Файл: Himia_1_novy.doc

Приклад: 1) Н₂

H∙ + ∙H → H : H або H – H

2) HCl

H∙ + ∙Cl: → H :Cl: або H – Cl

Ковалентний зв'язок за полярністю (симетричністю розташування електронної пари відносно атомів) поділяється на ковалентний полярний та ковалентний неполярний.

Ковалентний неполярний зв’язок – зв’язок, утворений атомами з однаковою електронегативністю.

Приклад: Н₂, О₂, N₂

Ковалентний полярний зв’язок – зв’язок, утворений атомами, електронегативності яких мало відрізняються.

Приклад: HCl, H₂O

Крім цього зв'язок може утворюватися і за донорно-акцепторним механізмом: один атом (акцептор) дає вільну орбіталь, а другий (донор) віддає неподілену пару електронів.

Приклад: NH₄⁺

3. Йонний зв’язок – хімічний зв’язок між йонами.

Природа йонного зв’язку полягає в електростатичному притяганні протилежнозаряджених йонів.

Приклад: NaF

Відмінність йонного зв’язку від ковалентного:

• не має напрямленості

• не має насичуваності

Властивості речовин залежать від типи зв’язку:

1. речовини з ковалентним неполярним зв’язком краще розчиняються в неполярних розчинниках

2. речовини з ковалентним полярним зв’язком гарно проводять електричний струм; добре розчиняються в полярних розчинниках.

3. речовини з йонним зв’язком мають високі температури кипіння і плавлення; високу електропровідність у розчинах і розплавах.

4. Металічний зв'язок утворюється внаслідок електростатичного притягання між йонами металу та вільними електронами.

Приклад: Атом натрію на останньому енергетичному рівні містить чотири орбіта лі й один валентний електрон, який атом віддає дуже легко. Всі чотири орбіта лі й один електрон останнього рівня атоми натрію у кристалі металу надають для утворення хімічного зв’язку. Виходить, що в кристалі натрію електронів більше значно менше, ніж орбіта лей. Це дозволяє електронам у металі вільно переміщуватись, переходячи з однієї орбіта лі на іншу. Такі рухливі електрони називаються усуспільненими або електронним газом. Тому метал можна подати як структуру, що складається з атомів металу, розміщених у вузлах кристалічної гратки, які утримуються за рахунок усуспільнених електронів.

Отже, металічний зв'язок зумовлений утворенням електронами усіх атомів речовини єдиної рухливої електронної хмари.

Металічний зв’язок є нелокалізованим, тобто таким, що не має певної напрямленості: у ньому беруть участь усі атоми кристалу металу.

Контрольні запитання:

1. Що називається хімічним зв’язком? Назвіть його типи.

2. Дайте характеристику ковалентному полярному зв’язку на прикладі Н₂S.

3. Дайте характеристику ковалентному неполярному зв’язку на прикладі F₂.

4. Дайте характеристику йонному зв’язку на прикладі NaBr.

5. Дайте характеристику металічному зв’язку.

6. Як впливає тип хімічного зв’язку на властивості речовин?

Література:

1. Данильченко В.Є., Фрадіна Н.В. Хімія. 8 – 9 класи: Навч. посібник. – Х.: Країна мрій™, 2003. - с. 94-97.

2. Стахеєв О.Ю. Хімія. Узагальнюючі схеми і таблиці. – Тернопіль.: «Богдан», 1998. – с. 6.

3. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 3, §§ 18-24, с. 27-34.

Тема 1.7. Електролітична дисоціація. Реакції йонного обміну

План

1. Положення теорії електролітичної дисоціації.*

2. Поняття про реакції йонного обміну.**

3. Умови перебігу реакцій йонного обміну:

3.1. Реакції з виділенням газу.**

3.2. Реакції з випаденням осаду.**

3.3. Реакції з утворенням слабкого електроліту**

1. Електроліти – речовини, водні розчини або розплави яких проводять електричний струм. Приклади: розчини молей, кислот і лугів

Теорія електролітичної дисоціації (Арреніус):

1. Дисоціація електролітів відбувається під дією полярних молекул розчинника

2. Дисоціюючи молекули розпадаються на катіони та аніони.

3. Дисоціація – оборотний процес.

4. Дисоціація багатоосновних кислот і багатоосновних основ відбувається ступінчасто.

Приклад: HCl ↔ H⁺ + Cl^-

Кислоти – складні речовини, під час дисоціації яких у водних розчинах утворюються катіони Гідрогену.

Основи - складні речовини, під час дисоціації яких у водних розчинах утворюються гідроксид-йони.

Середні солі – складні речовини, які у водних розчинах дисоціюють на катіони металів та аніони кислотних залишків.

Лише частина електроліту дисоціює в розчині на йони і тому Арреніус ввів поняття ступеня дисоціації.

Ступінь дисоціації – відношення числа молекул електроліту, що розпалися в розчині на йони, до загального числа його молекул в розчині.

2. Оскільки електроліти в розчинах розпадаються на йони, то і реакції електролітів повинні відбуватися між йонами.

Реакції йонного обміну – це реакції обміну в розчині за участю йонів.

Приклад: реакції між розчинами FeCl₃ i KOH; Pb(NO₃)₂ i H₂SO₄

Для реакцій йонного обміну складають 3 рівняння реакцій: молекулярне, повне йонне і скорочене йонне.

Приклад:

1) записати рівняння реакції в молекулярному вигляді: FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl

2) переписати це рівняння, зобразивши речовини, що добре дисоціюють, у вигляді йонів, а ті, що виходять зі сфери реакції, - у вигляді молекул:

Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ +3Cl^-

Це йонне рівняння реакції.

3) виключити з обох частин йонного рівняння однакові іони, тобто іони, які не беруть участі в реакції (вони підкреслені): Fe³⁺ + 3Cl^- + 3Na⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓ + 3Na⁺ +3Cl^-

4) записати рівняння в скороченому вигляді: Fe³⁺ +3OH^- → Fe(OH)₃↓

3. Умови, за яких реакції йонного обміну відбуваються до кінця:

1. виділення газу;

2. випадення осаду;

3. утворення слабкого електроліту

3.1. Реакції з виділенням газу

Приклад:

K₂CO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

2K⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2K⁺ + SO₄^2- + CO₂↑ + H₂O

CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O

3.2. Реакції з утворенням осаду

Приклад:

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2H⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

3.3. Реакції з утворенням слабкого електроліту (води)

Приклад:

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄↓ + 2H₂O

2Na⁺ + 2OH^- + 2H⁺ + SO₄^2- → 2Na⁺+ SO₄^2- + 2H₂O

OH^- + H⁺ → H₂O

Контрольні запитання:

1. Які речовини називаються електролітами?

2. Сформулюйте основні положення ТЕД.

3. Що називається ступенем дисоціації?

4. Які реакції називаються реакціями йонного обміну?

5. Умови проходження реакцій йонного обміну в одному напрямку.

6. Правила складання йонних рівнянь.

7. Запишить рівняння реакцій в молекулярній, іонній повній та скороченій формах між

FeCl₃ i KOH; Pb(NO₃)₂ i H₂SO_4;

Література:

1. Данильченко В.Є., Фрадіна Н.В. Хімія. 8 – 9 класи: Навч. посібник. – Х.: Країна мрій™, 2003. - с. 125-129.

2. Хомченко Г.П. Химия. – М.: Высшая школа, 1981. – Ч. І, Гл. 5, §§ 40-44, с. 49-53.

3. Стахеєв О.Ю. Хімія. Узагальнюючі схеми і таблиці. – Тернопіль.: «Богдан», 1998. – с. 11.

Тема 1.8. Окисно-відновні реакції

План

1. Поняття про ступінь окиснення. Правила визначення ступенів окиснення.*

2. Поняття про окисно-відновні реакції.*

3. Метод електронного балансу.**

1. Ступінь окиснення – це умовний заряд атома в речовині за умови, що всі зв’язки йонні.

Ступінь окиснення складається з двох частин:

1. знаку (якщо + - атом віддав електрони; якщо – - атом приєднав електрони)

2. з числа (воно означає число електронів, зміщених від атома даного елемента до атома іншого елемента)

Правила для визначення С.О.:

1. С.О. атома елемента у вільному стані дорівнює 0.

2. С.О. Гідрогену дорівнює +1, а в гідридах металів дорівнює -1.

3. С.О. Оксигену дорівнює -2, тільки в OF₂ дорівнює +2, в пероксидах -1.

4. С.О. усіх атомів в сполуці дорівнює 0.

5. С.О. усіх атомів в йоні дорівнює його заряду.

2. Окисно-відновні реакції – це реакції, які відбуваються зі зміною ступеня окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин.

Під час окисно-відновних реакцій одночасно відбувається 2 процеси – окиснення і відновлення.

Окиснення – процес віддачі електронів атомом, молекулою або йоном.

Відновлення – процес приєднання електронів атомом, молекулою або йоном.