WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаХімія → Розвиток періодичного закону д. І. Менделєєва і будова атома - Реферат

Розвиток періодичного закону д. І. Менделєєва і будова атома - Реферат

ядер деяких елементів. Зроблені ним обчислення показали, що заряди ядер атомів різних елементів в усіх випадках збігаються з величиною 2 у формулі закону Мозлі.
Протонне число є дуже важливою характеристикою елемента, воно виражає позитивний заряд ядра його атома. Виходячи з електронейтральності атома, можна дійти висновку, що й число електронів, які обертаються навколо ядра, дорівнює протонному числу елемента. Отже, заряд атомного ядра є тією основною величиною, від якої залежать властивості елемента і його розміщення в періодичній системі. Тому періодичний закон Менделєєва слід формулювати так: властивості елементів, а також утворених ними простих і складних речовин перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер атомів елементів.
ДИСОЦІАЦІЯ ВОДИ. ВОДНЕВИЙ ПОКАЗНИК
Вода - дуже слабкий електроліт, який частково дисоціює на гідроксид-іони ОН - та йони Гідрогену Н +:
Застосувавши до рівняння дисоціації води закон дії мас, дістанемо
Де - константа дисоціації води; [Н2О] - концентрація недисоційова-них молекул води, що перебувають у стані рівноваги з йонами Гідрогену і гідроксид-іонами.
Оскільки дисоційованих молекул води надзвичайно мало, порівняно із загальною кількістю молекул води, ними можна знехтувати. Отже, концентрацію не дисоційованих молекул води можна вважати сталою величиною, яку легко обчислити. Для цього слід масу 1 л води поділити на її молярну масу:
і тоді
[Н+][ОН-] = 1,8 o 10-16 o 55,56 10-14; = 10-14.
Отже, добуток концентрацій йонів Гідрогену і гідроксид-іонів за сталої температури є сталою величиною. Ця величина /н 0 називається йонним добутком води. За температури 22 °С = 10-14. Значення йонного добутку води змінюється із зміною температури, оскільки з підвищенням температури ступінь дисоціації води зростає. Так, за температури 100 °С йонний добуток води становить 0,58 o 10-12.
У чистій воді концентрація йонів Гідрогену дорівнює концентрації гідроксид-іонів:
Якщо до води добавити розчин якої-небудь кислоти, тобто ввести додаткову кількість йонів Гідрогену, то стан йонної рівноваги води порушиться. Збільшення концентрації йонів Гідрогену приведе до відповідного зменшення концентрації гідроксид-іонів, а добуток концентрацій цих йонів залишиться сталою величиною. Так, в 0,001 М розчині хлоридної кислоти концентрація йонів Гідрогену дорівнює загальній концентрації кислоти , тобто [Н+]= 10-3 моль/л. Концентрацію гідроксид-іонів можна обчислити за рівнянням
звідки
моль/л.
У розчинах лугів концентрація йонів Гідрогену значно менша, ніж концентрація гідроксид-іонів. У 0,001 М розчині їдкого натру концентрація гідроксид-іонів [ОН -] = 10-3 моль/л, а концентрація йонів Гідрогену
моль/л.
Отже, в нейтральному середовищі [Н+] = [ОН -] = 10-7 моль/л, у кислому - [Н+] > [ОН -] (тобто становить 10~6, 10~5, КГ4, ... моль/л), у лужному [Н+] 10-7 моль/л (10-6, 10-5, 10-4 тощо і відповідно рН дорівнює 6, 5, 4 і т. д.); у лужному розчині [Н+] < 10-7 моль/л (10-8, 10-9, 10-10 тощо, а рН відповідно дорівнює 8, 9, 10 і т. д.).
Практично рН розчинів найчастіше визначають за індикаторами. Індикаторний метод ґрунтується на тому, що різні індикатори змінюють своє забарвлення за різних значень рН: метилоранж за рН = 4,4, лакмус - за рН = 7, фенолфталеїн - за рН = 9 тощо. Є індикатори, здатні змінювати своє забарвлення у разі послідовної зміни рН, наприклад m- і n-нітрофенол, які можна використати для визначення рН.
Водневий показник визначають також і потенціометричним методом. Цей метод ґрунтується на вимірюванні електродних потенціалів водневого, хінгідронного та скляного електродів, які перебувають у стані рівноваги з йонами Гідрогену. Для цього використовуються прилади, які називаються рН-метрами.
СІРКОВОДЕНЬ. СУЛЬФІДИ
Найбільша подібність властивостей Оксигену і Сульфуру виявляється у сполуках, в яких їхні атоми мають ступені окиснення -2.
За високої температури сірка сполучається з воднем з утворенням сірководню. У лабораторіях сірководень добувають в апаратах Кіппа, діючи розбавленими розчинами кислот на сульфіди металів:
Сірководень - безбарвний газ з неприємним запахом тухлих яєць, зріджується за температури -60,3 °С, твердне за температури -85,6 °С.
Н2S горить на повітрі голубуватим полум'ям. Сірководень надзвичайно отруйний газ. Молекула Н2S має кутову форму ( Н8Н = 92°), довжина зв'язку (Н - 8) = 0,133 нм; молекула Н2S полярна. Здатність молекул сірководню до утворення водневих зв'язків значно слабкіша, ніж молекул води, тому сірководень за звичайних умов - газ.
Сірководень - сильний відновник. На повітрі він горить з утворенням оксиду сульфуру (ІV) і води:
У водному розчині Н28 повільно окиснюється киснем повітря:
Сірководень здатний реагувати також з іншими окисниками. Залежно від природи окисника, умов, рН розчину, температури сірководень у розчині окиснюється до вільної сірки або до , наприклад:
У воді сірководень розчиняється добре: за температури 20 °С в одному об'ємі води розчиняється 2,5 об'єму Н28. Йонізація Н28, що перебуває у рідкому стані, мізерно мала. Значно краще він піддається йонізаціїу воді:
Водний розчин Н2S є слабкою двохосновною кислотою, яка дисоціює за двома ступенями:
Солі сірководню називаються сульфідами. Завдяки двохосновності сірководню в разі пропускання його в розчин лугів він здатний утворювати два типи солей: кислі (гідрогенсульфіди NаHS) та середні (сульфіди На2S).
Більшість сульфідів у воді не розчиняється, за винятком сульфідів лужних металів і амонію. Гідрогенсульфіди відомі тільки для лужних і лужноземельних металів. Гідрогенсульфіди кальцію і стронцію дуже нестійкі. Розчинні сульфіди як солі слабкої кислоти піддаються гідролізу. Гідроліз сульфідів, що містять елементи у високих ступенях окиснення (Сr2S3, А12S3 тощо), йде до кінця й є необоротним процесом. Більшість сульфідів забарвлені в різні кольори.
Нерозчинні у воді сульфіди можна добути за реакціями обміну:
Погано розчинні у воді сульфіди (МnS, РеS, СоS, NiS, ZnS) розчиняються в сильних кислотах-неокисниках, а такі сульфіди, як СdS, СuS, РbS, Sb2S3, АS2S3, SnS, SnS2, мають дуже малі добутки розчинності і не розчиняються у сильних кислотах-неокисниках. Останні можна перевести у розчин нагріванням з царською водою або нітратною кислотою:
Здатність сульфідівпо-різному взаємодіяти з водою, розчинами кислот, розчином сульфіду амонію, який утворює з сульфідами Sn(ІV), As(III), Sb(V), Sb(III) розчинні тіосполуки, використовують у хімічному аналізі.
Залежно від природи електропозитивного елемента сульфіди можуть виявляти основні, кислотні або амфотерні властивості, що яскраво простежується на прикладі реакцій гідролізу і комплексоутворення. Так, сульфіди s-елементів І групи періодичної системи розчинні у воді і під час гідролізу зумовлюють лужну реакцію середовища:
Отже, Na2S, К2S, Li2S - оснoвні сульфіди.
Сульфіди неметалів називаються тіоангідридами, оскільки вони гідролізують з утворенням відповідних кислот:
Амфотерні сульфіди не розчиняються у воді, проте деякі з них (Al2S3, Сr2S3, Fе2S3) повністю гідролізують:
Основні і кислотні-сульфіди взаємодіють між собою з утворенням так званих тіосолей:
Тіокислоти є нестійкими сполуками і розкладаються на сірководень і відповідний сульфід:
Крім сульфідів існують сульфуровмісні метали - полісульфіди. Полісульфіди лужних металів утворюються під час взаємодії сірки з відповідним сульфідом (у разі спалювання або в концентрованому розчині):
Дисульфід
натрію
У молекулах полісульфідів число атомів Сульфуру досягає 2-8, але
Loading...

 
 

Цікаве