Все 39 конспектов внутри этой страницы. После сохранения на сайте добавь эту страницу в закладки и открывай в том же браузере. Очистка данных браузера удаляет сохранённую копию. Обновления загружаются на сайте при наличии интернета.
Для поиска включи JavaScript. Полные тексты также приведены ниже.§ 1. Предмет химии. Роль химии в жизни человека Химия изучает вещества, их свойства и превращения. Она помогает объяснять окружающий мир и получать материалы с нужными человеку свойствами.
Вокруг нас находятся физические тела: стакан, ложка, провод, капля воды. Вещество — то, из чего эти тела состоят. Например, железный гвоздь является телом, а железо — веществом. Из одного вещества можно изготовить разные предметы. Материалом называют вещество или смесь веществ, которые используют для изготовления изделий. Поэтому понятия «тело», «вещество» и «материал» связаны, но обозначают не одно и то же.
Вещества различают по свойствам: цвету, запаху, плотности, растворимости, твёрдости, способности проводить тепло и электричество. Температуры плавления и кипения тоже относятся к физическим свойствам; сравнивать их нужно при одинаковых условиях. Некоторые свойства используют как эталоны. Так, шкала Мооса позволяет сравнивать твёрдость минералов по их способности царапать друг друга: тальк находится в начале шкалы, алмаз — в конце.
Применение материала зависит от сочетания его свойств. Алюминиевые сплавы ценят за небольшую плотность и прочность, поэтому они подходят для транспортных конструкций. Для электрических проводников важна электропроводность, для упаковочной фольги — возможность получать тонкие листы. Созданием и изучением материалов занимается материаловедение. При химическом превращении появляются новые вещества, а не просто изменяется форма исходного предмета.
Достижения химии нужны медицине, сельскому хозяйству, энергетике и производству техники. Они позволяют создавать лекарства, удобрения, пластмассы и синтетические ткани. Вместе с тем неправильное обращение с веществами, выбросы и отходы загрязняют воздух, воду и почву. Поэтому химические знания нужны не только для производства, но и для безопасного использования материалов, переработки отходов и бережного отношения к природе.
Тело — предмет; вещество — его составная основа; материал — то, из чего делают изделие. Физические свойства изучают без превращения вещества в другое. Пользу и возможный вред оценивают по свойствам вещества и условиям его применения. Страницы: 6–11
§ 2. Методы изучения химии Знания о веществах получают с помощью наблюдения, эксперимента и моделирования. Научный вывод должен опираться на проверяемые результаты.
Наблюдение — целенаправленное изучение объекта или происходящих с ним изменений. Исследователь заранее определяет, что именно он хочет узнать, на какие признаки будет обращать внимание и как запишет результаты. Наблюдать можно непосредственно, например за изменением окраски раствора, или опосредованно — по видеозаписи и описанию чужого опыта. Кратковременное наблюдение занимает часть урока, долговременное может продолжаться несколько дней или недель.
Чтобы объяснить замеченное явление, выдвигают гипотезу — обоснованное предположение. Затем продумывают способ её проверки. Например, можно предположить, что условия хранения влияют на появление ржавчины на железе. Но само предположение ещё не является доказанным знанием: необходимо сравнение результатов при контролируемых условиях. В записи важно различать факт наблюдения и объяснение, которое исследователь этому факту предлагает.
Эксперимент отличается от простого наблюдения тем, что нужные условия специально создают и контролируют. Исследователь выбирает вещества и оборудование, выполняет запланированные действия, измеряет величины и фиксирует изменения. Повторение опыта помогает проверить, закономерен ли результат. Если данные не подтверждают гипотезу, её уточняют или отвергают, а не подгоняют описание под ожидаемый ответ. Все химические опыты проводят с соблюдением правил безопасности.
Моделирование позволяет изучать объекты, которые неудобно или невозможно рассмотреть непосредственно. Шаростержневая модель показывает, какие атомы входят в молекулу и как они соединены. Формулы и уравнения тоже являются моделями, только знаковыми. Любая модель упрощает действительность: цвет шариков условен, а размеры изображений не равны размерам настоящих атомов. Поэтому модель помогает рассуждать, но её возможности и ограничения нужно понимать.
Порядок исследования: цель → гипотеза → план проверки → результаты → вывод. Наблюдение фиксирует происходящее; эксперимент позволяет управлять условиями. Модель отражает выбранные свойства объекта, а не воспроизводит его полностью. Страницы: 12–14
§ 3. Агрегатные состояния веществ Одно вещество может быть твёрдым, жидким или газообразным. Его состояние зависит от температуры, давления и взаимодействия частиц.
Называя воду жидкостью, а кислород газом, обычно имеют в виду привычные условия. При их изменении вещество способно перейти в другое агрегатное состояние. Например, вода существует как лёд, жидкость и водяной пар. При этом меняются расстояния между частицами, характер их движения и взаимное расположение. Сам химический состав при обычном переходе между агрегатными состояниями сохраняется.
В газе расстояния между частицами велики по сравнению с их размерами. Частицы свободно перемещаются, поэтому газ заполняет весь предоставленный объём и принимает форму сосуда. Его сравнительно легко сжать. В жидкости частицы расположены близко и взаимодействуют сильнее, но могут перемещаться относительно друг друга. Поэтому жидкость текуча, сохраняет объём, принимает форму сосуда и сжимается гораздо труднее газа.
В твёрдом теле частицы удерживаются около определённых положений и совершают колебания. Поэтому тело сохраняет форму и объём. При плавлении оно переходит в жидкое состояние, при кристаллизации происходит обратный переход. Испарение идёт с поверхности жидкости, а при кипении пар образуется также внутри неё. Переход пара в жидкость называют конденсацией. Например, капли на холодном стекле возникают из водяного пара воздуха.
Существуют переходы без промежуточного жидкого состояния. Превращение твёрдого вещества прямо в газ называют сублимацией, или возгонкой, а газа в твёрдое вещество — десублимацией. Сублимация льда помогает объяснить высыхание замёрзшего белья; образование инея связано с десублимацией водяного пара. Важно не путать эти физические явления с химическими реакциями: при плавлении льда вода не превращается в новое вещество.
Газ не сохраняет форму и объём; жидкость сохраняет объём; твёрдое тело сохраняет оба свойства. Плавление и испарение требуют подвода энергии; при обратных переходах энергия выделяется. Температура кипения зависит не только от вещества, но и от давления. Страницы: 15–19
§ 4. Физические явления — основа разделения смесей в химии Компоненты смеси можно разделить благодаря различиям их физических свойств: растворимости, плотности, температур кипения, размеров частиц или способности намагничиваться.
Чистое вещество в школьной практике почти не содержит примесей. Смесь включает несколько веществ, которые называют компонентами. В однородной, или гомогенной, смеси границы между компонентами не видны: примеры — воздух и раствор соли в воде. В неоднородной, или гетерогенной, смеси есть разные части или фазы. Так устроены мутная вода, гранит и смесь железных опилок с серой.
Компоненты сохраняют характерные свойства, что позволяет подобрать способ разделения. Железо можно извлечь магнитом из смеси с веществом, которое не намагничивается. При отстаивании более плотные нерастворимые частицы постепенно оседают. Несмешивающиеся жидкости, например воду и масло, разделяют после образования слоёв. Делительная воронка позволяет поочерёдно выпускать эти слои, используя различие их плотности.
Фильтрование отделяет нерастворимые частицы от жидкости: они задерживаются на фильтре, а прошедшую жидкость называют фильтратом. Растворённая соль через обычный бумажный фильтр проходит вместе с водой. Чтобы получить соль, воду выпаривают. Если же требуется собрать саму воду, используют перегонку: жидкость испаряется, затем пар охлаждается и конденсируется в отдельном приёмнике. Таким способом получают дистиллированную воду.
Для сложной смеси часто нужна последовательность операций. Например, смесь песка и соли сначала обрабатывают водой: соль растворяется, песок остаётся. Затем песок отфильтровывают, а из раствора выделяют соль. Хроматография использует различия в перемещении компонентов через определённую среду; красители могут разделяться на отдельные полосы. Выбор метода всегда начинают с вопроса: каким свойством отличаются нужные компоненты и какой из них требуется получить?
Обычное фильтрование не удаляет растворённую соль. Выпаривание оставляет нелетучий компонент; перегонка позволяет собрать сконденсировавшуюся жидкость. Разделение смеси само по себе не означает образования новых веществ. Страницы: 24–28
§ 5. Атомно-молекулярное учение. Химические элементы Вещества состоят из мельчайших частиц. Разнообразие веществ объясняется разными видами атомов, их сочетаниями и способами соединения.
Атомно-молекулярное учение объясняет строение веществ и смысл химических превращений. Молекулы образованы атомами и находятся в непрерывном движении. Атомы различаются строением и массой. Определённый вид атомов называют химическим элементом. Например, водород — название элемента; его атомы могут существовать отдельно или входить в состав разных веществ. Поэтому элемент нельзя отождествлять только с одним конкретным веществом.
Простые вещества образованы атомами одного химического элемента, сложные — атомами нескольких элементов. Кислород O₂ является простым веществом, хотя в его молекуле два атома. Вода H₂O — сложное вещество: каждая её молекула содержит атомы водорода и кислорода. Значит, при классификации считают виды элементов, а не общее число атомов. Сложное вещество также не следует путать со смесью: его состав задаётся химическим соединением частиц.
Один элемент может образовывать несколько простых веществ. Такое явление называют аллотропией. У кислорода есть двухатомные молекулы O₂ и трёхатомные молекулы озона O₃. Алмаз и графит образованы углеродом, но различаются расположением и связями атомов, поэтому имеют разные свойства. Эти примеры показывают, что свойства определяет не только вид атомов, но и строение вещества.
Не все вещества состоят из отдельных молекул. В кристалле поваренной соли находятся положительные и отрицательные ионы — заряженные частицы. Алмаз образует протяжённую структуру из связанных атомов. При обычной химической реакции связи между частицами перестраиваются и возникают новые вещества. Атомы не исчезают и не превращаются в атомы другого элемента. Например, при разложении воды из её атомов образуются водород и кислород.
Элемент — вид атомов; простое вещество — одна из форм его существования. O₂: один элемент, два атома в молекуле. H₂O: два элемента, три атома. Аллотропные вещества различаются составом молекул или строением. Вещества бывают молекулярного и немолекулярного строения. Страницы: 30–34
§ 6. Знаки химических элементов. Периодическая таблица Д. И. Менделеева Химические символы позволяют кратко обозначать элементы, а периодическая таблица помогает находить сведения об их положении и относительных атомных массах.
У химии есть общий для разных стран язык обозначений. Современную буквенную систему связывают с Йёнсом Якобом Берцелиусом. Символ элемента образуют одна или две латинские буквы: первая всегда заглавная, вторая, если она есть, строчная. Например, H обозначает водород, O — кислород, Na — натрий, Fe — железо. Символы часто связаны с латинскими названиями, поэтому не всегда похожи на русские сокращения.
Знак может обозначать химический элемент вообще или один его атом в конкретной записи. Регистр букв имеет смысл: Co — символ кобальта, а CO — формула вещества из углерода и кислорода. Названия элементов происходят от свойств простых веществ, географических названий, имён учёных, астрономических объектов и мифологических образов. Но символы нужно узнавать точно, а не угадывать только по происхождению слова.
В периодической таблице у каждого элемента есть название, символ, порядковый номер и относительная атомная масса. Горизонтальные последовательности называют периодами, вертикальные столбцы — группами. Периодов семь. В длиннопериодной форме выделяют восемнадцать групп; в короткой форме учебника — восемь групп с главными и побочными подгруппами. Поэтому при указании группы важно понимать, какой вариант таблицы используется.
Массы атомов очень малы, и для расчётов удобнее сравнивать их с принятой единицей. Относительная атомная масса Ar показывает отношение массы атома к одной двенадцатой массы атома углерода-12 и не имеет единицы измерения. Для школьных задач обычно берут округлённые значения: у водорода 1, кислорода 16, углерода 12. Для хлора часто используют 35,5. Эти числа не являются массами одного атома в граммах.
Не путай символ элемента, его порядковый номер и относительную атомную массу. Период расположен горизонтально, группа — вертикально. Ar(O) ≈ 16 означает относительное сравнение масс, а не «атом весит 16 г». Страницы: 35–38
§ 7. Химические формулы Химическая формула показывает качественный и количественный состав вещества. По ней можно подсчитать атомы, относительную массу и массовые доли элементов.
Качественный состав отвечает на вопрос, какие элементы входят в вещество, а количественный — в каком соотношении. В формуле CO₂ записаны углерод и кислород; нижний индекс 2 относится только к кислороду. Поэтому одна молекула содержит один атом углерода и два атома кислорода. Индекс 1 не пишут. Для немолекулярных веществ формула показывает соотношение частиц в формульной единице, а не состав отдельной молекулы.
Число перед формулой называют коэффициентом. Запись 5CO₂ обозначает пять молекул углекислого газа: всего в них пять атомов углерода и десять атомов кислорода. Коэффициент действует на всю формулу. Индекс за скобками относится ко всей группе внутри них. Например, в Ca(OH)₂ на один атом кальция приходятся два атома кислорода и два атома водорода, а не одна группа OH.
Относительную молекулярную массу Mr находят сложением относительных атомных масс всех атомов с учётом индексов. Для углекислого газа получается: 12 + 2·16 = 44. Для веществ без отдельных молекул точнее говорить об относительной формульной массе. При вычислениях нужно сначала раскрыть смысл скобок и подсчитать атомы, иначе легко потерять множитель. Относительная масса не измеряется в граммах.
Массовая доля элемента показывает, какая часть массы вещества приходится на этот элемент. Массу всех его атомов в формульной единице делят на общую относительную массу вещества. В CO₂ доля углерода равна 12/44, то есть примерно 27,3%, а кислорода — 32/44, примерно 72,7%. Соотношение числа атомов здесь 1:2, но соотношение масс 12:32: число атомов и их масса — разные характеристики.
Mr(H₂O) = 2·1 + 16 = 18. w(Э) = Ar(Э)·n / Mr(вещества); для процентов результат умножают на 100%. Сумма массовых долей всех элементов равна 1, или 100%. Индекс описывает состав частицы, коэффициент — число таких частиц. Страницы: 39–41
§ 8. Валентность Валентность характеризует способность атома образовывать определённое число связей. Она помогает понимать состав соединений и составлять их формулы.
Атомы соединяются не в произвольных количествах. Для веществ молекулярного строения действует закон постоянства состава: одно и то же вещество имеет определённый состав независимо от способа получения. Поэтому вода записывается как H₂O, а не с любым выбранным числом атомов. Понятие валентности помогает объяснить эти соотношения. Её обозначают римскими цифрами; в изучаемых соединениях водород одновалентен, кислород двухвалентен.
Структурные формулы показывают связи между атомами с помощью штрихов. У некоторых элементов валентность постоянная в рассматриваемых соединениях, у других переменная. Например, железо часто проявляет валентности II и III. Поэтому одного названия элемента иногда недостаточно, чтобы однозначно составить формулу его соединения. В названии «оксид железа(III)» цифра уточняет нужную валентность. Валентность записывают без знака плюс или минус.
Для бинарного соединения сравнивают произведения валентностей на соответствующие индексы. Чтобы составить формулу оксида алюминия, берут Al(III) и O(II). Наименьшее общее кратное трёх и двух равно шести. Деление шести на три даёт два атома алюминия, а на два — три атома кислорода. Получается Al₂O₃. Проверка: 2·III и 3·II дают одинаковое общее число валентных единиц.
Можно решить и обратную задачу. В Fe₂O₃ три атома кислорода дают шесть валентных единиц; их делят на два атома железа и получают III. Такой подход используют и для групп атомов, например кислотных остатков. Если группа повторяется несколько раз, её заключают в скобки и ставят индекс снаружи. При этом внутренние индексы группы не меняют: изменяется количество целых групп, а не их состав.
Для формулы AₓBᵧ выполняется x·V(A) = y·V(B). Сначала установи валентности, затем найди наименьшее общее кратное и индексы. Индекс 1 не пишут; повторяющуюся группу атомов заключают в скобки. Валентность и степень окисления — не одно и то же понятие. Страницы: 42–45
§ 9. Химические реакции Химическая реакция — превращение исходных веществ в новые вещества. Её признаки нужно отличать от внешне похожих физических изменений.
Вещества, вступающие в реакцию, называют реагентами, а полученные вещества — продуктами. Главное отличие реакции от физического явления состоит в появлении веществ с другим составом и свойствами. Например, при таянии льда остаётся вода, а при ржавлении железа образуются новые соединения. Поэтому изменение формы, размера или агрегатного состояния само по себе не доказывает, что произошла химическая реакция.
О протекании реакции могут свидетельствовать выделение газа, выпадение или растворение осадка, изменение цвета, выделение света, повышение или понижение температуры. Однако любой признак нужно рассматривать вместе с условиями. Пузырьки при кипении воды состоят из водяного пара и не означают появления другого вещества. А выделение углекислого газа при взаимодействии соды с кислотой связано именно с химическим превращением.
Для взаимодействия разных реагентов необходимо их соприкосновение. Иногда процесс начинается только после нагревания, а измельчение или растворение облегчает контакт частиц. В учебнике действие аппарата Киппа объясняется управлением контактом металла и кислоты: когда контакт прекращается, прекращается и получение газа. Это показывает общий принцип: изменяя условия, можно управлять химическим процессом. Такие опыты выполняют только в оборудованной лаборатории под руководством учителя.
Реакции различаются по тепловому эффекту. Экзотермические выделяют теплоту в окружающую среду, эндотермические поглощают её. Горение относится к экзотермическим процессам, а обжиг известняка требует подвода теплоты. При этом необходимость первоначального поджигания ещё не делает реакцию эндотермической: после запуска горение само выделяет энергию. Нужно различать условие начала процесса и его общий тепловой эффект.
Реагенты находятся до превращения, продукты образуются в результате. Внешний признак — повод проверить образование нового вещества, а не безусловное доказательство. Экзотермическая реакция выделяет теплоту; эндотермическая поглощает. Не воспроизводи демонстрационные опыты самостоятельно: вещества и продукты могут быть опасны. Страницы: 46–49
§ 10. Химические уравнения Химическое уравнение записывает превращение веществ с помощью формул и коэффициентов. Оно должно соответствовать закону сохранения массы.
Сначала составляют схему реакции: слева записывают формулы реагентов, справа — продуктов, между веществами ставят знаки плюс. Но схема ещё может не учитывать правильное соотношение частиц. Чтобы получить уравнение, перед формулами расставляют коэффициенты. Число атомов каждого элемента после этого должно быть одинаковым в обеих частях. Коэффициент один, как правило, не записывают, но при подсчёте его учитывают.
Рассмотрим образование воды. Схема H₂ + O₂ → H₂O содержит два атома кислорода слева и только один справа. Поставим коэффициент 2 перед водой: справа станет два атома кислорода, но четыре атома водорода. Поэтому перед H₂ тоже нужен коэффициент 2. Получается 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Проверка показывает по четыре атома водорода и по два атома кислорода с каждой стороны.
Менять нижние индексы ради уравнивания нельзя. Если вместо H₂O написать H₂O₂, получится формула другого вещества — пероксида водорода, а не большее количество воды. Коэффициент, напротив, меняет количество частиц, сохраняя их состав. При сложных формулах важно помнить, что он умножает число всех атомов, включая атомы внутри скобок. После подбора коэффициентов обязательно снова проверяют каждый элемент.
Закон сохранения массы объясняется тем, что при химических реакциях атомы перестраивают связи, но не исчезают. В замкнутой системе суммарная масса реагентов равна суммарной массе продуктов. Если газ улетел из открытого сосуда или кислород поступил из воздуха, масса содержимого может измениться, но закон не нарушается. Коэффициенты показывают соотношения числа частиц и количества вещества, а не одинаковые массы всех участников.
Порядок работы: правильные формулы → коэффициенты → проверка атомов. 2H₂ + O₂ → 2H₂O: соотношение частиц 2:1:2, но не соотношение масс. При уравнивании меняют только коэффициенты, не индексы. В расчётах используют наименьшие целые коэффициенты, если нет особого условия. Страницы: 50–53
§ 11. Типы химических реакций По числу и составу реагентов и продуктов различают реакции соединения, разложения, замещения и обмена. Тепловой эффект служит отдельным признаком классификации.
При реакции соединения из двух или нескольких веществ образуется одно сложное вещество. Например, образование воды из водорода и кислорода относится к соединению: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Здесь считают разные вещества, а не сумму коэффициентов: перед водой стоит 2, но продукт по составу один. Соединяться могут как простые, так и сложные вещества, поэтому нужно рассматривать всю запись реакции.
При разложении одно сложное вещество даёт несколько новых веществ. Например, при обжиге известняк превращается в оксид кальция и углекислый газ: CaCO₃ → CaO + CO₂. Многие реакции разложения требуют нагревания. В некоторых процессах используют катализатор — вещество, которое ускоряет реакцию и в целом не расходуется в ней. Условия проведения указывают рядом со стрелкой или над ней.
В реакции замещения взаимодействуют простое и сложное вещества, а образуются новое простое и новое сложное. Пример: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. Железо замещает медь в соединении. При обмене два сложных вещества обмениваются составными частями. Например, NaOH + HCl → NaCl + H₂O. Чтобы отличить замещение от обмена, сначала определяют, какие из участников являются простыми веществами.
По тепловому эффекту реакции независимо делят на экзотермические и эндотермические. Поэтому одна реакция может одновременно быть соединением и экзотермической. Нельзя определять тепловой эффект только по количеству веществ в уравнении. Кроме того, не каждая реакция укладывается в четыре простые схемы: горение метана даёт два сложных продукта и не является обычным замещением. Классификация помогает увидеть закономерности, но применять её нужно по точным признакам.
Соединение: несколько веществ → одно; разложение: одно → несколько. Замещение: простое + сложное → новое простое + новое сложное. Обмен: два сложных вещества обмениваются составными частями. Считай виды веществ, а не коэффициенты перед формулами. Страницы: 54–58
§ 12. Воздух и его состав Воздух — смесь газов, а не отдельное вещество. Содержание каждого компонента можно выразить его объёмной долей.
В составе воздуха преобладают азот и кислород. В школьных расчётах для сухого воздуха обычно принимают примерно 78% азота и 21% кислорода по объёму. На остальные газы приходится около одного процента: это главным образом аргон, а также углекислый газ и другие компоненты. Содержание водяного пара меняется, поэтому влажный воздух может отличаться от принятой расчётной модели.
Смесь не имеет единой химической формулы. Выражение «молекула воздуха» неправильно: в воздухе находятся молекулы разных веществ и отдельные атомы благородных газов. Компоненты сохраняют характерные свойства. Опыт Лавуазье с нагреванием ртути показал, что часть воздуха связывается веществом, а оставшаяся часть не поддерживает дыхание. Это помогло установить неоднородный химический состав внешне однородного воздуха.
Объёмная доля газа равна отношению его объёма к общему объёму смеси при одинаковых условиях. Её обозначают буквой φ и выражают долей единицы либо процентами. Например, если в 100 л смеси содержится 21 л кислорода, его доля равна 0,21, или 21%. Сумма долей всех компонентов должна составлять единицу, то есть сто процентов.
По известной доле легко найти объём нужного газа: объём смеси умножают на долю, записанную десятичной дробью. В 200 л воздуха при принятой доле кислорода 0,21 получится 42 л кислорода. Обратная задача требует деления объёма компонента на его долю. Перед вычислением все объёмы переводят в одинаковые единицы. Числа для малых примесей в учебных задачах используют как данные условия, а не как неизменные характеристики атмосферы.
φ = V(компонента) / V(смеси). V(компонента) = φ·V(смеси). 21% в формуле записывают как 0,21. Азот, кислород и воздух — не взаимозаменяемые понятия. Страницы: 60–62
§ 13. Кислород Кислород поддерживает дыхание и горение, взаимодействует со многими веществами и участвует в природном круговороте.
Кислород как элемент входит в состав воды, горных пород и множества веществ живых организмов. Как простое вещество он обычно представлен молекулами O₂. При обычных условиях это бесцветный газ без запаха, немного тяжелее воздуха и слабо растворимый в воде. Растворённый кислород важен для водных организмов. Озон O₃ — другое простое вещество того же элемента, имеющее иное строение молекул и свойства.
В промышленности кислород получают, в частности, разделением воздуха. В школьной лаборатории рассматривают разложение кислородсодержащих веществ. Например, пероксид водорода распадается на воду и кислород: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂. Катализатор ускоряет этот процесс. Получение и распознавание газа проводят только под руководством учителя; способность тлеющей лучинки вспыхивать в кислороде объясняется усилением горения, а не горением самого кислорода.
Кислород реагирует со многими металлами и неметаллами. При горении магния образуется оксид магния: 2Mg + O₂ → 2MgO. При полном сгорании углерода получается углекислый газ. Сложные вещества тоже могут окисляться: метан при достаточном количестве кислорода превращается в углекислый газ и воду. Такие реакции сопровождаются выделением энергии, но окисление бывает и медленным, без видимого пламени.
В природе кислород расходуется при дыхании, разложении органических веществ и горении, а пополняется благодаря фотосинтезу. Растения и другие фотосинтезирующие организмы сами тоже дышат. Применение кислорода связано с его свойствами: он нужен металлургии, сварке, химическому производству и системам жизнеобеспечения. При работе с ним особенно важно учитывать пожарную опасность: вещества в богатой кислородом среде горят значительно интенсивнее, чем в обычном воздухе.
O₂ — кислород, O₃ — озон; это аллотропные вещества. Кислород поддерживает горение, но сам не является обычным горючим топливом. CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O. Не всякое окисление сопровождается пламенем. Страницы: 63–67
§ 14. Оксиды Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления −II. Их свойства и применение могут сильно различаться.
Чтобы узнать оксид по формуле, сначала подсчитывают виды элементов. В CO₂ их два: углерод и кислород. В CaO также два: кальций и кислород. А в CaCO₃ уже три элемента, поэтому это не оксид, хотя кислород в нём есть. Вода H₂O тоже относится к оксидам. Сам кислород O₂ является простым веществом и к оксидам не относится.
Название строят из слова «оксид» и названия второго элемента в родительном падеже. При необходимости указывают римской цифрой его валентность: FeO — оксид железа(II), Fe₂O₃ — оксид железа(III). Важно связывать название с конкретной формулой: разные оксиды одного элемента могут иметь разные свойства. Не следует считать все вещества этого класса одинаковыми по состоянию, растворимости или действию на другие вещества.
Вода — важнейший природный оксид. Она образует гидросферу, входит в состав организмов, переносит растворённые вещества и участвует в химических процессах. Большая часть природной воды солёная, поэтому доступная пресная вода особенно ценна. Углекислый газ CO₂ образуется при дыхании и сгорании углеродсодержащих веществ. Он нужен фотосинтезу и участвует в удержании теплового излучения атмосферой, влияя на тепловой режим Земли.
Оксид кальция CaO называют негашёной известью. При взаимодействии с водой он превращается в гидроксид кальция с выделением теплоты: CaO + H₂O → Ca(OH)₂. Гидроксид уже не является оксидом, потому что содержит три элемента. Известковые материалы используют в строительстве. Углекислый газ распознают по помутнению известковой воды: появляется нерастворимый карбонат кальция. Эта реакция помогает связать признаки превращения с образованием определённого продукта.
H₂O, CO₂, CaO — примеры оксидов. CaCO₃ — соль, Ca(OH)₂ — основание, а не оксиды. Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O. Принадлежность к классу устанавливают по составу, а свойства изучают отдельно. Страницы: 69–71
§ 15. Водород Водород — самый лёгкий газ. Он может служить топливом и восстановителем, но смеси водорода с воздухом пожаро- и взрывоопасны.
Как химический элемент водород широко распространён в космосе, а на Земле входит в состав воды и множества органических веществ. Простое вещество состоит из двухатомных молекул H₂. При обычных условиях это бесцветный газ без запаха, почти нерастворимый в воде. Он значительно легче воздуха. Эти свойства объясняют особенности его собирания в лаборатории и историческое использование в летательных аппаратах.
В учебнике получение водорода связывается с взаимодействием некоторых металлов и кислот. Например, цинк вытесняет водород из соляной кислоты: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂. Это реакция замещения: простое и сложное вещества дают новое простое и новое сложное. Однако правило нельзя переносить на любой металл и любую кислоту без проверки условий. Лабораторные способы требуют специального оборудования и контроля учителя.
При горении водорода в кислороде образуется вода и выделяется много энергии: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Поэтому водород рассматривают как топливо. Он также соединяется с некоторыми другими неметаллами и участвует в получении важных химических продуктов. Нельзя самостоятельно проверять газ поджиганием: примесь воздуха делает такую проверку опасной. Лёгкость газа не означает его безопасность и не отменяет требований к хранению.
Водород способен отнимать кислород у оксидов некоторых металлов. Например, при соответствующем нагревании CuO + H₂ → Cu + H₂O. Медь восстанавливается из своего соединения, а водород образует воду. На этом основано применение водорода как восстановителя при получении металлов. Его также используют при производстве аммиака и других веществ. Для понимания применения полезно различать две роли: источник энергии при горении и реагент в химическом производстве.
Формула простого вещества — H₂, а не одиночный H. Водород горит; кислород поддерживает его горение. CuO + H₂ → Cu + H₂O — пример восстановления металла. Опыты с получением и поджиганием водорода самостоятельно не проводят. Страницы: 72–73
§ 16. Кислоты В школьном курсе кислоты рассматривают как соединения атомов водорода с кислотным остатком. Их растворы распознают индикаторами, а не по вкусу.
Кислоты встречаются в природе и широко используются человеком. Но знакомство с лимонной кислотой в пищевых продуктах не делает безопасными все вещества этого класса. Некоторые кислоты едкие, ядовитые или вызывают сильные ожоги. Пробовать лабораторные вещества на вкус нельзя. Для исследования среды применяют индикаторы — вещества, окраска которых зависит от свойств раствора. Например, лакмус в кислой среде становится красным.
В формулах изучаемых кислот выделяют атомы водорода и кислотный остаток. У HCl остаток Cl, у H₂SO₄ — SO₄, у H₃PO₄ — PO₄. Число замещаемых атомов водорода помогает определить валентность остатка: соответственно I, II и III. Это понадобится при составлении формул солей. Важно сохранять состав остатка целиком: группа SO₄ не превращается в SO₃ при механической перестановке индексов.
По наличию кислорода кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные. Серная H₂SO₄, азотная HNO₃ и фосфорная H₃PO₄ относятся к первой группе, соляная HCl и сероводородная H₂S — ко второй. Растворимость проверяют по справочной таблице. Название и формула позволяют описать состав, но не заменяют сведения о свойствах: даже похожие формулы могут соответствовать заметно различающимся веществам.
Соляная кислота представляет собой водный раствор хлороводорода. Она используется в химическом производстве; небольшое её содержание характерно и для желудочного сока. Серная кислота — важный промышленный реагент, а концентрированный раствор требует особенно осторожного обращения. В школьном пересказе нужно объяснить состав, классификацию и действие индикаторов, не превращая тему в инструкцию к домашним опытам. Безопасность определяется не только названием вещества, но и концентрацией, условиями работы и возможными продуктами реакции.
Лакмус в кислой среде красный; вещества не пробуют на вкус. HCl — бескислородная кислота, H₂SO₄ — кислородсодержащая. Кислотный остаток рассматривают как целую группу атомов. Формула кислоты помогает составлять формулы соответствующих солей. Страницы: 75–77
§ 17. Соли Соли — большой класс соединений, а поваренная соль лишь один его представитель. В изучаемых формулах солей выделяют металл и кислотный остаток.
При знакомстве с солями удобно представить, что атомы водорода в кислоте заменены атомами металла. Из HCl получается NaCl, из H₂SO₄ — Na₂SO₄. Это способ понять состав и название, а не утверждение, что каждую соль обязательно получают именно таким путём. Соль может быть растворимой или нерастворимой, окрашенной или бесцветной; все соли нельзя считать похожими на привычную пищевую соль.
Для составления формулы учитывают валентность металла и кислотного остатка. Например, кальций двухвалентен, остаток PO₄ трёхвалентен. Наименьшее общее кратное равно шести, поэтому нужно три атома кальция и два остатка: Ca₃(PO₄)₂. Скобки означают повторение всей группы PO₄. Проверка числа атомов даёт три атома кальция, два фосфора и восемь кислорода. Индексы внутри группы при этом сохраняются.
Название соли состоит из названия кислотного остатка и металла. NaCl — хлорид натрия, Na₂SO₄ — сульфат натрия, CaCO₃ — карбонат кальция. Для металлов с переменной валентностью её при необходимости уточняют. Хлорид натрия встречается в природных соляных залежах и растворён в морской воде. Он служит пищевым продуктом и важным сырьём химической промышленности, но это не означает, что другие соли пригодны в пищу.
Карбонат кальция образует основу известняка, мела и мрамора, входит в состав раковин и яичной скорлупы. Известняк используют для получения извести и строительных материалов. Фосфаты кальция важны в природе и служат сырьём для производства удобрений. Примеры показывают связь состава, распространения и применения. Чтобы правильно пересказать тему, нужно уметь узнавать соль по формуле, назвать её и объяснить хотя бы одно практическое значение.
Соль в химии — класс веществ, а не только NaCl. Ca₃(PO₄)₂ содержит две группы PO₄. Хлориды связаны с HCl, сульфаты — с H₂SO₄, карбонаты — с H₂CO₃. Растворимость и безопасность разных солей неодинаковы. Страницы: 78–80
§ 18. Количество вещества. Молярная масса Количество вещества связывает число микрочастиц с измеряемой массой образца. Его единица — моль; молярная масса показывает массу одного моля.
Атомы и молекулы настолько малы, что пересчитывать их по отдельности в обычном образце невозможно. Поэтому используют специальную величину — количество вещества, обозначаемое n. Один моль содержит определённое огромное число частиц; в школьных вычислениях используют постоянную Авогадро примерно 6,02·10²³ моль⁻¹. Важно уточнять, какие частицы считают: атомы, молекулы, ионы или формульные единицы. Без этого запись может быть двусмысленной.
Одинаковое число молей разных веществ означает одинаковое число соответствующих частиц, но не одинаковую массу. Молекулы воды и углекислого газа имеют разную массу, поэтому один моль этих веществ тоже весит по-разному. Молярную массу обозначают M и обычно выражают в граммах на моль. Численно она равна относительной молекулярной или формульной массе, если используются именно эти единицы.
Для воды относительная молекулярная масса равна 18, а молярная масса — 18 г/моль. Следовательно, 36 г воды составляют 2 моль. Вычисление выполняют по формуле n = m/M. Чтобы найти массу, наоборот, умножают количество вещества на молярную массу. Единицы помогают проверить решение: граммы, разделённые на граммы на моль, дают моли, а не безразмерное число или граммы.
Число частиц находят по формуле N = n·Nₐ. При переходе от молекул к атомам учитывают индексы химической формулы. Например, в одном моле H₂O содержится два моля атомов водорода и один моль атомов кислорода, всего три моля атомов. Это не означает три моля воды: название подсчитываемых частиц изменилось. Такой внимательный подсчёт особенно важен в задачах, где спрашивают число атомов определённого элемента.
n = m/M; m = nM; N = nNₐ. M(H₂O) = 18 г/моль, но Mr(H₂O) = 18 без единицы. Один моль молекул и один моль атомов — разные порции частиц. Индексы показывают соотношение количества атомов в соединении. Страницы: 81–83
§ 19. Молярный объём газов При одинаковых температуре и давлении равные объёмы газов содержат одинаковое число молекул. На этом основаны расчёты по молярному объёму.
Закон Авогадро связывает объём газа с числом его частиц. Если взять равные объёмы двух газов при одинаковых условиях, число молекул в них будет одинаковым в принятой школьной модели. Однако массы этих порций могут различаться, потому что молекулы имеют разные массы. Поэтому выражения «одинаковый объём», «одинаковая масса» и «одинаковое количество вещества» нельзя считать равнозначными без дополнительных условий.
Объём одного моля газа называют молярным объёмом и обозначают Vₘ. При нормальных условиях, принятых в учебнике, температура равна 0 °C, а давление примерно 101,3 кПа. Для расчётов используют Vₘ = 22,4 л/моль. Это значение нельзя автоматически применять к газу при любой температуре и давлении. Также его не используют для определения объёма произвольной жидкости или твёрдого вещества.
Чтобы найти количество вещества газа, его объём делят на молярный объём: n = V/Vₘ. Например, 11,2 л кислорода при нормальных условиях соответствуют 0,5 моль. Массу этой порции находят следующим шагом: 0,5 моль умножают на 32 г/моль и получают 16 г. Для водорода такой же объём соответствовал бы тем же 0,5 моль, но только 1 г массы.
Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс, если сравнивают одинаковые условия. Для сравнения с воздухом используют его среднюю молярную массу около 29 г/моль. Так можно оценить, легче газ воздуха или тяжелее. При решении задач сначала записывают условия, переводят миллилитры в литры и только затем выбирают формулу. Такая последовательность предотвращает ошибки даже при простых числах.
V = nVₘ; n = V/Vₘ. При школьных нормальных условиях Vₘ = 22,4 л/моль. D(A по B) = M(A)/M(B); относительная плотность безразмерна. Равные объёмы разных газов могут иметь разные массы. Страницы: 84–85
§ 20. Расчёты по химическим уравнениям Коэффициенты уравнения задают соотношение количеств веществ. Через моли можно перейти от известной массы или объёма к искомой величине.
Решение начинают не с подстановки чисел, а с анализа условия. Нужно определить известное вещество, искомое вещество и величины, которыми они заданы. Затем записывают правильные формулы участников реакции и расставляют коэффициенты. Неуравненная схема не подходит для количественного расчёта: она может нарушать сохранение атомов и давать неправильное соотношение реагентов и продуктов. Полезно сразу подписать, что требуется найти: массу, объём или количество вещества.
Известную массу переводят в моли по формуле n = m/M. Для газа при нормальных условиях можно использовать n = V/22,4, если объём дан в литрах. Следующий переход выполняют по коэффициентам: искомое количество вещества равно известному, умноженному на отношение соответствующих коэффициентов. Только после этого моли переводят в требуемые граммы или литры. Нельзя напрямую приравнивать массы участников по коэффициентам.
Например, цинк реагирует с соляной кислотой: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂. При достаточном количестве кислоты одному молю цинка соответствует один моль водорода. Если взять 13 г цинка и школьную молярную массу 65 г/моль, получится 0,2 моль цинка. Следовательно, образуется 0,2 моль водорода, занимающего при нормальных условиях 4,48 л. Это последовательность двух переходов: масса металла → моли → объём газа.
В конце проверяют единицы, коэффициенты и разумность ответа. Миллиграммы нельзя незаметно смешивать с граммами, а миллилитры — с литрами. Если известны количества обоих реагентов, нужно учитывать, какой из них закончится раньше; для простых примеров предполагают достаточное количество второго реагента. Ответ обязательно сопровождают единицей измерения и названием вещества. Записанная цепочка действий важнее механического запоминания отдельной пропорции, потому что подходит для разных реакций.
Схема решения: данная величина → n(известного) → n(искомого) → ответ. n(B) = n(A)·коэффициент(B)/коэффициент(A). Молярные массы находят по формулам, коэффициенты берут из уравнения. Значение 22,4 л/моль применяют только при указанных нормальных условиях. Страницы: 86–88
§ 21. Вода. Основания Вода является растворителем и участником реакций. При её взаимодействии с некоторыми оксидами образуются кислоты или основания.
Вода постоянно перемещается между океаном, сушей и атмосферой: испаряется, переносится воздушными потоками, выпадает в виде осадков и возвращается поверхностным или подземным стоком. Это круговорот воды. Природная вода обычно содержит растворённые вещества и примеси, поэтому отличается от очищенной дистиллированной. Её значение связано не только с количеством, но и со способностью растворять вещества, переносить их и участвовать в жизненных процессах.
Чистая вода при обычном атмосферном давлении замерзает около 0 °C и кипит около 100 °C. При замерзании она расширяется, поэтому лёд менее плотный и плавает на поверхности. Такой ледяной покров помогает сохранять жидкую воду в глубине водоёма. Указанные свойства нельзя бездумно переносить на любые растворы: растворённые вещества и изменение давления способны влиять на температуры переходов и плотность.
Вода реагирует с некоторыми кислотными оксидами, образуя кислоты, а с оксидами активных металлов — основания. Пример: CaO + H₂O → Ca(OH)₂. Основания изучаемого класса состоят из металла и гидроксогрупп OH. Число групп соответствует валентности металла: NaOH содержит одну, Ca(OH)₂ — две. Слово «гидроксид» в названии указывает на эти группы, но не означает, что вещество является водой или её простой смесью с металлом.
Растворимые основания называют щелочами. Их растворы изменяют окраску индикаторов: лакмус становится синим, фенолфталеин — малиновым. Нерастворимые основания рассматривают отдельно. Гидроксиды натрия и калия применяются в промышленности, а гидроксид кальция известен как гашёная известь. Щёлочи могут вызывать ожоги, поэтому определять их на ощупь недопустимо. Чтобы пересказать тему, связывают состав основания, его растворимость, способ распознавания и получение, не смешивая эти разные признаки.
Общая формула изучаемых оснований — M(OH)ₙ. Щёлочь — растворимое основание; не каждое основание является щёлочью. CaO + H₂O → Ca(OH)₂. Принадлежность к классу определяют по составу, растворимость — по справочным данным. Страницы: 89–92
§ 22. Растворы. Массовая доля растворённого вещества Раствор — однородная система. Массовая доля показывает, какая часть общей массы раствора приходится на растворённое вещество.
В растворе различают растворитель и растворённое вещество. В водном растворе соли растворителем служит вода, но существуют растворы и с другими растворителями. Растворяться могут твёрдые вещества, жидкости и газы. Частицы распределяются по объёму настолько равномерно, что отдельные компоненты нельзя отделить обычным фильтрованием. Прозрачность раствора не означает отсутствия растворённого вещества: бесцветная солёная вода по составу отличается от чистой воды.
Растворение рассматривают как физико-химический процесс. Частицы вещества распределяются между частицами растворителя и взаимодействуют с ними. Поэтому при растворении возможны изменение температуры и другие эффекты. Вода может образовывать гидратные оболочки вокруг частиц растворённого вещества. Эти представления помогают понять, почему раствор не всегда ведёт себя как простое механическое смешение двух неизменных компонентов, хотя массовый баланс при отсутствии потерь сохраняется.
Массовую долю w находят делением массы растворённого вещества на массу всего раствора. Например, 10 г соли и 90 г воды образуют 100 г раствора с массовой долей соли 10%. Делить 10 на 90 здесь неправильно: в знаменателе нужна масса раствора, а не только растворителя. Для обратной задачи массу раствора умножают на долю, выраженную десятичной дробью.
При разбавлении водой масса соли остаётся прежней, но общая масса увеличивается, поэтому доля уменьшается. При испарении только воды происходит обратное. Если вместо массы дан объём раствора, используют его плотность: m = ρV. Принимать плотность любого раствора равной плотности воды нельзя. Сначала составляют баланс массы растворённого вещества и общей массы, затем вычисляют новую долю. Такой порядок подходит и для смешивания растворов одного вещества.
w = m(вещества)/m(раствора); процентную долю получают умножением на 100%. m(раствора) = m(растворителя) + m(вещества), если нет потерь или побочных процессов. При разбавлении количество растворённого вещества не меняется. Объём раствора и его масса — разные величины. Страницы: 93–96
§ 23. Оксиды, их классификация и химические свойства Оксиды классифицируют по химическим свойствам. Основные и кислотные оксиды связаны соответственно с основаниями и кислотами и могут участвовать в образовании солей.
Основные оксиды обычно соответствуют основаниям. Например, CaO связан с Ca(OH)₂, а CuO — с Cu(OH)₂. Некоторые основные оксиды реагируют с водой, образуя щёлочи: CaO + H₂O → Ca(OH)₂. Однако CuO таким способом гидроксид не образует. Поэтому наличие соответствующего основания ещё не означает, что его обязательно можно получить прямым добавлением воды к оксиду. Нужно учитывать конкретные свойства вещества.
Общее важное свойство основных оксидов — взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды. Например, CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O. Кислотные оксиды, наоборот, взаимодействуют с основаниями. Углекислый газ реагирует с известковой водой, образуя карбонат кальция и воду. Эти реакции показывают, что классификация определяется не только формулой, но и отношением вещества к кислотам и основаниям.
Многие кислотные оксиды при взаимодействии с водой дают кислоты. Но существуют исключения: SiO₂ с водой в обычных условиях не реагирует, хотя ему соответствует кремниевая кислота. Основный и кислотный оксиды могут взаимодействовать друг с другом с образованием соли, например CaO + SiO₂ → CaSiO₃ при нагревании. Основные и кислотные оксиды относят к солеобразующим; позднее рассматриваются также амфотерные оксиды.
Несолеобразующие оксиды, например CO и NO, не проявляют в обычных школьных реакциях описанных кислотно-основных свойств. Их нельзя объявлять кислотными только потому, что они образованы неметаллами. Получать оксиды можно соединением элементов с кислородом, окислением сложных веществ и разложением некоторых гидроксидов или солей. Выбирая способ, нужно записать конкретное уравнение, указать необходимые условия и проверить, действительно ли образуется нужный оксид, а не другой продукт.
Основный оксид + кислота → соль + вода. Кислотный оксид + щёлочь → соль + вода. Не все оксиды реагируют с водой. CO₂ — кислотный оксид, CO — несолеобразующий. Страницы: 102–104
§ 24. Основания, их классификация и химические свойства Свойства оснований зависят от их состава и растворимости. Все рассматриваемые основания реагируют с кислотами, но остальные реакции нельзя переносить на весь класс без проверки.
В формуле основания металл соединён с одной или несколькими гидроксогруппами OH. Основания различают по числу этих групп и по растворимости. NaOH и KOH относятся к щелочам, а Cu(OH)₂ и Fe(OH)₃ — к нерастворимым основаниям. При составлении названия указывают «гидроксид» и металл; для переменной валентности добавляют римскую цифру. Например, Fe(OH)₃ — гидроксид железа(III), что согласуется с тремя группами OH.
Щёлочи изменяют окраску индикаторов и обладают едкими свойствами. Проверять их на ощупь или вкус нельзя. Главное общее свойство оснований — нейтрализация кислот с образованием соли и воды. Пример: Cu(OH)₂ + 2HCl → CuCl₂ + 2H₂O. В реакцию вступает и нерастворимое основание, поэтому отсутствие растворимости не означает отсутствия химической активности. В ходе опыта осадок может исчезать вследствие превращения в растворимую соль.
Щёлочи также взаимодействуют с кислотными оксидами и растворами некоторых солей. Если при смешивании растворов образуется нерастворимый гидроксид, выпадает осадок: CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄. Для предсказания результата используют таблицу растворимости. Просто обменять части двух формул недостаточно: нужно убедиться, что есть условие протекания реакции. При нагревании многие нерастворимые основания разлагаются на соответствующий оксид и воду.
Щёлочи получают, в частности, взаимодействием подходящих активных металлов или их оксидов с водой. Нерастворимые основания часто осаждают из растворов солей щелочами. Сравнение способов получения помогает понять различие между свойством класса и свойством отдельного представителя. Чтобы составить пересказ, удобно последовательно объяснить классификацию, нейтрализацию, реакции щелочей, разложение нерастворимых оснований и получение. Для каждого пункта приводят одно подходящее уравнение и проверяют атомный баланс.
Нейтрализация: основание + кислота → соль + вода. Cu(OH)₂ → CuO + H₂O при нагревании. Щёлочи и нерастворимые основания имеют не все свойства общими. Осадок гидроксида получают только при подходящем сочетании растворимых реагентов. Страницы: 105–107
§ 25. Кислоты, их классификация и химические свойства Кислоты классифицируют по составу и свойствам. Их типичные реакции включают взаимодействие с основаниями, основными оксидами и некоторыми металлами и солями.
Кислоты делят на кислородсодержащие и бескислородные, растворимые и нерастворимые, устойчивые и неустойчивые. Основность показывает число атомов водорода, способных замещаться металлом: HCl одноосновная, H₂SO₄ двухосновная, H₃PO₄ трёхосновная. Эти признаки независимы друг от друга. Например, присутствие кислорода не определяет автоматически основность или растворимость. Характеристику вещества составляют по нескольким признакам и обязательно связывают с его формулой.
Растворы кислот изменяют окраску индикаторов. С основаниями они дают соль и воду, а с основными оксидами образуют такие же типы продуктов. Примеры: NaOH + HCl → NaCl + H₂O и CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O. В первом случае идёт нейтрализация основания, во втором реагирует оксид. Похожие продукты не означают, что исходные вещества относятся к одному классу.
Некоторые металлы вытесняют водород из растворов кислот. Для соляной и разбавленной серной кислот ориентируются на ряд активности: подходящий металл расположен до водорода. Однако азотная и концентрированная серная кислоты имеют особые окислительные свойства, поэтому это правило к ним напрямую не применяют. Также учитывают образование защитного слоя и другие условия. Кислоты реагируют с солями, когда возникает газ, осадок или другой фактор, обеспечивающий протекание обмена.
Характерный пример — взаимодействие карбоната с кислотой: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂. Выделение газа связано с неустойчивостью угольной кислоты. Получение кислот рассматривают через взаимодействие подходящих кислотных оксидов с водой и через реакции обмена. Но не всякую кислоту получают непосредственным соединением оксида с водой. При пересказе важно объяснять ограничения правил: химические закономерности применяют к конкретным веществам и условиям, а не только к названиям классов.
Основность кислоты — число замещаемых атомов водорода. Кислота + основание или основной оксид → соль + вода. Карбонат + подходящая кислота обычно даёт CO₂. Ряд активности не заменяет учёт особых свойств азотной и концентрированной серной кислот. Страницы: 108–110
§ 26. Соли, их классификация и химические свойства Соли различаются составом и растворимостью. Чтобы предсказать их реакции, нужны таблица растворимости, ряд активности и проверка условий обмена.
Средние соли можно представить как продукты полного замещения кислотного водорода металлом. Кислые соли сохраняют замещаемый водород в кислотном остатке, например NaHCO₃. Основные соли содержат гидроксогруппы наряду с кислотным остатком. Эти названия характеризуют состав, а не автоматически вкус или реакцию раствора. Кроме солей металлов встречаются соли аммония, где положительной частицей является ион NH₄⁺. Поэтому определение соли постепенно уточняется по мере изучения строения вещества.
Растворимость устанавливают по таблице, а не по внешнему виду. Для школьных задач полезно помнить, что нитраты и обычные соли натрия и калия растворимы. Многие карбонаты и фосфаты других металлов нерастворимы. Но краткая памятка не заменяет справочную таблицу с исключениями и малорастворимыми соединениями. Именно растворимость помогает понять, появится ли осадок при смешивании растворов двух веществ.
Соли реагируют с кислотами, щелочами и другими солями при подходящих условиях. Например, AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃: выпадает хлорид серебра. Осадок позволяет обнаружить определённые ионы, поэтому такие превращения используют как качественные реакции. Если все предполагаемые продукты остаются в растворе и нет другого движущего фактора, формальная перестановка частей формул ещё не доказывает, что химическая реакция действительно произошла.
Более активный металл способен вытеснить менее активный из раствора его соли: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. Однако очень активные металлы в воде могут прежде всего реагировать с самой водой, поэтому универсальная механическая подстановка здесь опасна. Соли получают нейтрализацией, реакциями оксидов, обменом и соединением некоторых металлов с неметаллами. Выбор способа зависит от нужного вещества. Каждую схему завершают правильными формулами, коэффициентами и проверкой возможности реакции, а не только её внешней похожести на знакомый пример.
Средние, кислые и основные соли различают по составу. Осадок обозначают стрелкой вниз: AgCl↓. Fe вытесняет Cu из раствора CuSO₄ при подходящих условиях. Таблица растворимости и ряд активности решают разные задачи. Страницы: 111–115
§ 27. Генетическая связь между классами неорганических соединений Генетическая связь показывает, как вещества разных классов, содержащие один элемент, могут превращаться друг в друга в химических реакциях.
Изученные классы веществ не существуют изолированно. Металл может образовать оксид, оксид — соль, из соли можно получить гидроксид и снова оксид. Слово «генетическая» здесь связано с происхождением и взаимными превращениями, а не с наследственностью организмов. Генетический ряд объединяет вещества одного элемента и показывает реальные способы перехода между ними. Одного наличия общего элемента недостаточно: каждую стрелку нужно подтвердить подходящей реакцией.
Для кальция можно рассмотреть цепочку Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCO₃. Сначала металл соединяется с кислородом, затем оксид реагирует с водой, а гидроксид — с углекислым газом. Последний переход сопровождается появлением осадка карбоната. Такая последовательность удобна, потому что каждый шаг использует известное свойство определённого класса. Но она не является обязательной схемой для любого другого металла.
Для меди прямой переход CuO → Cu(OH)₂ добавлением воды не подходит. Поэтому между ними вводят соль: оксид растворяют в подходящей кислоте, затем из раствора соли осаждают гидроксид щёлочью. Этот пример показывает, зачем знать ограничения свойств. Для неметалла характерна связь простое вещество → кислотный оксид → кислота → соль, но и здесь возможны исключения, требующие промежуточных стадий или других условий.
Решая цепочку превращений, сначала определяют класс каждого вещества и общий элемент. Затем для каждой стрелки выбирают реагент, составляют уравнение, расставляют коэффициенты и проверяют условия протекания. Осадок, газ, нагревание или катализатор указывают, если они существенны. Цепочка не заменяет уравнений, а помогает организовать их в общий план. Понимание генетических связей позволяет не заучивать разрозненные реакции, а объяснять, почему один способ подходит для получения вещества, а другой не работает.
В генетическом ряду сохраняется выбранный химический элемент, но меняются вещества и их классы. Каждая стрелка должна соответствовать возможной реакции. CuO с водой не даёт Cu(OH)₂ в обычных условиях. Общий план: класс вещества → свойство → реагент → уравнение → условия. Страницы: 116–119
§ 28. Естественные семейства химических элементов. Амфотерность Сходные свойства позволяют объединять элементы в семейства. Амфотерность показывает, почему простого деления всех соединений на кислотные и основные недостаточно.
Щелочные металлы объединены сходством строения атомов и химических свойств. Их простые вещества активны, а при взаимодействии с водой образуют щёлочи и водород. К этому семейству относятся литий, натрий и калий. Щелочноземельные металлы также имеют общие закономерности, но отличаются от щелочных валентностью и формулами соединений. Сходство не означает полной одинаковости: свойства внутри семейства постепенно изменяются при переходе от одного элемента к другому.
Галогены — семейство активных неметаллов, куда входят фтор, хлор, бром и иод. Они образуют сходные соединения с металлами и водородом, хотя простые вещества различаются агрегатным состоянием и активностью. Благородные газы при обычных условиях существуют в виде отдельных атомов и проявляют низкую химическую активность. Название «благородные» точнее абсолютного понимания слова «инертные»: для некоторых представителей известны химические соединения.
Раннее деление элементов только на металлы и неметаллы не объясняло всех свойств их соединений. Например, гидроксид алюминия реагирует не только с кислотой, но и со щёлочью при подходящих условиях. Такое двойственное поведение называют амфотерностью. В реакции с кислотой он проявляет основные свойства, а в реакции со щёлочью — кислотные. Это не смесь кислоты и основания, а свойство одного вещества.
Амфотерны также оксид алюминия и некоторые соединения цинка, бериллия и других металлов. Пример взаимодействия с кислотой: Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O. В растворе щёлочи может образоваться комплексное соединение Na[Al(OH)₄]. Его квадратные скобки объединяют связанную группу атомов. Амфотерность нужно доказывать двумя направлениями реакций, а не только одним опытом. Она помогает точнее классифицировать соединения и показывает, что характер свойств зависит от партнёра по реакции.
Щелочные металлы, галогены и благородные газы — примеры естественных семейств. Амфотерное вещество проявляет кислотные или основные свойства в зависимости от реагента. Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] в растворе. Металл может образовывать амфотерные, а не только основные соединения. Страницы: 124–127
§ 29. Открытие Периодического закона Д. И. Менделеевым Менделеев обнаружил закономерное повторение свойств элементов и использовал его для систематизации известных веществ и предсказания ещё не открытых элементов.
К середине XIX века химики накопили сведения об элементах, их атомных массах и соединениях. Отдельные семейства уже были известны, но требовалась общая система. Менделеев сопоставлял не один признак, а целый набор данных: свойства простых веществ, формулы оксидов и гидроксидов, валентности и атомные массы. Такая работа позволила увидеть порядок там, где раньше находили лишь отдельные похожие группы.
Располагая элементы преимущественно по возрастанию атомной массы, учёный заметил периодическое повторение свойств. В пределах последовательности металлические свойства постепенно ослабевали, усиливались неметаллические, а затем появлялся новый элемент, напоминающий начало предыдущей последовательности. Похожие изменения наблюдались в формулах и свойствах соединений. Это означало, что свойства связаны общей закономерностью, а не просто случайным сходством нескольких веществ. Открытие Периодического закона относится к 1869 году.
Особенно важным было то, что система позволяла предсказывать. Менделеев оставлял незаполненные места для неизвестных элементов и описывал ожидаемые свойства их простых веществ и соединений. Последующее открытие галлия, скандия и германия подтвердило силу такого подхода. Предсказания опирались на положение предполагаемого элемента среди соседей, а не на произвольную догадку. Иногда система позволяла уточнить ошибочно определённые характеристики уже известных элементов.
При расхождении порядка атомных масс со сходством свойств Менделеев учитывал химические закономерности. Позднее строение атома объяснило, что определяющим является заряд ядра, а не атомная масса сама по себе. Поэтому современная формулировка закона отличается от исторической, но сохраняет идею периодичности. Значение открытия состоит не только в создании удобной таблицы: оно показало, что научная система может объяснять известные факты, выявлять ошибки и направлять поиск новых знаний.
1869 год — открытие Периодического закона. Периодичность означает закономерное повторение свойств. Предсказанные элементы стали проверкой научной системы. Современный порядок элементов определяется зарядом ядра, а не только атомной массой. Страницы: 128–131
§ 30. Основные сведения о строении атома Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Вид элемента определяется числом протонов, а изотопы одного элемента различаются числом нейтронов.
В центре атома находится очень маленькое положительно заряженное ядро, а вокруг него — электронная оболочка. Основная масса сосредоточена в ядре, хотя оно занимает ничтожную долю объёма атома. Ядро содержит протоны и нейтроны, которые называют нуклонами. Электроны значительно легче этих частиц. Модель Резерфорда помогла установить ядерное строение, но изображение электронов как маленьких планет является лишь упрощённой наглядной схемой.
Протон имеет единичный положительный заряд, электрон — единичный отрицательный, нейтрон электрически нейтрален. В нейтральном атоме число электронов равно числу протонов, поэтому суммарный заряд равен нулю. Порядковый номер элемента Z показывает количество протонов и заряд ядра в единицах элементарного заряда. Например, у натрия Z = 11: в ядре одиннадцать протонов, а в нейтральной электронной оболочке одиннадцать электронов.
Массовое число A равно сумме протонов и нейтронов. Число нейтронов находят вычитанием: N = A − Z. Для натрия-23 получается 23 − 11 = 12 нейтронов. Массовое число конкретного изотопа — целое число, и его нельзя путать со средней относительной атомной массой из таблицы. Чтобы подсчитать нейтроны точно, нужно знать, о каком изотопе идёт речь, а не просто округлять справочную массу без пояснения.
Изотопы имеют одинаковое число протонов, но разное число нейтронов. Поэтому они относятся к одному элементу, хотя массы атомов различаются. Природный элемент может быть смесью изотопов, что объясняет дробные значения относительных атомных масс. При обычной химической реакции изменяется организация электронной оболочки и связей, а ядра сохраняются. Изменение числа протонов означало бы уже другой элемент и относится не к обычному химическому превращению, а к ядерным процессам.
Z = число протонов; в нейтральном атоме число электронов тоже равно Z. A = Z + N; N = A − Z. Изотопы одного элемента имеют одинаковый заряд ядра. Массовое число изотопа и средняя относительная атомная масса — разные величины. Страницы: 132–135
§ 31. Строение электронных оболочек атомов Электроны распределены по энергетическим уровням. Строение внешнего уровня помогает объяснять сходство элементов и образование химических связей.
Электронная оболочка не является пустым пространством с шариками на строго определённых круговых дорожках. Электроны обладают особенностями микромира, поэтому в школьной модели используют энергетические уровни и электронные облака. Уровни различаются энергией и удалённостью от ядра. Для понимания химии особенно важно, сколько электронов находится на внешнем уровне: именно они обычно участвуют в образовании связей и определяют многие свойства элемента.
Число занятых электронных слоёв у атома элемента в основном состоянии связано с номером периода. Первый уровень может содержать максимум два электрона, второй — восемь. Общая максимальная вместимость уровня задаётся выражением 2n², где n — его номер. Но эта формула не означает, что все уровни заполняются строго целиком один за другим: порядок заполнения сложнее и зависит от энергии электронных состояний.
Для первых двадцати элементов удобно использовать послойную запись. У кислорода восемь электронов, распределение 2,6. У натрия одиннадцать: 2,8,1. У хлора семнадцать: 2,8,7. У кальция двадцать: 2,8,8,2. Последний пример показывает, почему нельзя механически заполнять третий уровень до восемнадцати, прежде чем начинать четвёртый. Сумма чисел в записи должна совпадать с порядковым номером нейтрального атома; это простая проверка правильности схемы.
У элементов главных подгрупп сходное число внешних электронов объясняет похожие свойства. Атомы натрия и калия имеют по одному внешнему электрону, а атомы галогенов — по семь. У благородных газов внешняя оболочка в рассматриваемой модели устойчива: у гелия два электрона, у следующих представителей восемь. При химическом взаимодействии атомы могут отдавать, принимать или совместно использовать электроны. Это связывает положение элемента в таблице с механизмами образования веществ.
O: 2,6; Na: 2,8,1; Cl: 2,8,7; Ca: 2,8,8,2. Максимальная вместимость уровня — 2n², но порядок заполнения требует отдельного учёта. Внешние электроны особенно важны для химических свойств. Правило числа внешних электронов по группе используют для главных подгрупп с учётом исключений. Страницы: 136–139
§ 32. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева Периодическая система связывает положение элемента, строение атома и закономерности изменения химических свойств. Это не просто список названий.
Порядковый номер элемента отражает заряд ядра и число протонов. У нейтрального атома он также равен общему числу электронов. Номер периода показывает число занятых энергетических уровней в основном состоянии. Для элементов главных подгрупп положение в группе помогает определить число внешних электронов. Поэтому таблица содержит не только справочные числа, но и сведения, позволяющие строить модель атома и объяснять его взаимодействия.
В пределах периода заряд ядра увеличивается, а новые электроны добавляются в ту же основную оболочку. Для рассматриваемых элементов главных подгрупп это обычно приводит к уменьшению атомного радиуса слева направо. Внешние электроны удерживаются сильнее, отдавать их становится труднее. Поэтому металлические свойства ослабевают, а неметаллические обычно усиливаются. Сравнение натрия, магния и алюминия помогает увидеть направление этих изменений, а не просто запомнить расположение символов.
В главной подгруппе сверху вниз появляются новые электронные слои. Внешние электроны в среднем оказываются дальше от ядра и экранируются внутренними оболочками. Их отдача облегчается, поэтому металлические свойства обычно усиливаются, а неметаллические ослабевают. Например, сравнивая литий, натрий и калий, учитывают не только рост заряда ядра, но и увеличение числа слоёв. Один фактор без другого не даёт правильного объяснения.
Сходство внешних оболочек объясняет повторение свойств через определённые промежутки — периодичность. Для сравнения элементов сначала выясняют, находятся ли они в одном периоде или одной группе, а затем применяют соответствующую закономерность. Благородные газы и отдельные особенности элементов требуют внимательного рассмотрения; нельзя превращать общую тенденцию в правило без исключений для любых веществ. Таблица помогает предсказывать, но свойства конкретных соединений подтверждаются их составом и химическими данными.
В периоде слева направо металлические свойства обычно ослабевают. В главной подгруппе сверху вниз металлические свойства обычно усиливаются. Сходство внешних электронных оболочек лежит в основе периодичности. Сравнение начинают с определения периода и группы, а не только атомной массы. Страницы: 140–143
§ 33. Характеристика элемента по его положению в Периодической системе По положению элемента можно составить связную характеристику его атома, простого вещества и важнейших соединений, объясняя каждый вывод строением.
Характеристику начинают с символа, названия, порядкового номера, периода и группы. Затем описывают ядро: число протонов равно порядковому номеру, число нейтронов определяют по массовому числу выбранного изотопа. Для нейтрального атома подсчитывают электроны и распределяют их по уровням. После этого выделяют внешние электроны. Такой порядок позволяет не смешивать сведения об атоме с характеристиками простого вещества или его химических соединений.
Например, кальций имеет номер 20, расположен в четвёртом периоде и второй группе. У нейтрального атома двадцать электронов, распределение 2,8,8,2. Для изотопа кальций-40 число нейтронов равно двадцати. Два внешних электрона помогают объяснить образование иона Ca²⁺ и типичную валентность II. Кальций образует металлическое простое вещество, основной оксид CaO и основание Ca(OH)₂. Формулы связывают с валентностью, а не выбирают случайно.
Для неметалла характеристика строится аналогично. Фосфор имеет номер 15 и распределение электронов 2,8,5. Он находится в третьем периоде и главной подгруппе пятой группы в короткой форме таблицы. У фосфора существуют аллотропные простые вещества. Его высший оксид обычно записывают школьной формулой P₂O₅, соответствующий гидроксид — фосфорная кислота H₃PO₄. Летучее водородное соединение имеет формулу PH₃. Эти сведения показывают связь строения, валентности и класса соединений.
Завершают характеристику сравнением с соседями по периоду и группе. Например, неметаллические свойства фосфора сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы, в рамках рассматриваемой периодической тенденции. Вывод сопровождают объяснением изменения внешней оболочки и атомного радиуса. Нельзя подменять характеристику перечнем символов: важна логика от положения элемента к строению атома, затем к свойствам простого вещества и к формулам соединений, с учётом применимости школьных правил.
План: положение → ядро → электронная оболочка → свойства → соединения → сравнение. Для нейтронов требуется массовое число конкретного изотопа. CaO — основной оксид; P₂O₅ — кислотный. Атом, элемент, простое вещество и соединение описывают разными характеристиками. Страницы: 144–147
§ 34. Ионная химическая связь Ионная связь возникает благодаря электростатическому притяжению противоположно заряженных ионов. Формула соединения отражает соотношение частиц, обеспечивающее электрическую нейтральность.
Атом металла может отдать внешние электроны и превратиться в положительный ион — катион. Атом неметалла может принять электроны, образуя отрицательный ион — анион. При этом число протонов в ядре не меняется: натрий остаётся элементом натрием, а хлор — хлором. Меняется соотношение положительных и отрицательных зарядов. Потеря электрона делает частицу положительной, потому что протонов становится больше, чем электронов.
Например, атом натрия отдаёт один электрон и образует Na⁺, атом хлора принимает его и образует Cl⁻. Противоположные заряды притягиваются. В кристалле хлорида натрия каждый ион взаимодействует не с одной изолированной молекулой, а с окружающими ионами. Поэтому NaCl показывает простейшее соотношение натрия и хлора в кристалле, а не состав отдельной молекулы соли. Такой способ записи называют формульной единицей.
Для составления формулы учитывают равенство суммарных положительных и отрицательных зарядов. Ион кальция имеет заряд 2+, ион фтора — 1−. Поэтому одному Ca²⁺ соответствуют два F⁻ и формула имеет вид CaF₂. Проверка даёт +2 + 2·(−1) = 0. Индексы описывают соотношение частиц в нейтральном соединении. Нельзя просто переносить знак заряда в нижний индекс или забывать, что учитывается весь кристалл.
Ионы занимают закономерные положения в ионной кристаллической решётке. Сильное притяжение объясняет высокие температуры плавления многих таких веществ и их нелетучесть. При этом свойства отдельных ионных соединений различаются, в частности по растворимости. Ионную связь удобно изучать на соединениях активных металлов с активными неметаллами, но сама модель объясняет взаимодействие зарядов, а не сводится к механическому правилу «любые два разных элемента образуют соль».
Катион положителен, анион отрицателен. Na → Na⁺ + e⁻; Cl + e⁻ → Cl⁻. Суммарный заряд формульной единицы равен нулю. Ионный кристалл обычно не состоит из отдельных молекул. Страницы: 150–152
§ 35. Ковалентная химическая связь Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар. Она может соединять атомы в отдельных молекулах или в протяжённой атомной структуре.
Атомам одинаковых неметаллов невыгодно описывать связь как простую передачу электрона от одного к другому: они одинаково притягивают электроны. Устойчивая система может образоваться благодаря совместному использованию электронной пары. Такая пара связана с обоими атомами и удерживает их вместе. Этот способ образования связи называют ковалентным. В отличие от ионной модели здесь главное не притяжение готовых противоположных ионов, а общая электронная плотность между атомами.
В молекуле водорода каждый атом предоставляет по одному электрону. Общая пара позволяет обоим атомам иметь устойчивое двухэлектронное окружение. Структурная формула H—H изображает эту пару одним штрихом. У хлора в Cl₂ тоже одна общая пара, но у каждого атома остаются и неподелённые пары. Поэтому электронная формула показывает больше сведений об электронах, чем упрощённая запись одной чертой между символами.
Связи бывают одинарными, двойными и тройными в зависимости от числа общих пар. В O₂ атомы связаны двумя парами, в N₂ — тремя. В данной модели валентность связана с числом образованных ковалентных связей с учётом их кратности. Двойная связь означает две общие пары между теми же атомами, а не появление дополнительных атомов в молекуле. Это важно при переходе от структурной формулы к обычной химической.
Ковалентные связи внутри молекул могут быть прочными, но силы между самими молекулами обычно слабее. Поэтому многие молекулярные вещества сравнительно легкоплавки. В алмазе отдельные молекулы не выделяют: атомы углерода образуют связанную пространственную структуру. Такое атомное строение объясняет высокую твёрдость и другие свойства. Значит, по одному слову «ковалентная» нельзя сразу предсказать температуру плавления: нужно знать, образует вещество молекулярную или атомную кристаллическую решётку.
Одна общая пара — одинарная связь; две — двойная; три — тройная. H—H, O=O, N≡N — примеры разной кратности. Валентный штрих обозначает общую электронную пару. Молекулярная и атомная решётки могут содержать ковалентные связи, но иметь разные свойства. Страницы: 153–155
§ 36. Ковалентная неполярная и полярная химическая связь Полярность связи зависит от того, насколько одинаково атомы притягивают общую электронную пару. Полярность всей молекулы зависит также от её формы.
Электроотрицательность характеризует способность атома притягивать к себе электроны химической связи. Если связанные атомы имеют одинаковую электроотрицательность, общая пара не смещена преимущественно к одному из них. Такую связь называют ковалентной неполярной. Типичные примеры — связи в H₂, O₂ и Cl₂. Атомы одного элемента одинаково воздействуют на общую пару, хотя кратность связей и строение самих молекул могут различаться.
При разной электроотрицательности общая электронная пара смещается к тому атому, который притягивает её сильнее. Возникает ковалентная полярная связь. Например, в HCl электронная плотность смещена к хлору: на нём возникает частичный отрицательный заряд, на водороде — частичный положительный. Эти заряды обозначают δ− и δ+. Они не тождественны полным зарядам отдельных ионов в простейшей ионной модели, поскольку электронная пара остаётся общей.
В молекуле воды связи O—H полярны, а сама молекула имеет угловую форму. Поэтому распределение зарядов создаёт два полюса: вода является полярной молекулой, или диполем. В CO₂ связи C=O тоже полярны, но молекула линейная и симметричная. Направленные в противоположные стороны смещения взаимно компенсируются, поэтому молекула в целом неполярна. Этот пример помогает не смешивать характеристику отдельной связи и целой молекулы.
Для определения вида связи сначала выясняют, какие атомы взаимодействуют, затем сравнивают их электроотрицательность. Для полярности молекулы дополнительно учитывают пространственное расположение связей. Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными или иметь атомную структуру, как кварц. Поэтому свойства вещества зависят сразу от нескольких уровней строения. Пересказ темы должен связывать электроотрицательность, распределение электронной плотности, частичные заряды и форму молекулы, а не ограничиваться перечислением примеров.
Общая пара смещается к более электроотрицательному атому. HCl: Hδ+—Clδ−. H₂O — полярная молекула; CO₂ — неполярная молекула с полярными связями. Полярная связь не всегда означает полярность всей молекулы. Страницы: 156–159
§ 37. Металлическая химическая связь В металлах часть электронов обобществлена в объёме кристалла. Это объясняет металлическую связь, электропроводность, теплопроводность и пластичность.
У многих металлов внешние электроны сравнительно слабо удерживаются отдельными атомами. В металлическом кристалле они становятся общими для множества частиц, а не принадлежат только одной паре атомов. Положительные ионные остовы располагаются упорядоченно и взаимодействуют с этой электронной системой. Такое коллективное взаимодействие называют металлической связью. Наглядная модель «электронного газа» помогает понять принцип, но не означает наличие обычного газа внутри твёрдого слитка.
В отличие от ковалентной связи в небольшой молекуле, здесь обобществлённые электроны распространяются по большому числу атомов. В отличие от ионного кристалла, между положительными частицами находятся не неподвижные отрицательные ионы второго элемента, а подвижные электроны. Эти различия объясняют, почему металлический предмет может проводить ток уже в твёрдом состоянии. При этом внешне нейтральный образец не приобретает общий положительный заряд: заряды всех его составляющих уравновешены.
Под действием электрического поля к хаотическому движению электронов добавляется направленное движение, и возникает электрический ток. Электроны также участвуют в быстром переносе энергии, что помогает объяснить теплопроводность металлов. Но количественные значения проводимости у разных металлов неодинаковы. Поэтому для проводов, нагревателей и конструкций выбирают разные материалы, учитывая не только наличие металлической связи, но и конкретные свойства, прочность, стоимость и условия использования.
Пластичность связана с возможностью смещения слоёв частиц без немедленного разрушения связи во всём кристалле: обобществлённые электроны продолжают удерживать систему. Поэтому многие металлы можно ковать, прокатывать в листы и вытягивать в проволоку. Металлический блеск связан с взаимодействием света с электронами. При пересказе каждое свойство полезно объяснять строением, не объявляя все металлы одинаковыми: их твёрдость, температуры плавления и способность к деформации заметно различаются.
Металлическая связь характерна для металлов и многих сплавов. Подвижные электроны обеспечивают проведение электрического тока. Обобществление электронов охватывает кристалл, а не только одну пару атомов. Тип связи объясняет общие свойства, но не делает все металлы одинаковыми. Страницы: 160–161
§ 38. Степень окисления Степень окисления — условный заряд атома, рассчитанный по правилам распределения электронов. Она помогает составлять формулы и распознавать окислительно-восстановительные процессы.
При определении степени окисления условно считают, что электроны полярной связи полностью принадлежат более электроотрицательному атому. Полученная величина не всегда совпадает с реальным зарядом частицы, особенно в ковалентных веществах. Её записывают со знаком перед числом: +1, −2, +3. Для простого вещества степень окисления равна нулю, независимо от того, сколько атомов содержится в его молекуле или кристалле.
В соединениях щелочные металлы обычно имеют +1, щелочноземельные +2, алюминий +3. Фтор имеет −1. Кислород чаще всего −2, но в пероксидах, например H₂O₂, его степень окисления −1. Водород обычно +1, а в гидридах активных металлов −1. Правила применяют с учётом исключений: нельзя находить неизвестную величину, заранее приписав всем элементам только их самое привычное значение и не проверив класс вещества.
Сумма степеней окисления всех атомов нейтрального соединения равна нулю. Например, в H₂SO₄ два водорода дают +2, четыре кислорода −8. Чтобы сумма стала нулевой, у серы должно быть +6. В формуле учитывают индексы, а не просто складывают значения для разных элементов по одному разу. Аналогично в сложном ионе сумма равна заряду иона, а не обязательно нулю; это уточнение понадобится при дальнейших расчётах.
Степень окисления не равна валентности. В N₂ каждый атом азота образует тройную связь и имеет валентность III, но степень окисления нулевая. В пероксиде водорода кислород двухвалентен, хотя его степень окисления −1. По известным степеням окисления можно подобрать индексы бинарного соединения, добиваясь нейтральности. Затем формулу проверяют обратным расчётом. Такой навык необходим для понимания переходов электронов и последующего составления электронного баланса.
В простых веществах степень окисления равна 0. Сумма степеней окисления атомов нейтрального вещества равна 0. В H₂SO₄ сера имеет +6; в H₂O₂ кислород имеет −1. Валентность обозначает связи и не имеет знака; степень окисления — условный заряд. Страницы: 162–165
§ 39. Окислительно-восстановительные реакции В окислительно-восстановительных реакциях меняются степени окисления. Окисление связано с отдачей электронов, восстановление — с их принятием.
Чтобы определить, является ли реакция окислительно-восстановительной, сравнивают степени окисления элементов в реагентах и продуктах. Например, в Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ у цинка степень окисления повышается от 0 до +2, а у водорода понижается от +1 до 0. У хлора она остаётся −1. Значит, изменения затрагивают не все элементы, но этого достаточно для отнесения реакции к данному типу.
Окисление — процесс отдачи электронов, при котором степень окисления увеличивается. Восстановление — принятие электронов, сопровождающееся её уменьшением. Оба процесса происходят совместно: электроны, отданные одним участником, принимаются другим. Восстановитель отдаёт электроны и сам окисляется; окислитель принимает электроны и сам восстанавливается. Именно обратное соответствие названия и собственного изменения часто вызывает путаницу, поэтому полезно всегда задавать вопрос: что участник делает с электронами?
Метод электронного баланса позволяет подбирать коэффициенты. Для реакции алюминия с соляной кислотой атом Al переходит из 0 в +3 и отдаёт три электрона. Для образования одной молекулы H₂ два атома водорода принимают всего два электрона. Наименьшее общее кратное равно шести, поэтому нужны два атома алюминия и три молекулы водорода. После уравнивания остальных атомов получается 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂.
В конце проверяют не только баланс электронов, но и число атомов каждого элемента. Не всякая реакция является окислительно-восстановительной: при нейтрализации или обычном обмене степени окисления могут сохраняться. Реакции соединения и разложения встречаются обоих видов, поэтому их названия сами по себе ответа не дают. Основной критерий — изменение степеней окисления. Кислород как вещество не обязан присутствовать: термин «окисление» имеет более широкий смысл, чем только соединение с кислородом.
Окисление: отдача электронов и повышение степени окисления. Восстановление: принятие электронов и понижение степени окисления. Восстановитель сам окисляется; окислитель сам восстанавливается. Число отданных электронов равно числу принятых. Страницы: 166–169