Химические свойства солей

Соли взаимодействуют:

а) с металлами

СuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu;

б) со щелочами

FeCl₃ + KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl;

K₂CO₃ + Ba(OH)₂ = BaCO₃↓ + 2KOH;

в) с кислотами

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2HCl;

Na₂S + H₂S = 2NaHS;

г) между собой с образованием новых солей, если одна из солей выпадает в осадок

AgNO₃ + KCl = AgCl↓ + KNO₃;

д) разлагаются при нагревании

t⁰C

MgCO₃ = MgO + CO₂↑;

е) основные соли взаимодействуют с кислотами с образованием средних солей и воды

CuOHCl + HCl = CuCl₂ + H₂O;

ж) кислые соли взаимодействуют со щелочами с образованием средних солей и воды

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃ + H₂O.

Получение солей

Соли получают реакциями взаимодействия:

1) кислот с основаниями (реакции нейтрализации)

HCl + NaОH = NaCl + H₂O;

2) металлов с неметаллами

Mg + Cl₂ = MgCl₂;

3) металлов с кислотами

Ni + H₂SO₄ = Ni SO₄ + H₂;

4) основных оксидов с кислотами

CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O;

5) оснований с кислотными оксидами

2NaОH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O;

6) основных оксидов с кислотными оксидами

Na₂O + SO₂ = Na₂SO₃;

7) щелочей с солями

NaОH + CuSO₄ = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄;

8) кислот с солями

HCl + Na₂CO₃ = NaCl + H₂O + CO₂↑;

9) солей между собой с образованием осадка

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃.

Существует определенная связь между классами неорганических соединений. Эту связь называют генетической («генезис» – происхождение). Ниже приведена схема генетической связи классов неорганических соединений:

металл → основной оксид → основание

соль.

неметалл → кислотный оксид → кислота

Строение атома

Значимость изучения строения атома для химии

Все вещества состоят из атомов, природа и свойства которых определяют все химические явления. Знание строения атома позволяет объяснить закономерности изменения свойств элементов, понять, почему атомы образуют молекулы, благодаря чему протекают химические реакции.

Атомистическая гипотеза строения вещества возникла еще в Древней Греции, но вместе с тем греческие философы- материалисты заблуждались, считая атом неделимой частицей (атом – atomos- означает «неделимый»).

Конец XVIII – XIX в. характеризуются бурным развитием науки, в частности химии. Были установлены многие стехиометрические законы химии:

· закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1908 г.);

· закон сохранения материи и движения и его частный случай – закон сохранения массы (М.В. Ломоносов, 1748 г.);

· закон эквивалентов (И. Рихтер,1800 г.);

· закон кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803 г.);

· закон объемных отношений для газов (Ж. Гей-Люссак, 1808 г.);

· закон Авогадро (1811 г.).

Все эти законы были основаны на допущении о дискретности материи, ее

атомном строении.

На рубеже XIX - XX вв. наука достигла уровня, позволяющего постичь строение атома. Сложность строения атома подтверждали

· открытие радиоактивности атомов некоторых элементов (А. Беккерель);

· установление природы α- β- γ-лучей (Э. Резерфорд);

· открытие электрона и определение его массы и заряда (Дж. Томсон, Р. Малликен);

· открытие ядер атомов (Э. Резерфорд).

Модели строения атома

Модель Томсона

Первая модель строения атома была предложена Дж. Томсоном в 1904 г., согласно которой атом – положительно заряженная сфера с вкрапленными в нее электронами. Несмотря на свое несовершенство томсоновская модель позволяла объяснить явления испускания, поглощения и рассеяния света атомами, а также установить число электронов в атомах легких элементов.

Рис. 1. Атом, согласно модели Томсона. Электроны удерживаются внутри положительно заряженной сферы упругими силами. Те из них, которые находятся на поверхности, могут легко «выбиваться» , оставляя ионизированный атом.

Модель Резерфорда

Модель Томсона была опровергнута Э. Резерфордом (1911 г.), который доказал, что положительный заряд и практически вся масса атома сконцентрированы в малой части его объема – ядре, вокруг которого двигаются электроны (рис. 2).

Рис. 2. Эта модель строения атома известна как планетарная, т. к. электроны вращаются вокруг ядра подобно планетам солнечной системы.

Согласно законам классической электродинамики, движение электрона по окружности вокруг ядра будет устойчивым, если сила кулоновского притяжения будет равна центробежной силе. Однако, в соответствии с теорией электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро. Однако атом устойчив.

К тому же при непрерывном излучении энергии у атома должен наблюдаться непрерывный, сплошной спектр. На самом деле спектр атома состоит из отдельных линий и серий.

Таким образом, данная модель противоречит законам электродинамики и не объясняет линейчатого характера атомного спектра.

2.3. Модель Бора

В 1913 г. Н. Бор предложил свою теорию строения атома, не отрицая при этом полностью предыдущие представления. В основу своей теории Бор положил два постулата.

Первый постулат говорит о том, что электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным стационарным орбитам. Находясь на них, он не излучает и не поглощает энергию (рис.3).

Рис. 3. Модель строения атома Бора. Изменение состояния атома при переходе электрона с одной орбиты на другую.

При движении по любой стационарной орбите запас энергии электрона (Е_1, Е₂ …) остается постоянным. Чем ближе к ядру расположена орбита, тем меньше запас энергии электрона Е₁ ˂ Е₂ …˂ Е_n . Энергия электрона на орбитах определяется уравнением:

где m – масса электрона, h – постоянная Планка, n – 1, 2, 3… (n=1 для 1-ой орбиты, n=2 для 2-ой и т.д.).

Второй постулат говорит о том, что при переходе с одной орбиты на другую электрон поглощает или выделяет квант (порцию) энергии.

Если подвергнуть атомы воздействию (нагреванию, облучению и др.), то электрон может поглотить квант энергии и перейти на более удаленную от ядра орбиту (рис. 3). В этом случае говорят о возбужденном состоянии атома. При обратом переходе электрона (на более близкую к ядру орбиту) энергия выделяется в виде кванта лучистой энергии – фотона. В спектре это фиксируется определенной линией. На основании формулы

,

где λ – длина волны, n = квантовые числа, характеризующие ближнюю и дальнюю орбиты, Бор рассчитал длины волн для всех серий в спектре атома водорода. Полученные результаты соответствовали экспериментальным данным. Стало ясным происхождение прерывистых линейчатых спектров. Они – результат излучения энергии атомами при переходе электронов из возбужденного состояния в стационарное. Переходы электронов на 1-ю орбиту образуют группу частот серии Лаймана, на 2-ю – серию Бальмера, на 3-ю серию Пашена (рис. 4,табл. 1).

Рис. 4. Соответствие между электронными переходами и спектральными линиями атома водорода.

Таблица 1

Проверка формулы Бора для серий водородного спектра

Название серии	λ, А Экспериментальная	λ, А Вычисленная Бором
Пашена	18751,3 12817,5 10938,0 10049,8
Бальмера	6564,66 4862,71 4102,91 3971,20 3799,00 3712,70	6564,70 4862,80 4341,70 4102,93 3971,23 3799,01 3712,62
Лаймана		1215,68 1025,73 972,5

Однако, теория Бора не смогла объяснить расщепление линий в спектрах многоэлектронных атомов. Бор исходил из того, что электрон – это частица, и использовал для описания электрона законы, характерные для частиц. Вместе с тем накапливались факты, свидетельствующие о том, что электрон способен проявлять и волновые свойства. Классическая механика оказалась не в состоянии объяснить движение микрообъектов, обладающих одновременно свойствами материальных частиц и свойствами волны. Эту задачу позволила решить квантовая механика – физическая теория, исследующая общие закономерности движения и взаимодействия микрочастиц, обладающих очень малой массой (табл. 2).

Таблица 2

Свойства элементарных частиц, образующих атом