ПОНЕДЕЛЬНИК, 07.12.20г. 305, 303, 308, 301,108

ГРУППА 305

ТЕМА: Строение электронных оболочек атомов элементов малых периодов. Особенности строения электронных оболочек атомов элементов больших периодов (переходных элементов). Понятие об орбиталях. s-, р- и d-Орбитали .

Атомная орбиталь

Все химические свойства веществ, то есть способность вступать в химические реакции, определяются строением электронных оболочек атомов. Электрон — главная элементарная частица для химии, так как именно благодаря обмену электронами могут образовываться новые химические соединения. Электрон — уникальная элементарная частица: обладая свойствами, отличающими его от всех других частиц, он одновременно является и частицей, и волной. Говоря научным языком, имеет двойственную природу. С одной стороны, обладая малой массой (почти в 2 тыс. раз меньше, чем масса протона и нейтрона), электрон проявляет свойства частицы. С другой стороны, электрон движется с такой высокой скоростью, что фактически «размазан» по атому, он находится не в одной конкретной точке, а образует «электронное облако». В этой области  пространства электронная плотность достаточно велика. Этим объясняются волновые свойства электрона. Дуализм электрона подтверждается экспериментально. Так, например, для потока электронов, как и для световых волн, характерны явления интерференции (наложения) и дифракции (огибание препятствия). 

Определение

Атомная орбиталь — это область пространства, в которой вероятность нахождения  электрона максимальна.

На каждой орбитали могут максимально размещаться два электрона, обладающие равной энергией, но отличающиеся особым свойством, спином.

Если очень условно уподобить электрон детской игрушке — волчку, то электроны с разными спинами будут соответствовать волчкам, вращающимся в разные стороны. Графически орбиталь принято изображать в виде квадрата, а электроны — в виде стрелок, направленных вверх или вниз. Стрелки, направленные в противоположные стороны, означают электроны с двумя противоположными спинами.

Электронные орбитали имеют определенную форму и энергию. Ряд орбиталей, обладающих равной или близкой энергией, образует энергетический уровень (слой). Номер уровня обозначают числом (n = 1, 2, 3…) или заглавной латинской буквой (K, L, M и дальше по алфавиту). Различают первый (n = 1 или K), второй (n = 2 или L), третий (n = 3 или M) и т. д. энергетические уровни, вплоть до бесконечности ($n=\mathrm{\infty }$  означает, что электрон улетает из атома, и атом превращается в ион). Уровень с номером n включает ровно $n^2$ орбиталей, на которых может разместиться максимально $2n^2$ электронов. Номер энергетического уровня $n$ называют главным квантовым числом.

Таким образом, на первом энергетическом уровне могут максимально находиться 2 электрона, на втором — 8, на третьем — 18 и т. д.

Формы атомных орбиталей

Каждый энергетический уровень делится на энергетические подуровни, которые образованы орбиталями, имеющими одинаковую форму и равную энергию. По форме различают s-, p-, d- и f-орбитали. s-орбитали имеют форму шара, иными словами, электрон, находящийся на такой орбитали (его называют s-электроном), большую часть времени проводит внутри сферы. s-орбиталь, находящуюся на первом энергетическом уровне, обозначают 1s, на втором — 2s и т. д.

р-орбитали имеют форму объемной восьмерки (см. рис. б и в). Следует подчеркнуть, что любая орбиталь является объемной. Они могут быть направлены по одной из трех координатных осей (обозначаются $p_x$,$p_y$, $p_z$), поэтому на каждом энергетическом уровне (кроме первого, где есть только s-орбиталь) существуют три р-орбитали, обладающие одинаковой энергией. Формы d- и f-орбиталей намного сложнее. На рисунке видно, что существует 5 форм d-орбиталей и 7 форм f-орбиталей. На каждой из орбиталей, как вы помните, могут размещаться не более двух электронов, следовательно, s-подуровень максимально вмещает 2 электрона, p — 6, d — 10, f — 14.

 

Орбитали одной и той же формы, но находящиеся на разных энергетических уровнях (например, 1s, 2s и 3s-орбитали), отличаются по энергии. Чем больше номер уровня, тем выше энергия орбитали и тем больше ее размер.

Рассмотрим три первых энергетических уровня. На первом уровне (n = 1) есть только 1s-подуровень (одна 1s-орбиталь), на котором максимально могут находиться два электрона (2 = 2×1). Второй энергетический уровень включает два подуровня: 2s- подуровень (одна 2s- орбиталь) и 2p-подуровень (три 2p-орбитали), всего четыре орбитали, на которых может находиться до 8 электронов (8 = 2×22). В состав третьего уровня (максимально 18 электронов) входят три подуровня: 3s- (одна орбиталь), 3p- (три орбитали) и 3d- (пять орбиталей), всего 9 орбиталей, содержащих не более 18 электронов (18 = 2×32).

Номер энергетического уровня (n)	Подуровни и их схематичное изображение				Максимальное число электронов на энергетическом уровне ($N=2n^2$)
	s-	p-	d-	f-
1	$◻1s$				2
2	$◻2s$	$◻◻◻2p$			8
3	$◻3s$	$◻◻◻3p$	$◻◻◻◻◻3d$		18
4	$◻4s$	$◻◻◻4p$	$◻◻◻◻◻4d$	$◻◻◻◻◻◻◻4f$	32

 

Электроны занимают уровни и орбитали последовательно, в порядке увеличения энергии. Сначала заполняется первый энергетический уровень, после его завершения — второй и т. д. 

Принципы построения электронной конфигурации элемента

Количество электронов в атоме элемента равно его порядковому номеру.

Количество энергетических уровней атома равно номеру периода, в котором расположен элемент.

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне равно номеру группы, в которой расположен элемент.

При более подробном описании электронной конфигурации рассматривают не только количество электронов на данном энергетическом уровне, но и их распределение по подуровням. 

Разместим уже известные нам орбитали на энергетической диаграмме. Каждую незаполненную орбиталь мы обозначим пустым квадратиком (вертикальная ось показывает направление возрастания энергии).

Для полного описания электронного строения атома надо знать, как именно распределены электроны по энергетическим уровням. Перечень энергетических уровней, заполненных электронами, называют электронной конфигурацией атома.

При заполнении орбиталей электронами используют следующие правила.

1. Принцип минимума энергии

   Орбитали заполняются в порядке увеличения энергии, снизу вверх. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, т. е. среди свободных орбиталей он выбирает орбиталь с самой низкой энергией.

   Порядок заполнения энергетических подуровней (см. рис.) можно запомнить в виде ряда: 
                    1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s….
   
   
2. Принцип Паули

   На каждой орбитали может находиться не более двух электронов.  Если два электрона находятся на одной орбитали, то они обладают противоположными спинами (стрелки направлены в разные стороны). Такие электроны называют спаренными. Если на орбитали находится только один электрон, то его называют неспаренным.

   

3. Правило Хунда (Гунда)

   Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

   

Обратите внимание, что 4s-орбиталь обладает меньшей энергией, чем  3d-орбиталь. Это означает, что в первую очередь электроны заполнят 4s-подуровень и лишь затем 3d-подуровень. Для удобства запоминания порядка заполнения энергетических подуровней лучше воспользоваться следующей схемой: в каждой отдельной строке написать возможные типы орбиталей для каждого уровня, провести стрелки под углом 45$0$ и «расселять» электроны по подуровням, ориентируясь по стрелкам сверху вниз.

Запись электронной конфигурации атома

Подробные электронные конфигурации атомов изображают двумя способами:

1. графически, с помощью квадратиков со стрелками (часто называют энергетическими диаграммами);
2. в строчку, когда перечисляются все занятые энергетические подуровни с указанием общего числа электронов на каждом из них.

Рассмотрим порядок заполнения электронами энергетических уровней, воспользовавшись периодической системой. Число электронов в атоме элемента, как вы помните, равно заряду его ядра, а следовательно, и порядковому номеру элемента в периодической системе. Так, например, в атоме водорода (N = 1) содержится всего один электрон, а в атоме кислорода (N = 8) — восемь. В каждом периоде периодической системы электронная оболочка атома каждого последующего элемента повторяет строение электронной оболочки предыдущего элемента с добавлением одного электрона.

Число заполненных энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором расположен элемент.

Электронные конфигурации некоторых элементов 

Первый энергетический уровень вмещает максимально два электрона. Поэтому первый период состоит лишь из двух элементов — водорода и гелия. Простейший из атомов — водород, H. Он содержит один электрон, который занимает орбиталь с самой низкой энергией — 1s-орбиталь. Электронная конфигурация атома водорода. В атоме гелия первый энергетический уровень полностью завершен.

 У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

 

Определение

Элементы, в атомах которых происходит заполнение предвнешнего энергетического уровня, называют переходными.

Такие элементы расположены в побочных подгруппах периодической системы. Начиная с элемента галлия заполнение четвертого уровня продолжается. 

Химические свойства элементов определяются не всеми электронами, а только внешними, обладающими наибольшей энергией.

Внешние электроны называют валентными, и их количество, как правило, равно номеру группы, в которой расположен элемент.

Их атом может отдавать в результате химических реакций, они обуславливают его химические свойства. У элементов главных подгрупп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня. Число валентных электронов равно номеру группы, в которой находится элемент. Например, водород, натрий и калий, расположенные в первой группе, имеют по одному валентному электрону, а элементы четвертой группы — углерод и кремний — по четыре. Как вы помните, элементы, входящие в одну и ту же подгруппу, обладают сходными химическим свойствами. Это объясняется тем, что они имеют сходные электронные конфигурации, т. е. являются электронными аналогами. Полностью завершенные внутренние энергетические уровни не оказывают существенного влияния на химические свойства.  

Элементы, в атомах которых валентные электроны расположены на  s-подуровне, называют  s-элементами, p-подуровне — p-элементами, d-подуровне — d-элементами, а f-подуровне — f-элементами. 

s-элементы расположены в начале периодов, а р-элементы — в конце. В короткопериодном варианте периодической системы f-элементы (лантаноиды и актиноиды) вынесены за пределы таблицы. Малые периоды и главные подгруппы состоят лишь из s- и р-элементов. Все d- и f-элементы расположены в побочных подгруппах. 

В длиннопериодном варианте s-, p-, d- и f-элементы занимают отдельные поля.

Именно конфигурация валентных электронов определяет то, является ли элемент металлом или неметаллом, с какими другими элементами он может взаимодействовать и какова его валентность. При заполнении орбиталей электронами конфигурация валентных электронов периодически повторяется, что приводит к периодическому изменению химических свойств элементов. 

Пример

Записать электронную конфигурацию и энергетическую диаграмму атома серы, указав распределение электронов по уровням и подуровням. 

Решение

$1S^{2}2S^{2}2P^{6}3S^{2}3P^4$

 

«Проскок» или «провал» электрона

У атомов  Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au  имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома. Например, электронная формула атома меди, исходя из вышенаписанного, должна иметь вид: Cu $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^6\underset{\_}{4s^{2}3d^9}$. Однако в действительности один из двух 4s-электронов «проваливается» на 3d-подуровень, и атом меди имеет следующую конфигурацию: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^6\underset{\_}{4s^{1}3d^{10}}$. 

 

 

Для элементов IБ-подгруппы характерна конфигурация внешнего слоя: $n{s}^1(n-1)d^{10}$.

Для элементов Cr и Mo характерна конфигурация внешнего слоя: $n{s}^1(n-1)d^5$.

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:  

$Pd1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^6\underset{\_}{5s^{0}4d^{10}}.$

Возбужденное состояние атома

Все электронные конфигурации, о которых мы говорили выше, являются конфигурациями с наименьшей  энергией и соответствуют основному состоянию атома.

Получив энергию извне (облучение или нагревание системы), один либо несколько электронов могут переходить на более высокий энергетический подуровень.

Определение

Состояние атома, при котором электрон из электронной пары с предыдущего подуровня «распаривается» и переходит на следующий подуровень, называется возбужденным состоянием атома.

Возбужденное состояние атома является неустойчивым, и через некоторое время электрон теряет энергию, перейдя на энергетическую орбиталь с меньшей энергией, испустив при этом квант света.

Определение

Состояние, которое требует для повышения энергии электрона наименьших энергетических затрат, называют первым возбужденным состоянием. Состояние, при котором все валентные электроны являются неспаренными, называют максимально возбужденным состоянием.

Например, для атома хлора возможны три возбужденных состояния, обозначенные на рисунке как Cl*, Cl**, Cl***, причем последнее является максимально возбужденным состоянием. У атомов в возбужденном состоянии меняется число валентных электронов и, соответственно, возможная степень окисления.

https://foxford.ru/wiki/himiya/stroenie-elektronnyh-obolochek

ГРУППА303

ТЕМА: Вода. Растворы. Растворение. Вода как растворитель

Растворимость веществ. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные растворы.

.

Сегодня мы поговорим о веществе – воде! А видел ли кто-нибудь из вас воду? Вопрос показался вам нелепым? Но он относится к совершенно чистой воде, в которой нет никаких примесей. Если быть честным и точным в ответе, то придется сознаться, что такую воду ни я, ни вы пока не видели. Именно поэтому на стакане с водой после надписи «Н2О» стоит знак вопроса. Значит, в стакане не чистая вода, а что тогда? В этой воде растворены газы: N2, O2, CO2, Ar, соли из почвы, катионы железа из водопроводных труб. Кроме того, в ней взвешены мельчайшие частицы пыли. Вот что мы называем ч и с т о й  в о д о й! Много ученых работает над решением трудной проблемы – получить абсолютно чистую воду. Но пока получить такую ультрачистую воду не удалось. Однако вы можете возразить, что есть дистиллированная вода. Кстати, что она собой представляет? На самом деле мы получаем такую воду, когда стерилизуем банки перед консервированием. Переворачиваем банку вверх дном, помещаем ее над кипящей водой. На донышке банки появляются капельки, это и есть дистиллированная вода. Но как только мы перевернем банку, в нее заходят газы из воздуха, и снова в банке – раствор. Поэтому грамотные хозяйки стараются сразу после стерилизации заполнить банки нужным содержимым. Говорят, что продукты в этом случае будут храниться дольше. Возможно, они правы. Можете поэкспериментировать! Именно потому, что вода способна растворять в себе различные вещества, ученые не могут до сих пор получить идеально чистую воду в больших объемах. А она бы так пригодилась, например, в медицине для приготовления лекарств. Кстати, находясь в стакане, вода «растворяет» стекло. Поэтому чем толще стекло, тем дольше прослужат стаканы. А что такое морская вода? Это раствор, в котором содержится много веществ. Например, поваренная соль. А как можно выделить поваренную соль из морской воды? Выпариванием.  Кстати, именно так поступали наши предки. В Онеге были солеварни, где из морской воды выпаривали соль. Соль продавали новгородским купцам, покупали своим невестам и женам дорогие украшения, шикарные ткани. Таких нарядов, как у поморок, не было даже у московских модниц. А все лишь благодаря знаниям свойств растворов! Итак, сегодня мы с вами говорим о растворах и растворимости. Запишем в тетради определение раствора. Раствор – однородная система, состоящая из молекул растворителя и растворённого вещества, между которыми происходят физические и химические взаимодействия. Раccмотрим схемы 1–2 и разберем, какие бывают растворы. Какой из растворов вы предпочтете, готовя суп? Почему? Определите, где разбавленный раствор, где концентрированный раствор медного купороса? рис. 1    рис. 2 Если в определённом объёме раствора содержится мало растворённого вещества, то такой раствор называют разбавленным, если много – концентрированным.                  Определите, где какой раствор? Не следует смешивать понятия «насыщенный» и «концентрированный» раствор, «ненасыщенный» и «разбавленный» раствор. Одни вещества хорошо растворяются в воде, другие мало, а третьи – не растворяются совсем. Посмотрите видео "РАСТВОРИМОСТЬ ТВЁРДЫХ ВЕЩЕСТВ В ВОДЕ" Выполните задание в тетради: Распределите предложенные вещества - СO2 , H2, O2 , H2SO4, Уксус, NaCl,  Мел, Ржавчина, Растительное масло, Спирт в пустые столбики таблицы 1, используя свой жизненный опыт. Таблица 1 Растворенное вещество Примеры веществ Растворимые Малорастворимые Газ Жидкость Твердое вещество Проверка А можете ли вы сказать о растворимости FeSO4? Как же быть? Для того чтобы определить растворимость веществ в воде, мы будем пользоваться таблицей растворимости солей, кислот и оснований в воде. Она находится в приложениях к уроку. В верхней строке таблицы – катионы, в левом столбце – анионы; ищем точку пересечения, смотрим букву – это и есть растворимость. Н – нерастворимые вещества (меньше 0,01 г в 100 г воды), М – малорастворимые (0,01–10 г в 100 г воды), Р – растворимые (более 10 г в 100 г воды). Определим растворимость солей: AgNO3, AgCl, CaSO4. Растворимость увеличивается с ростом температуры (бывают исключения). Вы прекрасно знаете, что удобнее и быстрее растворять сахар в горячей, а не в холодной воде. Посмотрите  "Тепловые явления при растворении" Попробуйте сами, пользуясь таблицей, определить растворимость веществ. Задание. Определить растворимость следующих веществ: AgNO3, Fe(OH)2, Ag2SO3, Ca(OH)2, CaCO3, MgCO3, KOH. ОПРЕДЕЛЕНИЯ по теме «Растворы» Раствор – однородная система, состоящая из молекул растворителя и растворённого вещества, между которыми происходят физические и химические взаимодействия. Насыщенный раствор – это раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется. Ненасыщенный раствор - это раствор, в котором при данной температуре вещество ещё может растворяться. Суспензией называют взвесь, в которой мелкие частицы твёрдого вещества равномерно распределены между молекулами воды. Эмульсией называют взвесь, в которой мелкие капельки какой-либо жидкости распределены между молекулами другой жидкости. Разбавленные растворы - растворы с небольшим содержанием растворенного вещества. Концентрированные растворы - растворы с большим содержанием растворенного вещества. ДОПОЛНИТЕЛЬНО: По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы на­сыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные. Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, - ненасыщенным. Насыщенный раствор содержит максимально возможное (для данных условий) количество растворенного вещества. Следова­тельно, насыщенным раствором является такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворенного вещества. Концентрация насыщенного раствора (растворимость) для данно­го вещества при строго определенных условиях (температура, растворитель) - величина постоянная. Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, на­зывается пересыщенным. Пересыщенные растворы представляют собой неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблю­дается самопроизвольный переход в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного вещества, и раствор ста­новится насыщенным. Насыщенный и ненасыщенный растворы нельзя путать с разбавленным и концентрированным. Разбавленные растворы - растворы с небольшим содержанием растворен­ного вещества; концентрированные растворы - растворы с большим содержанием растворенного вещества. Необходимо подчеркнуть, что понятие разбавленный и концентрированный растворы являются относительными, выражающими только соот­ношение количеств растворенного вещества и растворителя в растворе. https://sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/8-klass/urok-no27-voda-rastvoritel-rastvory-nasysennye-i-nenasysennye-rastvory-rastvorimost-vesestv-v-vode Дополнительно: Прочитайте о растворимости различных вещест (см. приложения) и выполните задания тренажёра. ГРУППА 308 ТЕМА: ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЛКЕНОВ.Правило Марковникова . Химические свойства алкенов Реакции присоединения 1. Гидрирование (гидрогенизация – взаимодействие с водородом)): CnH2n + H2 -t, Ni → CnH2n+2 2. Галогенирование (взаимодействие с галогенами): CnH2n + Г2 → СnH2nГ2 Видео - Это качественная реакция алкенов – бромная вода Br2 (бурая жидкость) обесцвечивается  3. Гидрогалогенирование* (взаимодействие с галогенводородами): 4. Гидратация* (присоединение молекул воды):                     CH2=CH2 + H2O -t, H3PO4→   CH3-CH2-OH (этанол – этиловый спирт) 5. Реакции полимеризации: Реакции окисления 1. Горение –  пламя ярко светящееся     Видео                 Полное сгорание – CnH2n + 3n/2O2 -t→ nCO2 + nH2O + Q 2. Каталитическое окисление 2. Окисление перманганатом калия (р. Вагнера) в нейтральной среде или слабощелочной среде** – розовый раствор марганцовки обесцвечивается, это качественная реакция алкенов. Видео *Присоединение галогеноводородов и воды к несимметричным алкенам происходит по правилу Марковникова В.В. Присоединение водорода происходит к наиболее гидрированному атому углерода при двойной углерод-углеродной связи. Исключения!!! 1) Если в алкене присутствует электроноакцепторный заместитель, т.е. группа, способная оттягивать на себя электронную плотность: F3C ← CH=CH2 + H-Br   → F3C - CH2 - CH2(Br) 1,1,1- трифтор-3-бромпропан 2) Присоединение в присутствии Н2О2 (эффект Хараша) или органической перекиси (R-O-O-R ):   СH3-CH=CH2 + H-Br - Н2О2→   H3C - CH2 - CH2(Br)   ** Влияние среды на характер продуктов реакций окисления 1) Окисление в кислой среде при нагревании идёт до: а) карбоновых кислот; б) кетонов (если атом углерода при двойной связи содержит два заместителя); в) углекислого газа (если двойная связь на конце молекулы, то образуется муравьиная кислота, которая легко окисляется до CO2): 2) Окисление в нейтральной или слабощелочной среде на холоде (см. выше) Тренажёры ЦОР: Химические свойства алкенов Химические свойства алкенов (расчетные задачи) Уравнения реакций, характеризующие химические свойства этилена и пропилена Реакции, иллюстрирующие генетическую связь между классами органических соединений ГРУППА301 ТЕМА:Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Кислоты как электролиты  Какие общие свойства кислот вы знаете? Чем обусловлены общие свойства кислот? Какие группы кислот вам известны? Рассмотрим в свете теории электролитической диссоциации свойства веществ, растворы которых обладают электропроводностью. Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только ионы водорода (гидроксония). По признаку осно́вности кислоты подразделяются на три группы: одноосно́вные (НСl, HI, HNO3, СН3СООН); двухосно́вные (H2S, H2SO3, H2SO4, H2SiO3); многоосно́вные (H3BO3, H3AsO4, H4P2O7). Диссоциация многооснбвных кислот протекает ступенчато. Рассмотрим пример реакции электролитической диссоциации. Диссоциация серной кислоты протекает по двум ступеням: В наибольшей степени диссоциация протекает по первой ступени и значительно меньше по второй. Среди кислот есть сильные и слабые электролиты, а их диссоциация протекает преимущественно по I ступени. Сильные кислоты диссоциируют в водных растворах практически нацело. Важнейшие общие химические свойства кислот 1. Кислоты взаимодействуют с металлами. При этом образуются соли и выделяется водород. Однако металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода, не вытесняют его из кислот: HNO3 (как концентрированная, так и разбавленная), концентрированная H2SO4 реагируют с металлами иначе! 2. Кислоты взаимодействуют с осно́вными и амфотерными оксидами: При избытке кислот образуются кислые соли: MgO + 2H2SO4 (изб.) = Mg(HSO4)2 + Н2O 3. Взаимодействие кислот с основаниями является реакцией нейтрализации: 4. Кислоты взаимодействуют с солями: Для протекания реакции необходимо выполнение одного из следующих условий: а) кислота должна быть более сильной, чем та, что образовала соль; б) в результате реакции должно образоваться нерастворимое или летучее соединение (покидающее сферу реакции). Основные понятия Ион гидроксония • Основность кислот • Сильные кислоты • Слабые кислоты Вопросы и задания  1. Почему безводные кислоты слабо проводят электрический ток?  2. Какая соль образуется при взаимодействии 4 г едкого натра и 9,8 г фосфорной кислоты?  3. В соответствии с приведенной ниже схемой превращений составьте уравнения реакций в молекулярной и ионной (там, где это возможно) формах: S → SO2, → H.,SO3 → CaSO3 → ? → ?  ГРУППА 108 ТЕМА:Решение расчетных задач по теме: «Расчеты по химическим уравнени­ям, связанные с массовой долей выхода продукта реакции от теоретически возможного». Определение выхода продукта реакции в % от теоретически возможного Задание: Вычислить выход нитрата аммония (NH4NO3) в % от теоретически возможного, если при пропускании 85 г аммиака (NH3) в раствор азотной кислоты (HNO3), было получено 380 г удобрения. Решение: Записать уравнение химической реакции и расставить коэффициенты NH3 + HNO3 = NH4NO3 Данные из условия задачи записать над уравнением реакции. m = 85 г       mпр. = 380 г NH3 + HNO3 = NH4NO3 Под формулами веществ рассчитать количество вещества согласно коэффициентам как произведение количества вещества на молярную массу вещества: m = 85 г       mпр. = 380 г NH3 + HNO3 = NH4NO3 1 моль        1 моль m = 1×17 г       m = 1×80 г Практически полученная масса нитрата аммония известна (380 г). С целью определения теоретической массы нитрата аммония составить пропорцию 85/17=х/380 Решить уравнение, определить х. х=400 г теоретическая масса нитрата аммония Определить выход продукта реакции (%), отнеся практическую массу к теоретической и умножить на 100% η=mпр./mтеор.=(380/400)×100%=95% Записать ответ. Ответ: выход нитрата аммония составил 95%.   Расчет массы продукта по известной массе реагента, содержащего определённую долю примесей Задание: Вычислить массу оксида кальция (СаО), получившегося при обжиге 300 г известняка (СаСО3), содержащего 10 % примесей. Решение: Записать уравнение химической реакции, поставить коэффициенты. СаСО3 = СаО + СО2 Рассчитать массу чистого СаСО3, содержащегося в известняке. ω(чист.) = 100% — 10% = 90% или 0,9; m(CaCO3) = 300×0,9=270 г Полученную массу СаСО3 записать над формулой СаСО3 в уравнении реакции. Искомую массу СаО обозначить через х. 270 г х г СаСО3 = СаО + СО2 Под формулами веществ в уравнении записать количество вещества (согласно коэффициентам); произведения количеств веществ на их молярную массу (молекулярная масса СаСО3 = 100, СаО = 56). 270 г х г СаСО3 = СаО + СО2 1 моль 1 моль m = 1×100 г m = 1×56 г Составить пропорцию. 270/100=х/56 Решить уравнение. х = 151,2 г Записать ответ. Ответ: масса оксида кальция составит 151, 2 г   08