

2. Що називається швидкістю хімічної реакції?

3. Від яких факторів залежить швидкість реакцій?

4. Що таке константа швидкості реакції?

5. Наведіть приклади гомогенного і гетерогенного каталізу. Поясніть механізм дії каталізатора в обох випадках.

6. Охарактеризуйте стан хімічної рівноваги. Зміна яких факторів викликає зміщення хімічної рівноваги?

7. Як змінюється швидкість реакцій з підвищенням температури на кожні 10⁰С?

РОЗЧИНИ

6. ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

Механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язків.

Теорія електролітичної дисоціації. Дисоціація основ, кислот, солей. Ступінчата дисоціація.

Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації. Реакції обміну між електролітами.

Гідроліз солей. Поняття про ступінь гідролізу. Роль гідролізу в харчовій промисловості.

Література

Л-1, с. 197-249, Л-2, с. 68-89, Л-5, с. 58-70.

Методичні вказівки

Важливе значення мають основні положення гідратної теорії розчинів Д.І.Менделєєва. Від механічних сумішей розчини відрізняються своєю однорідністю.

За своїм агрегатним станом розчини можуть бути поділені на газові (га-

зові суміші),рідкі та тверді. До твердих розчинів належать сплави.

Зверніть увагу на те, що масова частка розчиненої речовини найчастіше виражається у відсотках, є відношенням маси розчиненої речовини до загальної маси розчину і показує, скільки відсотків розчиненої речовини міститься в 100 г розчину: m_A

W_A = ── 100%

m

де m_A – маса розчиненої речовини А у грамах, m – загальна маса розчину. Розчинність твердих речовин залежить від температури, а розчинність газів – від тиску і температури.

Необхідно засвоїти способи вираження концентрації розчинів. Концентрація буває молярна, масова і об’ємна, це фізичні величини. Важливим поняттям є еквівалент.

Вивчіть основні положення теорії електролітичної дисоціації, механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язку.

Треба засвоїти типи гідролізу.

Питання для самоперевірки

1. Що таке гідратація, сольватація?

2. Класифікація розчинів.

3. Назвати види концентрації.

4. Як визначити еквівалент кислоти, основи, солі?

5. Дані речовини: NaOH, H₂SO₄, NH₄OH, H₂CO₃. Які з них належить до сильних електролітів?

6. Що називається розчинністю, від чого вона залежить у різних речовинах, які утворюють розчини?

7. Як можна визначити вміст розчиненої речовини в розчині?

8. Написати ступінчасту електролітичну дисоціацію ортофосфатної кислоти.

9. Назвати типи гідролізу солей і написати гідроліз солі Na₂CO₃ за першим ступенем.

7. ОКИСЛЮВАЛЬНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Окислювально-відновні реакції, їх класифікація. Складання рівнянь окислювально-відновних реакцій методом електронного балансу.

Найважливіші окисники та відновники, їх використання. Використання окислювально-відновних процесів у харчовій промисловості.

Література

Л-1, с. 225-295, Л-2, с. 64-67.

Методичні вказівки

Студент повинен знати, що таке окислення, відновлення, що при окисленні йде втрата атомом (йоном) одного або декількох електронів, а при відновленні – придбання електронів. При складанні окисно – відновних реакцій позначається ступінь окислення елементів реакцій, записується електронний баланс, ставляться коефіцієнти.

Треба мати поняття про реакції самоокислення, самовідновлення.

Знати суть електролізу, звернути увагу, які процеси відбуваються на катоді

(негативно зарядженому електроді) і на аноді (позитивно зарядженому електроді), а також на позитивно заряджені йони – катіони та негативно заряджені йони – аніони.

Питання для самоперевірки

1. Скласти реакції окислення – відновлення:

Zn + HCl =

Mg + O₂ =

Дописати результати реакцій, розставити ступінь окислення над елементами, скласти електронний баланс, розставити коефіцієнти, що одержані.

2. Що називається окисленням, відновленням, окислювачем, відновником?

3. Що таке електроліз? Суть електролізу.

4. Які процеси відбуваються на катоді, аноді?

5. Записати відповідні реакції при електролізі солі купрум (ІІ) хлориду.

НЕМЕТАЛИ

8.1. НЕМЕТАЛИ СЬОМОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика галогенів, їх властивості, добування та застосування.

Сполуки галогенів з гідрогеном, їх добування, властивості та застосування.

Загальна характеристика оксигеновмісних сполук Хлору.

Література

Л-1, с. 338-359, Л-2, с. 92-102.

Методичні вказівки

Необхідно вміти дати загальну характеристику галогенів за їх положенням у періодичній системі Д.І. Менделєєва.

Засвоїти властивості хлору, звернути увагу на якісну реакцію на хлорид-іон.

Якісна реакція на Сl⁻ - солі арґентуму (І): Сl⁻ + Ag⁺↓― білий осад.

Вміти коротко характеризувати фтор, бром, йод.

Питання для самоперевірки

1. Побудувати електронно-графічну формулу атома хлору.

2. Порівняти відновні властивості галогеноводнів (відновлення сульфатної кислоти бромідом натрію, йодидом калію).

3. Порівняти окисні властивості галогенів, у тому числі Фтору, брому, йоду.

8.2. НЕМЕТАЛИ ШОСТОЇ ГРУПИ

Сульфур, його властивості, застосування.

Сульфур (ІV) оксид, його добування, властивості, застосування.

Сульфітна кислота. Відновні та окисні властивості сульфітної кислоти.

Література

Л-1, с. 359-383, Л-2, с. 102-114.

Методичні вказівки

Вивчіть будову атомів Оксигену та Сульфуру, їх фізичні та хімічні властивості. Зверніть увагу на алотропію кисню і сірки, на сполуки сірки з воднем і металами.

Сульфур (ІV) оксид S⁺⁴O₂^-2 (діоксид сірки).

Сульфур (VІ) оксид S⁺⁶O₃^-2 (триоксид сірки).

Сульфатна кислота Н₂SO₄, у ній Сульфур має ступінь окислення +6.

При розчиненні сульфур (VІ) оксиду у воді утворюється сульфатна кислота:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + 79 кДж.

Студент повинен засвоїти контактний спосіб виробництва сульфатної кислоти.

При вивченні властивостей сульфатної кислоти слід звернути увагу на особливості властивостей розведеної та концентрованої кислоти. Не можна доливати воду до концентрованої кислоти, треба доливати кислоту у воду.

Питання для самоперевірки

1. Будова атомів Оксигену та Сульфуру.

2. Алотропія кисню. Озон.

3. Одержання сульфатної кислоти та її застосування.

4. Написати гідроліз солі сульфіду натрію.

5. Написати реакцію взаємодії магнію з концентрованою сульфатною кислотою з утворенням сірководню.

8.3. НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ

Нітроген, азот. Властивості, добування та застосування азоту в промисловості.

Коротка характеристика оксидів Нітрогену.

Нітритна кислота, її окисні та відновні властивості. Солі нітритної кислоти.

Фосфор (V) оксид та фосфорні кислоти. Ортофосфатна кислота, її солі. Застосування солей ортофосфатної кислоти

Література

Л-1, с. 383-417, Л-2, с. 115-132.

Методичні вказівки

Вивчіть характеристику елементів за положенням у періодичній системі. Вивчіть фізичні та хімічні властивості нітрогену і фосфору, застосування амоніаку в холодильній техніці.

Необхідно знати будову молекули амоніаку, тип хімічного зв’язку. Зверніть увагу на лужні властивості гідроксиду амонію.

Засвоїти ступінчату дисоціацію ортофосфатної кислоти.

Питання для самоперевірки

1. Як одержати амоніак у лабораторних умовах, у промисловості?

2. Який тип хімічного зв’язку в молекулі амоніаку?

3. Навести приклади солей амонію.

4. Яка якісна реакція на йон амонію?

5. Назвати алотропні модифікації фосфору.

6. Написати формули фосфатних добрив та застосування в промисловості.

8.4. НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ

Карбон, знаходження в природі. Фізичні та хімічні властивості алотропних видозмін Карбону.

Карбон (ІІ) оксид та карбон (ІV) оксид, їх властивості, добування, застосування.

Карбонатна кислота, її солі. Застосування солей карбонатної кислоти.

Силіцій. Добування та властивості силіцію. Силіцій (ІV) оксид та силікатні кислоти.

Література

Л-1, с. 417-434, Л-2, с. 136-158.

Методичні вказівки

З’ясуйте фізичні властивості алмазу та графіту. Зверніть увагу на те, що атоми Карбону в алмазі знаходяться на однаковій відстані один від одного, тому алмаз – найтвердіша в природі речовина.

У графіті атоми Карбону розміщені шарами. Зв’язки між атомами двох шарів менш міцні, ніж між атомами одного шару.

У 1968 році в лабораторії російського вченого А. Сладкова синтезували третю видозміну вуглецю – карбін, який має лінійну структуру. Густина та твердість карбіну більша ніж графіту, але менша ніж алмазу. Карбін – речовина білого кольору, напівпровідник.

Зверніть увагу на явище адсорбції – поглинання однієї речовини поверхнею іншої.

Речовини, на поверхні яких відбувається поглинання, називаються адсорбентами. Адсорбційна здатність адсорбента залежить від площі його поверхні. Для збільшення адсорбційної здатності вугілля його активують – діють перегрітою водяною парою.

Вивчаючи хімічні властивості Карбону, необхідно виділити відновні та окисні властивості. Карбон (ІV) оксид розчиняється у воді з утворенням карбонатної кислоти. Зверніть увагу, що всі солі карбонатної кислоти в результаті нагрівання (крім солей лужних металів) розкладаються з виділенням вуглекислого газу.

Звичайне віконне або пляшкове скло виробляють, сплавляючи силіцій (ІV) оксид у вигляді кварцу або піску з кальцій карбонатом (вапняк, мармур) і натрій карбонатом (сода). Склад скла, що утворюється, можна описати приблизно формулою: Na₂O ∙ CaO ∙ 6SiO₂.

Питання для самоперевірки

1. Що таке адсорбція?

2. Як одержати кальцій карбід?

3. Яка речовина та за яких умов утворюється при взаємодії графіту з воднем?

4. Написати реакцію відновлення міді з її оксиду за допомогою карбон (ІІ) оксиду.

5. Який оксид карбону бере участь у фотосинтезі?

6. Написати реакцію одержання магній силіциду.

7. Які природні сполуки силіцію використовують для виробництва скла, фарфору, керамічних виробів?

МЕТАЛИ

9.1. ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Загальні відомості про метали. Розміщення металів в періодичній системі.

Будова електронних оболонок атомів металів малих і великих періодів.

Література

Л-1, с. 513-550, Л-2, с. 164-180, Л-5, с. 92-112.

Методичні вказівки

Під час розгляду питання про положення металів у періодичній системі зверніть увагу на те, що d-елементи в таблиці Д.І. Менделєєва є металами.

Необхідно засвоїти загальні фізичні властивості металів та специфічні фізичні властивості.

Атоми металів, як правило, мають у зовнішньому електронному шарі один або два електрони. Атоми металів мають низькі значення потенціалів іонізації, тому легко віддають свої електрони і перетворюються у позитивно заряджені йони.

Атоми металів побічних підгруп мають, як правило, у зовнішньому електронному шарі 1-2 електрони, а в передостанньому – більше восьми електронів. Значення потенціалів іонізації атомів цих металів вищі, а їх активність із збільшенням порядкових номерів зменшується. Так, найактивнішим металом побічної підгрупи І групи є Купрум, найменш активним – Аурум.

Питання для самоперевірки

1. Знаходження металів у періодичній системі елементів.

2. Що характерно для будови зовнішнього енергетичного рівня атомів металів?

3. Назвати загальні фізичні властивості металів.

4. Назвати специфічні фізичні властивості металів.

5. Як одержати луги?

6. Які хімічні властивості виявляють метали?

7. Які способи добування металів Ви знаєте?

8. Які види корозії металів Ви знаєте?

9. Які методи боротьби з корозією?

9.2. МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП

Література

Л-1, с. 513-550, Л-2, с. 164-180, Л-5, с. 92-112.

Л-1, с. 608-618, Л-2, с. 187-193.

Методичні вказівки

Вивчіть характеристику елементів за положенням у періодичній системі. Зверніть увагу, що лужні метали є типовими металами з високою хімічною активністю, сильні відновники. Як дуже електропозитивні елементи лужні метали легко сполучаються з неметалами та утворюють солі. У ряді напруг займають крайнє ліве положення. Розкладають воду, виділяючи з неї водень і утворюючи луги.

Атоми елементів ІІ групи головної підгрупи мають на S-підрівні зовнішнього енергетичного рівня по два електрони. Це S²-елементи. Зверніть увагу на те, що за хімічними властивостями елементи ІІ групи головної підгрупи близькі до елементів ІА групи (швидко окиснюються на повітрі та можуть витіснити водень з води та кислот).

Якісною реакцією на йони кальцію є пропускання карбон (ІV) оксиду через вапняну воду, після чого прозорий розчин мутніє, тому що утворюється нерозчинний у воді кальцій карбонат.

Під час вивчення властивостей алюмінію зверніть увагу на амфотерність. Щоб дослідити, наприклад, амфотерність алюмінію, необхідно провести реакції як з кислотою, так і з лугом:

Аl(OH)₃+ 3НСl → AlCl₃ +3H₂О

Аl(OH)₃+3 NaOH → Na₃[Аl(OH)₆] гексагідроксоалюмінат натрію.

Ознайомтеся з формулами природних сполук алюмінію.

Питання для самоперевірки

1. Порівняйте хімічні властивості елементів ІА групи та ІІА групи.

2. Опишіть основні властивості лужних металів, виходячи з будови їх атомів.

3. Дайте характеристику фізичних властивостей лужних металів.

4. З якими речовинами вступають в хімічні реакції лужні метали?

5. Чому луги треба зберігати в добре закритому посуді?

6. Опишіть промислові методи добування лугів.

7. Які метали належать до лужноземельних?

8. Написати якісну реакцію на йони кальцію.

9. Види твердості води та способи її усунення.

10. Що таке хлорне вапно?

11. Написати формули корунду, бокситу, каоліну, польового шпату.

12. Яка амфотерність алюміній гідроксиду та алюміній оксиду?

13. Як одержують алюміній у промисловості?

14. Навести приклади використання алюмінію та його сплавів?

9.3. МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП

Метали побічних підгруп на основі будови їх атомів та положення в періодичній системі.

Ферум, фізичні та хімічні властивості. Сполуки феруму (ІІ) і феруму (ІІІ). Використання сполук феруму.

Література

Л-1, с. 633-641, Л-2, с. 198-199.

Л-1, с. 642-646, Л-2, с. 204-210.

Л-1, с. 649-676, Л-2, с. 211-215, Л-5, с. 112-117.

Л-1, с. 551-563, с.599-608, Л-2, с. 219-220.

Методичні вказівки

Зверніть увагу на стійкість хрому в повітрі, у воді, на взаємодію хрому з киснем, водою, розбавленими хлоридною та сульфатною кислотами.

Металевий хром пасивується концентрованою нітратною кислотою, “царською горілкою” при кімнатній температурі. Сполуки хрому (ІІ) – малостійкі. Сполуки хрому (VI) – CrO₃, добре розчиняються у воді, утворюють суміш двох кислот: хроматної H₂CrO₄ і дихроматної H₂Cr₂O₇. Солі хроматної кислоти – хромати (К₂CrO₄), солі дихроматної кислоти – дихромати (К₂Cr₂O₇).

Підгрупа Мангану: зверніть увагу на те, що на зовнішньому рівні атоми Мангану, Технецію, Ренію мають по 2S-електрони, у хімічних реакціях проявляють ступінь окиснення від +1 до +7. Однак найбільш стійкі ступені окиснення: +2, +4, +7.

У порівнянні з галогенами підгрупа Мангану є тільки відновником. Практичне значення має лише Манган. Студент повинен розуміти оксиди

мангану. Манган (ІІ) оксид MnO – зелений порошок, має основний характер. Манган (ІV) оксид MnO₂ – тверда чорна порошкоподібна речовина амфотерного характеру. Манган (VI) оксид MnO₃ у вільному стані не виділено.

Розрізняють кислоти:

манганатна кислота H₂МnO₄ – у вільному стані не виділена, солі − манганати (К₂МnO₄);

перманганатна кислота HМnO₄ – існує тільки у водному розчині, сильна кислота, солі – перманганати (КМnO₄ – енергійний окисник). Треба вміти проаналізувати окиснення Мангану в різних середовищах:

у кислому середовищі: Мn⁺⁷ → Мn⁺²;

у лужному середовищі: Мn⁺⁷ → Мn⁺⁶;

у нейтральному середовищі: Мn⁺⁷ → Мn⁺⁴. Записати необхідні реакції.

Треба вміти дати загальну характеристику металів VІІІ групи на основі їх положення в періодичній системі, побудувати електронні формули родини Феруму.

Ферум, Кобаль, Нікель мають стійкі сполуки зі ступенем окиснення +2, +3. Багато загальних рис мають ще шість елементів другої та третьої тріади, які в природі зустрічаються разом.

При вивченні металів VІІІ групи зверніть увагу на властивості ферум (ІІ) гідроксиду та ферум (ІІІ) гідроксиду. З’ясуйте, що таке леговані сталі (з домішками хрому, мангану, ванадію).

Зверніть увагу, що зовнішній рівень електронної оболонки у всіх елементів підгрупи Купруму в нормальному стані однаковий: S¹, ступінь окиснення +2, їх типові оксиди Ме₂О, галоген іди МеСl, сульфіди Ме₂S і не утворюють негативних йонів.

В електрохімічному ряді напруг ці елементи знаходяться після Гідрогену (вправо від Гідрогену), тому воду не розкладають і в розбавлених сульфатній та хлоридній кислотах не розчиняються.

В побічній підгрупі ІІ групи періодичної системи елементів знаходяться Цинк, Кадмій, Меркурій (ртуть). Це метали легкоплавкі. Зверніть увагу, що при кімнатній температурі ртуть єдина з усіх металів знаходиться в рідкому стані.

Цинк енергійно взаємодіє з усіма кислотами та лугами.

Треба вміти пояснити амфотерність цинк гідроксиду. Зверніть увагу на те, що при взаємодії з лугом утворюється комплексна сполука Na₂[Zn(OH)₄].

Питання для самоперевірки

1. Використання металевого хрому та його сплавів.

2. Написати формули: плюмбум хромат, амоній дихромат, хром (ІІІ) сульфат.

3. Побудувати електронну формулу атома Мангану ₊₂₅ Мn.

4. Написати рівняння реакції взаємодії манган (ІІ) гідроксиду з хлоридною кислотою.

5. Написати рівняння реакції окиснення ферум (ІІ) сульфату калій перманганатом в кислому середовищі.

6. Записати рівняння реакції швидкого буріння Mn(OН)₂ на повітрі.

7. Написати формули сполук: ферум (ІІ) оксид, гемітриоксид заліза.

8. Як одержати ферум (ІІ) гідроксид, ферум (ІІІ) гідроксид7

9. Навести приклади солей феруму (ІІ) і солей феруму (ІІІ).

10. Написати якісні реакції на йони феруму Fe²⁺, Fe³⁺.

11. Які фізичні властивості міді?

12. Взаємодія з киснем з утворенням купрум (ІІ) оксиду та купрум (І) оксиду.

13. Назвати сплави міді.

14. Як одержати цинк гідроксид?

15. Як записати реакції, які підтверджують амфотерність цинк гідроксиду?

16. Цинк у природі, його сплави, їх використання.

Л І Т Е Р А Т У Р А

Л-1. Глинка Н.Л. Общая химия / Под. Ред. Рабиновича В.А. – М.: Химия, 1988

Л-2. Шамшин Д.Л. Химия. Учебное пособие. – М.: Высшая школа, 1980.

Л-3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Химия, 1987.

Л-4. Петров М.М. Неорганическая химия, 1976.

Л-5. Чайченко Н.Н., Скляр А.М. Основи загальної хімії: Підручник для

11- класу середньої загальноосвітньої школи з поглибленим вивченням

хімії / За ред. кандидата педагогічних наук Чайченко Н.Н. 3-тє вид. – К.:

Освіта, 1998.

Л-6. Хомченко І.Г. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1993.

Л-7. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. – К.: Вища школа, 1995.

Л-8. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. – М.: Химия, 1975.

Д О Д А Т К О В А Л І Т Е Р А Т У Р А

1. Хомченко Р.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая

Школа, 1987.

2. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. –К.: Вища школа, 1988.

3. Карнаухов О.І., Мельничук Д.О., Чеботько К.О., Копілевич В.А.

Загальна та біонеорганічна хімія. – К.: Фенікс, 2001.

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

Молекула – це найменша частинка речовини, яка має сталий склад і здатна зберігати основні хімічні властивості цієї речовини.

Атом – це найменша хімічно неподільна частинка хімічного елемента, яка зберігає його хімічні властивості.

Хімічний елемент – окремий вид атомів, що характеризується певними властивостями, або сукупність атомів з однаковими зарядами ядер.

Відносною молекулярною Мr(або атомною Аr) масою речовини називають відношення маси молекули (або атома) m_o даної речовини до 1/12 маси атома Карбону-12 m_o_С: m_o

Мr = ---------

1/12 m_o_С

Кількість речовини γ – це відношення числа молекул N, що містяться в даній речовині, до числа N_А атомів у 0,012 кг Карбону: γ = N/ N_А

Моль – це кількість речовини, яка містить стільки молекул, атомів, йонів або інших структурних одиниць, скільки міститься атомів у 0,012 кг нукліда Карбону ¹²С.

Число структурних одиниць, що міститься в одному молі будь-якої речовини, називають числом Авогадро.

Молярною масою називають масу речовини, взятої в кількості один моль.

Явище існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин називається алотропією.

Алотропні модифікації (видозміни) – прості речовини, утворені одним елементом.

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЇ

Закон збереження маси: маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції.

Закон сталості складу: кожна індивідуальна молекулярна сполука має сталий якісний та кількісний склад незалежно від способу її добування.

Закон кратних відношень: якщо два елементи утворюють один з одним кілька сполук молекулярної будови, то на одну й ту саму кількість одного з них припадають такі кількості іншого, які відносяться між собою як невеликі цілі числа.

Закон еквівалентів: хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують між собою у кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам.

Закон Авогадро: в однакових об’ємах різних газів за однакових умов (температури та тиску) міститься однакове число молекул.

Пам’ятка для визначення валентностей атомів елементів у сполуках

Валентність – це властивість атомів хімічного елемента сполучатися з певним числом атомів інших хімічних елементів.

Для визначення валентностей атомів елементів у сполуках слід пам’ятати:

Ø валентність буває постійною та змінною;

Ø у формулах бінарних сполук сумарна валентність усіх атомів одного елемента завжди дорівнює сумарній валентності всіх атомів іншого елемента;

Ø Оксиген завжди двовалентний;

Ø Гідроген завжди одновалентний.

Cкладання формул сполук за валентністю

Знаючи валентність елементів, що утворюють певну речовину, можна скласти їх хімічну формулу.

ІІІ ІІ

Приклад: Al S

1. Знаходимо найменше спільне кратне валентностей обох елементів.

Для чисел 3 і 2 - це число 6.

2. Найменше спільне кратне ділимо на валентність кожного атома, отримуємо кількість атомів елементів у сполуці, тобто індекси:

6:3=2 – кількість атомів Алюмінію;

6:2=3 – кількість атомів Сульфуру.

3. Записуємо одержані індекси: Аl₂S₃.

Алгоритм визначення валентностей

Приклад: Р₂О₅

1. Відомо валентність одного з елементів – Оксигену – ІІ

ІІ

Р₂О₅

2. Враховуючи число атомів Оксигену в сполуці, обчислюємо сумарну валентність п’яти атомів Оксигену: 2×5=10. Вона дорівнює десяти.

3. Ці десять одиниць валентності ділимо на два атоми Фосфору:

10:2=5. Отже, Фосфор в оксиді п’ятивалентний:

V ІІ

Р₂О₅

Класифікація неорганічних сполук

Неорганічні речовини

прості складні

метали неметали солі оксиди кислоти основи

основні оксигеновмісні

кислотні безоксигенові

амфотерні

розчинні у воді

нерозчинні у воді

Оксиди – складні речовини, до складу яких входять атоми двох елементів, один з яких – Оксиген.

Кислоти – це складні речовини, до складу яких входять атоми Гідрогену та кислотний залишок.

Основи – це складні речовини, до складу яких входять атоми металу й одновалентні гідроксильні групи ОН⁻, кількість яких дорівнює валентності металу.

Солі – це складні речовини, продукти повного або часткового заміщення атомів Гідрогену в молекулах кислоти атомами металу.

КИСЛОТИ

Назва кислоти	Формула	Кислотний залишок	Мr
Хлоридна (соляна)	HCl	−Cl	36,5
Сульфідна (сірководнева)	H₂S	= S
Сульфатна (сірчана)	H₂SO₄	=SO₄
Сульфітна (сірчиста)	H₂SO₃	=SO₃
Нітратна (азотна)	HNO₃	−NO₃
Метафосфатна (метафосфорна)	HPO₃	−PO₃
Ортофосфатна (ортофрсфорна)	H₃PO₄	≡PO₄
Карбонатна (вугільна)	H₂CO₃	=CO₃
Бромідна (бромоводнева)	HBr	−Br
Йодидна (йодоводнева)	HI	−I
Фторидна (плавикова)	HF	−F
Силікатна (кремнієва)	H₂SiO₃	=SiO₃

КЛАСИФІКАЦІЯ КИСЛОТ

За складом	За основністю
оксигеновмісні	безоксигенові	одноосновні	двоосновні	триосновні
H NO₃ H₂SO₄ H₃PO₄ H₂CO₃ H₂SO₃ H₂SiO₃	HCl H₂S HI HF HBr	H NO₃ HCl HI HBr (один атом Н)	H₂CO₃ H₂SO₃ H₂SO₄ H₂SiO₃ (два атоми Н)	H₃PO₄ (три атоми Н)

ОСНОВИ

Склад	Назва
Метал	Гідроксильна група ОН (одновалентна)	На першому місці – назва металу	На другому місці – слово гідроксид
Приклади: NaOH, Ca(OH)₂	NaOH – натрій гідроксид

КЛАСИФІКАЦІЯ ОСНОВ

Розчинні, або луги	Нерозчинні
Натрій гідроксид – NaOH	Ферум (ІІІ) гідроксид – Fe(OH)₃
Калій гідроксид – КОН	Магній гідроксид – Mg(OH)₂
Літій гідроксид – Li OH	Купрум (ІІ) гідроксид – Cu(OH)₂
Барій гідроксид – Ba(OH)₂	Алюміній гідроксид – Al(OH)₃

ЩО ПОКАЗУЄ ХІМІЧНА ФОРМУЛА?

Хімічна формула	Н₂О	Н₂SO₄
Назва речовини	вода	сульфатна кислота
Якісний склад	до складу води входять два елементи: Гідроген та Оксиген	до складу сульфатної кислоти входять три елементи: Гідроген, Сульфур, Оксиген
Кількісний склад	молекула води утворена двома атомами Гідрогену та одним атомом Оксигену	молекула сульфатної кислоти утворена двома атомами Гідрогену, одним атомом Сульфуру та чотирма атомами Оксигену
Відносна молекулярна маса	Мr(Н₂О) = 1∙ 2 + 16 = 18	Мr(Н₂SО₄) = = 1∙ 2+ 32 + 16 ∙ 4 = 98
Масові співвідношення елементів	2m(H): m(O) = = 2: 16 = 1: 8	2m(H): m(S): 2m(O) = = 2: 32: 64 = 1: 16: 32
Масові частки елементів у речовині	w(H)=2 ∙1/18 ∙100% = 11% w(O)=16/18 ∙ 100% = 89%	w(H)=2 ∙ 1/98 ∙ 100% = 2% w(S)=32/98 ∙ 100% = 33% w(O)= 16 ∙ 4/ 98 ∙ 100% = =65%

ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ

Хімічні рівняння – це умовні зображення реакцій за допомогою формул та, за необхідності, коефіцієнтів.

Реагенти → продукти реакції.

Щоб розставити коефіцієнти в хімічному рівнянні, слід пам’ятати, що сума атомів кожного елемента до реакції має дорівнювати сумі атомів кожного елемента після реакції.

Алгоритм складання рівняння реакцій за схемою.

Приклад: Мg + O₂ →

1. Запишіть продукти реакції, склавши формули за валентностями:

ІІ ІІ

Мg + O₂ → МgO

2. Обчисліть кількість атомів Оксигену до і після реакції (у простих реакціях коефіцієнти підбирають, починаючи з Оксигену):

②

Мg + O₂ → МgO

2 1

3. Знайдіть найменше спільне кратне – 2 (записано в кружечку над стрілкою).

4. Поділіть найменше спільне кратне на кількість атомів Оксигену до реакції (2/2=1) та після реакції (2/1=2). Одержані коефіцієнти запишіть перед відповідними формулами (одиниця не записується):

Мg + O₂ → 2МgO

5. Обчисліть кількість атомів Магнію до й після реакції (зверніть увагу на те, що коефіцієнт 2 перед МgO стосується формули речовини загалом):

②

Мg + O₂ → 2МgO

1 2

6. Знайдіть найменше спільне кратне – 2 (записане над стрілкою).

7. Поділіть найменше спільне кратне на кількість атомів Магнію до реакції (2/1=2) та після реакції (2/2=1). Отримані коефіцієнти запишіть перед відповідними формулами (одиниця не записується):

2Мg + O₂ → 2МgO

8. Після того як коефіцієнти розставлено, схема реакції стає рівнянням.

Приклад: К + О₂ →

1. Запишіть схему реакції, складіть формулу продукту реакції за валентностями: І ІІ

К + О₂ → К₂О

2. Атомів Оксигену до реакції є два, після реакції – один атом:

②

К + О₂ → К₂О

2 1

3. Найменше спільне кратне – 2. Отримуємо коефіцієнт для Оксигену: 2/2=1; 2/1=2.

К + О₂ →2К₂О

Підбираємо коефіцієнти для Калію (до реакції – 4/1=4; після реакції – 4/4=1): ②

4К + О₂ →2К₂О

СКЛАДАННЯ РІВНЯНЬ МОЖЛИВИХ РЕАКЦІЙ

1. Взаємодія металів з водою.

За нормальних умов вода реагує з активними металами, утворюючи гідроксиди металів (луги) та водень:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

2. Взаємодія оксидів металів із водою.

За нормальних умов вода реагує з оксидами активних металів, утворюючи розчинні гідроксиди металів (луги):

Na₂O + H₂O → 2NaOH

3. Взаємодія оксидів неметалів з водою.

За нормальних умов вода реагує з оксидами неметалів, утворюючи кислоти:

CO₂ +2H₂O → H₂CO₃

4. Взаємодія оксидів неметалів з гідроксидами.

Оксиди неметалів реагують з лугами, утворюючи сіль та воду:

2KOH + CO₂ → K₂CO₃+ H₂O

5. Взаємодія металів з кислотами.

Дослідження показують, що всі метали за активністю витіснення Гідрогену можна розмістити в ряд (так званий витиску вальний ряд):

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂ Cu, Hg, Ag, Pt, Au

Метали, що стоять ліворуч від Гідрогену, здатні витісняти його з кислот (крім нітратної кислоти), а ті, що розташовані праворуч від Гідрогену, - ні:

FeO + 2HCl → FeCl₂ +H₂

Cu + HCl ǂ

6. Взаємодія кислот з оксидами.

Кислоти реагують з оксидами металів (основними оксидами), утворюючи сіль та воду:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

7. Взаємодія кислот з основами.

Реакції між основами й кислотами, в процесі яких утворюються сіль та вода, називаються реакціями нейтралізації:

3KOH + H₃PO₄ → K₃PO₄ + 3H₂O

8. Взаємодія кислот із солями.

Реакції між кислотами й солями можливі, якщо вільна кислота сильніша за кислоту, що міститься в солі (відповідно до ряду кислот):

сила кислот зменшується

HNO₃

H₂SO₄, HCl, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, H₂SiO₃

H₃PO₄

H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + H₂CO₃

9. Взаємодія основ із солями.

Реакції між основами й солями можливі, якщо основа – луг, сіль – розчинна та утворена не лужним металом:

2KOH + CuCl₂ → Cu(OH)₂ + 2KCl

10. Взаємодія солей із солями.

Реакції між солями можливі, якщо обидві солі розчинні, а в результаті реакції утворюється нерозчинна сіль:

CaCl₂ + K₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2KCl

11. Взаємодія солей з металами.

Під час написання цих реакцій слід керуватися витискувальним рядом

металів (див. п.5):

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ +Cu

ШВИДКІСТЬ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Хімічні реакції відбуваються з різною швидкістю. Одні реакції здійснюються за частки секунд; інші – протягом тисячоліть. Миттєво відбувається реакція нейтралізації кислоти лугом, а перетворення граніту на глину, вивітрювання гірських порід – це хімічні реакції, які тривають віками.

Чинники, які впливають на швидкість хімічних реакцій:

природа речовин (міцність хімічних зв’язків впливає на швидкість реакції);

агрегатний стан речовини (найбільшу швидкість мають молекули газів, найменшу – частинки твердої речовини);