Міністерство аграрної політики україни рогатинський державний аграрний коледж неорганічна хімія

Вплив

Якщо реакція відбувається без зміни об’ємів реагуючих газів, наприклад,

1. 
   У періодах зі збільшенням порядкового номера спостерігається поступове посилення неметалічних властивостей та послаблення металічних.
   
2. 
   У головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера посилюються металічні властивості елементів та послаблюються неметалічні.
   
3. 
   Вища валентність елементів у сполуках з Оксигеном відповідає номеру групи.
   
4. 
   Порядковий номер хімічного елемента збігається із зарядом ядра його атома.
   
5. 
   Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні обчислюється за формулою: N = 2n², де n – головне квантове число (номер рівня).
   
6. 
   Заряд атомного ядра (порядковий номер елемента) визначає хімічні властивості елемента.
   
7. 
   Заповнення електронами атомних орбіталей відбувається в зв’язку з збільшенням енергії приблизно в такому порядку (за правилом В.М.Клгоечковсько):
   

8. 
   На кожній орбіталі може перебувати не більше двох електронів (принцип Паулі).
   
9. 
   Спочатку заповнюється половина кожної орбіталі; коли вичерпано всі вільні орбіталі, вони заповнюються повністю (правило Гунда).
   

ЕНЕРГЕТИЧНИЙ РІВЕНЬ	ЕНЕРГЕТИЧНИЙ ПІДРІВЕНЬ	КІЛЬКІСТЬ ОРБІТАЛЕЙ НА ПІДРІВНІ НА РІВНІ		МАКСИМАЛЬНА КІЛЬКІСТЬ ЕЛЕКТРОНІВ НА ПІДРІВНІ НА РІВНІ
1(K)	S	1	1	2	2
2(L)	S	1	4	2	8
	P	3		6
3(M)	S	1	9	2	18
	P	3		6
	d	5		10
4(N)	S	1	16	2	32
	P	3		6
	d	5		10
	f	7		14

Електрони розміщуються на різних відстанях від ядра, формуючи електронні шари, або рівні. Рівні розщеплюються на підрівні, що мають орбіта лі різної форми.

Початок періоду: атоми металів легко віддають електрони, утворюючи позитивно заряджені йони (катіони) – проявляють металічні властивості.

Кінець періоду: атоми неметалів легко приймають електрони, утворюючи негативно заряджені йони – проявляють неметалічні властивості.

В групах зверху донизу:

Li ― збільшується число електронних рівнів;

Na ― збільшуються радіуси атомів;

K ― послаблюється притягання електронів до ядра;

Rb ― послаблюється здатність приєднувати електрони;

Cs ― посилюються металічні властивості.
Металічні властивості зростають зверху донизу і справа наліво.

Неметалічні властивості зростають зліва направо і знизу доверху.

1. 
   Назва елемента, його символ, відносна атомна маса Аr.
   
2. 
   Положення у періодичній системі:
   

1. 
   порядковий номер;
   
2. 
   номер періоду;
   
3. 
   номер групи, підгрупа.
   

1. 
   заряд ядра;
   
2. 
   кількість протонів, електронів, нейтронів;
   
3. 
   електронна формула, коміркова структура зовнішнього шару;
   
4. 
   кількість електронних рівнів;
   
5. 
   кількість електронів на зовнішньому рівні, кількість електронів, що не вистачає до завершення.
   

властивості простої речовини:

для металів	для неметалів
з киснем; б) з неметалами; в) з кислотою.	з киснем; з металами; з воднем.

V. Вищий оксид:

1. 
   формула, місце у класифікації (характер);
   
2. 
   властивості:
   

для основних оксидів	для амфотерних оксидів	для кислотних оксидів
з водою; з кислотними оксидами; з кислотами.	а) з кислотами; б) з лугами.	а) з водою; б) з основними оксидами; в) з лугами.

1. 
   формула, місце у класифікації (характер);
   
2. 
   властивості:
   

для основ	для амфотерних гідроксидів	для кислот
з кислотами; з кислотними оксидами; з солями.	а) з кислотами; б) з лугами; в) розклад за температури	а) з основами; б) з основними оксидами; в) з солями; г) з металами.

VІІ. Воднева сполука.

Для металів:

1. 
   метали головних підгруп утворюють гідриди, нелеткі сполуки;
   
2. 
   метали побічних підгруп не утворюють водневі сполуки.
   

1. 
   неметали ІІІ, ІV груп утворюють леткі сполуки;
   
2. 
   неметали V групи утворюють леткі сполуки;
   
3. 
   неметали VІ, VІІ груп утворюють леткі сполуки – кислоти.
   

Стійкість визначається розміром розприділених частинок:

10^―9м → молекулярні, істинні розчини; розчини електролітів;

10^―7м → колоїдні розчини;

10^―4м - 10^―5м → суспензії (тверді в рідині); емульсії (рідкі в рідкому)

Процес утворення розчину є проміжним між хімічним і фізичним процесами. Д.І. Менделєєв розробив гідратну теорію, згідно з якою під час утворення розчинів відбуваються не тільки фізичні, а й хімічні процеси.

У процесі розчинення частинки речовини, що розчиняється, утворюють з молекулами розчинника відносно нестійкі сполуки, які часто мають змінний склад і називаються сольватами (якщо розчинником є вода – гідратами).

Під час розчинення речовини відбуваються такі процеси: зв'язок між частинками (молекулами, атомами, йонами) у речовині, яка розчиняється, та розчиннику руйнується, що супроводжується поглинанням теплоти; одночасно утворюються сольвати, внаслідок чого виділяється теплота; далі відбувається розподіл сольватованих частинок речовини, яка розчиняється, в розчиннику, що супроводжується поглинанням теплоти. Загальний тепловий ефект процесу розчинення буде позитивним або негативним залежно від того, що переважатиме: тепловий ефект сольватації частинок, чи сума теплових ефектів дифузії та руйнування зв’язків між частинками речовини, яка розчиняється.

Надлишок тверда речовина тверде в розчині над твердою

Склад розчину можна виразити як концентрацією, так і часткою розчиненої речовини.

1. 
   У результаті розчинення у воді (або в іншому полярному розчиннику), а також у процесі розплавлення електроліти розпадаються на позитивно та негативно заряджені йони. Процес розпаду електролітів на йони називають електролітичною дисоціацією.
   
2. 
   У розчинах йони утворюються з полярних молекул та йонних кристалів речовин, а в розплавах – лише з речовин з йонним типом зв’язку.
   
3. 
   У водних розчинах йони оточені гідратною оболонкою – гідратовані йони.
   
4. 
   Йони у водному розчині або розплаві рухаються хаотично. Якщо в розчин або розплав електроліту занурити електроди й додати електричної напруги, то рух йонів стає спрямованим: позитивно заряджені йони рухаються до катода (негативно зарядженого електрода) й називаються катіонами, а негативно заряджені йони – в напрямку анода ( позитивно зарядженого електрода) та називаються аніонами.
   
5. 
   Дисоціація – оборотній процес.
   
6. 
   Електрична провідність розчинів і розплавів електролітів зумовлена наявністю позитивно й негативно заряджених йонів, що вивільнюються внаслідок електролітичної дисоціації, тобто електролітів – це провідники з йонною провідністю.
   

Коли утворюються речовини, що практично не дисоціюють та залишають сферу реакції		Реакція не протікає
1.Осад _____________ 2.Летка речовина _____________ 3.Слабкі електроліти	Нерозчинні або малорозчинні сполуки __________________________ Леткі кислоти: HCl, HF, HBr, HI, H2S, HNO3. Нестійкі кислоти: ↗ Н2О Н2СО3 ↘ СО2 ↗ Н2О Н2SО3 ↘ SО2 __________________________ Н2О, СН3СООН, NH3	Суміш йонів, реакція не протікає Na2SO4 + KCl Йони : Na+ , SO42−, K+ , Cl− .

Сильні електроліти – під час розчинення у воді цілком дисоціюють на йони: α > 30%	Слабкі електроліти – під час розчинення у воді погано дисоціюють на йони: α < 30%
Усі розчинні солі, багато мінеральних кислот (HCl, HBr, HI, HNO3, Н2SО4, НMnO4, HClO4), луги (KOH, NaOH)	Деякі мінеральні кислоти (Н2СО3, H2S, Н2SіО3, HNO2), майже всі органічні кислоти, багато бінарних сполук, гідроксиди металів

1. 
   Запишіть молекулярне рівняння реакції, звертаючи особливу увагу на правильність складання формул речовин, що утворюються. Перевірте за валентністю. Розставте коефіцієнти.
   

2. 
   За допомогою таблиці розчинності визначте розчинність кожної речовини.
   

3NaOH + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + 3NaCl

3. 
   Складіть повне йонне рівняння. Для цього прості речовини, оксиди, нерозчинні солі та слабкі електроліти запишіть у молекулярному вигляді (Н₂, СаО, АgCl, H₂O), а розчинні солі, луги, сильні кислоти – в йонному.
   

3Na⁺ + 3OH⁻ + Fe³⁺ + 3Cl⁻ → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ + 3Cl⁻

4. 
   Складіть скорочене йонне рівняння. Для цього потрібно відкинути (закреслити) йони, що не беруть у реакції безпосередньої участі (однакові у правій та лівій частинах повного йонного рівняння).
   

3OH⁻ + Fe³⁺ → Fe(OH)₃↓

Примітка.

1. 
   Малорозчинні солі, основи та інші сполуки з йонним типом зв’язку є сильними електролітами, тобто дисоціації піддаються.
   
2. 
   Сума електричних зарядів йонів у лівій частині рівняння має дорівнювати сумі електричних зарядів йонів у правій частині.
   
3. 
   Умови протікання до завершення реакцій обміну в розчинах електролітів:
   

― виділення газу;

― утворення води або іншого слабкого електроліту.
Властивості кислот, основ і солей

у світлі теорії електролітичної дисоціації

Електроліти	Характерні спільні йони	Характерні властивості
кислоти	Н+	Діють на індикатори (лакмус – червоний). Реагують з йонами ОН− з утворенням води Н+ + ОН− → H2O
основи (луги)	ОН−	Діють на індикатори (лакмус – синій, фенолфталеїн – малиновий). Реагують з йонами Н+ з утворенням води ОН− + Н+ → H2O
солі	спільних йонів нема	Спільні хімічні властивості відсутні.