Навчальна книга з хімії

ДЛЯ ВЧИТЕЛІВ СЕРЕДНІХ ШКІЛ,
СТУДЕНТІВ ПЕДАГОГІЧНИХ ВНЗ І ШКОЛЯРІВ 9-10 КЛАСІВ,
Вирішили присвятити СЕБЕ ХІМІЇ І природознавства

ПІДРУЧНИК задачник ЛАБОРАТОРНИЙ ПРАКТИКУМ НАУКОВІ РОЗПОВІДІ ДЛЯ ЧИТАННЯ

Матеріал цього розділу частково вам знаком по раніше вивченим шкільних курсів хімії і з попереднього розділу. Коротко повторимо, що вам відомо, і познайомимося з новим матеріалом.

У попередньому розділі ми обговорювали поведінку у водних розчинах деяких солей і органічних речовин, повністю розпадаються на іони в водному розчині.
Є ряд простих, але безсумнівних доказів того, що деякі речовини у водних розчинах розпадаються на частинки. Так, водні розчини сірчаної H2 SO4. азотної HNO3. хлорного HClO4. соляної (соляної) HCl, оцтової CH3 COOH і інших кислот мають кислий смак. У формулах кислот загальної часткою є атом водню, і можна припустити, що він (у вигляді іона) є причиною однакового смаку всіх цих настільки різних речовин.
Утворені при дисоціації у водному розчині іони водню надають розчину кислий смак, тому такі речовини і названі кислотами. У природі тільки іони водню мають кислий смак. Вони створюють у водному розчині так звану кислотну (кислу) середу.

Запам'ятайте, коли ви говорите «хлороводород», то маєте на увазі газоподібне і кристалічний стан цієї речовини, але для водного розчину слід говорити «розчин хлороводню», «хлороводородная кислота» або використовувати загальноприйнята назва «соляна кислота», хоча склад речовини в будь-якому стані виражається однією і тією ж формулою - НСl.

Водні розчини гідроксидів літію (LiOH), натрію (NаОН), калію (КОН), барію (Ва (ОН) 2), кальцію (Са (ОН) 2) та інших металів мають однаковий неприємний гірко-мильний смак і викликають на шкірі рук відчуття ковзання. Мабуть, за це властивість відповідальні гідроксид-іони ОН -. що входять до складу таких сполук.
Хлороводородная HCl, бромоводородной HBr і йодоводородная HI кислоти реагують з цинком однаково, незважаючи на свій різний склад, т. К. В дійсності з цинком реагує не кислота:

Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,

а іони водню:

і утворюються газоподібний водень і іони цинку.
Змішування деяких розчинів солей, наприклад хлориду калію KCl і нітрату натрію NaNO3. не супроводжується помітним тепловим ефектом, хоча після випарювання розчину утворюється суміш кристалів чотирьох речовин: вихідних - хлориду калію і нітрату натрію - і нових - нітрату калію КNO3 і хлориду натрію NaCl. Можна припустити, що в розчині дві вихідні солі повністю розпадаються на іони, які при його випаровуванні утворюють чотири кристалічних речовини:

Зіставляючи ці відомості з електропровідністю водних розчинів кислот, гідроксидів і солей і з рядом інших положень, С.А.Арреніус в 1887 р висунув гіпотезу електролітичноїдисоціації, згідно з якою молекули кислот, гідроксидів і солей при розчиненні їх у воді дисоціюють на іони.
Вивчення продуктів електролізу дозволяє приписати іонів позитивні або негативні заряди. Очевидно, якщо кислота, наприклад азотна НNO3. дисоціює, припустимо, на два іона і при електролізі водного розчину на катоді (негативно заряджений електрод) виділяється водень, то, отже, в розчині є позитивно заряджені іони водню Н +. Тоді рівняння дисоціації слід записати так:

Електролітична дисоціація - повний або частковий розпад з'єднання при його розчиненні в воді на іони в результаті взаємодії з молекулою води (або іншого розчинника).
Електроліти - кислоти, підстави чи солі, водні розчини яких проводять електричний струм в результаті дисоціації.
Речовини, що не диссоциирующие у водному розчині на іони і розчини яких не проводять електричний струм, називаються неелектролітами.
Дисоціація електролітів кількісно характеризується ступенем дисоціації - відношенням числа розпалися на іони «молекул» (формульних одиниць) до загальної кількості «молекул» розчиненої речовини. Ступінь дисоціації позначається грецькою буквою. Наприклад, якщо з кожних 100 «молекул» розчиненої речовини 80 розпадаються на іони, то ступінь дисоціації розчиненої речовини дорівнює: = 80/100 = 0,8, або 80%.
За здатністю до дисоціації (або, як кажуть, «по силі») електроліти поділяють на сильні. середні і слабкі. За ступенем дисоціації до сильних електролітів відносять ті з них, для розчинів яких> 30%, до слабких - <3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
У разі водних розчинів до сильних електролітів (> 30%) відносять перераховані нижче групи з'єднань.
1. Багато неорганічні кислоти, наприклад хлороводородная НCl, азотна HNO3. сірчана H2 SО4 в розведених розчинах. Найсильніша неорганічна кислота - хлорне НСlО4.
Сила некіслородних кислот зростає в ряду однотипних сполук при переході вниз по підгрупі кислотообразующих елементів:

Фтороводородной (плавикова) кислота HF розчиняє скло, але це зовсім не говорить про її силі. Ця кислота з безкисневих галогенсодержащих відноситься до кислотам середньої сили з-за високої енергії зв'язку НF, здатності молекул HF до об'єднання (асоціації) завдяки сильним водневим зв'язкам, взаємодії іонів F - з молекулами НF (водневі зв'язки) з утворенням іонів та інших більш складних частинок. В результаті концентрація іонів водню у водному розчині цієї кислоти виявляється значно зниженою, тому фтороводородной кислоту вважають середньої сили.
Фтороводород реагує з діоксидом кремнію, що входять до складу скла, за рівнянням:

Фтороводородной кислоту не можна зберігати в скляних судинах. Для цього використовують судини зі свинцю, деяких пластмас і скла, стінки яких покриті зсередини товстим шаром парафіну. Якщо для «травлення» скла використовувати газоподібний фтороводород, то поверхня скла стає матовою, що використовується для нанесення на скло написів і різних малюнків. «Травлення» скла водним розчином фтороводородной кислоти призводить до роз'їдання поверхні скла, яка залишається прозорою. У продажу зазвичай буває 40% -й розчин плавикової кислоти.

Сила однотипних кисневих кислот змінюється в протилежному напрямку, наприклад йодна кислота НIО4 слабкіше хлорної кислоти НСlО4.
Якщо елемент утворює кілька кисневих кислот, то найбільшою силою володіє кислота, в якій Кислотоутворююча елемент має найвищу валентність. Так, в ряду кислот НСlО (хлорнуватиста) - НСlО2 (хлориста) - НСlО3 (хлорноватої) - НСlО4 (хлорне) остання найбільш сильна.

Один обсяг води розчиняє близько двох обсягів хлору. Хлор (приблизно половина його) взаємодіє з водою:

Хлороводородная кислота є сильною, в її водному розчині практично немає молекул HCl. Правильніше рівняння реакції записати так:

Cl2 + H2 O = H + + Cl - + HClO - 25 кДж / моль.

Утворений розчин називають хлорного водою.
Хлорнуватиста кислота - швидкодіючий окислювач, тому її застосовують для відбілювання тканин.

2. Гідроксид елементів головних підгруп I і II груп періодичної системи: LiОН, NaОН, КОН, Са (ОН) 2 та ін. При переході вниз по підгрупі в міру посилення металевих властивостей елемента сила гідроксидів зростає. Розчинні гідроксиди головної підгрупи I групи елементів відносять до лугів.

Лугами називають розчинні у воді підстави. До них відносять також гідроксиди елементів головної підгрупи II групи (лужно-земельні метали) і гідроксид амонію (водний розчин аміаку). Іноді лугами вважають ті гідроксиди, які у водному розчині створюють високу концентрацію гідроксид-іонів. В застарілої літературі ви можете зустріти в числі лугів карбонати калію К2 СО3 (поташ) і натрію Na2 CO3 (сода), гідрокарбонат натрію NaHCO3 (питна сода), буру Na2 B4 O7. гідросульфіди натрію NaHS і калію KHS і ін.

Гідроксид кальцію Са (ОН) 2 як сильний електроліт дисоціює в один щабель:

3. Майже всі солі. Сіль, якщо це сильний електроліт, дисоціює в один щабель, наприклад хлорид заліза:

У разі водних розчинів до слабких електролітів ( <3%) относят перечисленные ниже соединения.

1. Вода H2 O - найважливіший електроліт.

2. Деякі неорганічні і майже всі органічні кислоти: H2 S (сірководнева), H2 SO3 (сірчиста), H2 CO3 (вугільна), HCN (ціановодородная), Н3 РО4 (фосфорна, ортофосфорна), H2 SiO3 (кремнієва), H3 BO3 ( борна, ортоборна), СН3 СООН (оцтова) і ін.
Зауважимо, що вугільна кислота у формулі H2 CO3 не існує. При розчиненні вуглекислого газу СО2 у воді утворюється його гідрат СО2 • Н2 О, який ми для зручності розрахунків записуємо формулою H2 CO3. і рівняння реакції дисоціації виглядає так:

Дисоціація слабкої вугільної кислоти проходить в два ступені. Утворений гідрокарбонат-іон також поводиться як слабкий електроліт.
Точно так же поступово диссоциируют і інші багатоосновні кислоти: Н3 РО4 (фосфорна), H2 SiO3 (кремнієва), H3 BO3 (борна). У водному розчині дисоціація практично проходить лише по першій ступені. Як здійснити дисоціацію по останньому щаблі?
3. Гідроксид багатьох елементів, наприклад Аl (OH) 3. Cu (OH) 2. Fe (OH) 2. Fe (OH) 3 і ін.
Всі ці гідроксиди дисоціюють у водному розчині ступінчасто, наприклад гідроксид заліза
Fe (OH) 3:

У водному розчині дисоціація проходить практично тільки по першій ступені. Як змістити рівновагу в бік утворення іонів Fe 3+?
Осно'вние властивості гідроксидів одного і того ж елемента посилюються зі зменшенням валентності елемента. Так, осно'вние властивості дігідроксіда заліза Fe (OH) 2 виражені сильніше, ніж у трігідроксіда Fe (OH) 3. Це твердження рівнозначно тому, що кислотні властивості Fe (OH) 3 проявляються сильніше, ніж у Fe (OH) 2.
4. Гідроксид амонію NH4 OH.
При розчиненні газоподібного аміаку NH3 у воді виходить розчин, який дуже слабо проводить електричний струм і має гірко-мильний смак. Середа розчину осно'вная, або лужна. Пояснюється така поведінка аміаку в такий спосіб. При розчиненні аміаку в воді утворюється гідроксид амонію NH3 • Н2 О, якому умовно ми приписуємо формулу неіснуючого гідроксиду амонію NH4 OH, вважаючи, що це з'єднання дисоціює з утворенням іона амонію і гідроксид-іона ОН -:

5. Деякі солі: хлорид цинку ZnCl2. тиоцианат заліза Fe (NСS) 3. ціанід ртуті Hg (CN) 2 та ін. Ці солі дисоціюють ступінчасто.

До електролітів середньої сили деякі відносять фосфорну кислоту Н3 РО4. Ми будемо вважати фосфорну кислоту слабким електролітом і записувати три ступені її дисоціації. Сірчана кислота в концентрованих розчинах поводиться як електроліт середньої сили, а в дуже концентрованих розчинах - як слабкий електроліт. Ми далі будемо вважати сірчану кислоту сильним електролітом і записувати рівняння її дисоціації в один щабель.

Список нових і забутих понять і слів

розчин;
електролітична дисоціація;
електроліти, неелектролітів;
ступінь дисоціації;
сильні і слабкі електроліти;
лугу.