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Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agência Book-Service" Ministério Agricultura da Federação Russa Instituição Educacional Orçamentária do Estado Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Agrária do Estado de Saratov em homenagem a N.I. Vavilov" QUÍMICA GERAL minicurso de palestras para alunos do 1º ano de estudo Direção de estudo 110400.62 Perfil de formação Agronomia Agronomia Saratov 2011 Copyright OJSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Book-Service" UDC 54 LBC 24 R99 Revisores: Doutor em Ciências Químicas, Professor do Departamento de Ecologia » Saratov State Technical University T.I. Gubina Doutora em Ciências Técnicas, Professora do Departamento de Biotecnologia e Química, Saratov State Agrarian University L.A. Fomenko R99 química Geral: minicurso de palestras para alunos do 1º ano de formação 110400.62 "Agronomia" / Comp.: G.E. Ryazanova // FGBOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov". - Saratov, 2011. - 97 p. Um minicurso de aulas teóricas sobre a disciplina “Química Geral” é compilado de acordo com o programa da disciplina e destina-se aos alunos da direção de formação 110400.62 “Agronomia”. Um pequeno curso de palestras contém material teórico sobre questões básicas de química geral. Destina-se a desenvolver o conhecimento dos alunos sobre as leis básicas dos fenômenos químicos, aplicando esse conhecimento para entender os processos que ocorrem na natureza, para resolver problemas ambientais. O material é focado nas questões de competência profissional dos futuros especialistas em agricultura. UDC 54 LBC 24 Ryazanova GE, 2011 Saratov State Agrarian University, 2011 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agência Serviço de Livros Introdução A química é uma das disciplinas das ciências naturais. Estuda a estrutura, propriedades e transformações de substâncias como resultado de reações químicas. A química moderna consiste em muitas seções, cujos limites são condicionais. A base da química geral (teórica) é a teoria atômica e molecular, a teoria da estrutura de átomos e moléculas, a teoria da periodicidade, a teoria das ligações químicas, a teoria das soluções, a teoria das reações redox, a teoria das compostos, cinética química, termodinâmica de processos químicos. O conhecimento de química geral é básico para o estudo de outras disciplinas químicas, bem como para o estudo subsequente de agroquímica, ciência do solo, fisiologia vegetal, proteção química de plantas. A química é uma ciência inextricavelmente ligada às atividades produtivas das pessoas. A qualidade do conhecimento em química geral permite compreender teoricamente os problemas associados à organização da química efetiva da agricultura. 3 Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" Aula 1 CONCEITOS BÁSICOS E LEIS BÁSICAS DA QUÍMICA 1.1. Os objetivos do estudo da disciplina Química é um dos Ciências Naturais, isto é, ciências sobre a natureza, sobre o mundo ao nosso redor. A química é uma educação geral, não uma disciplina especial, mas é de grande importância para os trabalhadores agrícolas. É uma parte importante da visão de mundo e bagagem profissional de qualquer especialista agrícola. Isso determina os objetivos do estudo da química: Obter conhecimento químico, que é uma parte importante da ciência e da cultura humana; Domine os métodos de estudar química. No exemplo dos fenômenos químicos, desenvolva habilidades intelectuais, a capacidade de pensar logicamente; Compreender o significado da química para a agricultura, para o meio ambiente, obter orientação profissional. 1.2. Importância da química para a agricultura A química é de grande importância para a agricultura. O fator mais importante na intensificação da produção agrícola é a química da agricultura (este termo foi introduzido por D.N. Pryanishnikov em 1924). A química da agricultura é o uso de produtos químicos e processos para aumentar a fertilidade do solo, aumentar a eficiência da produção e a produtividade do trabalho na agricultura. Inclui: O uso de fertilizantes minerais contendo nutrientes para as plantas. São eles: - Os macronutrientes mais importantes - nitrogênio, fósforo, potássio (NPK); - Oligoelementos - magnésio, ferro, cobre, zinco, molibdênio, enxofre, boro, etc. Recuperação química, criando um ambiente favorável para as plantas. São eles: – calagem de solos ácidos (СаСО3), etc.; – gesso de solos alcalinos salinos (gesso – CaSO4∙2H2O), etc. Meios químicos de proteção de plantas. São eles: - pesticidas (de pragas e doenças); - herbicidas (para controle de ervas daninhas), etc. Reguladores de crescimento de plantas. Meios de biotecnologia: fertilizantes microbiológicos, enzimas, vitaminas, etc. A eficácia da química da agricultura depende da cultura da agricultura. D.N. Pryanishnikov disse: “A ausência conhecimento necessário não pode ser substituído mesmo por um excesso de fertilizantes. Assim, se as doses e os termos de fertilização forem violados, surgem problemas ambientais, o metabolismo das plantas é perturbado. A conduta inadequada de recuperação química piora a fertilidade do solo. 4 Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" 1.3. O assunto da química O estudo da química deve começar com uma compreensão do que é a química. Atualmente, existem várias dezenas de definições da disciplina de química propostas por vários autores. Eles diferem entre si na precisão da definição e nos aspectos da abordagem da questão. Essa questão às vezes se torna até discutível. Vamos dar algumas definições. A química é uma ciência que estuda os processos de transformação de substâncias, acompanhados por uma mudança composição química e estruturas. A química é a ciência dos compostos químicos dos átomos (substâncias químicas e suas transformações. ... A presença de uma ligação química em uma substância é o principal critério para saber se ela é química. (O.S. Sirotkin) A química é uma ciência que estuda os processos de mudar a composição e estrutura de um material formas de matéria, cujos portadores materiais são átomos. (V.E. Komarov) Tarefa para trabalho independente: familiarize-se com a definição do assunto da química por diferentes autores (F. Engels, D. I. Mendeleev, N. L. Glinka, O. S. Zaitsev, N. N. Semenov, D. N. Knyazev, etc.) e escolha o mais de acordo com sua compreensão do assunto. DI. Mendeleev acreditava: "Os átomos são unidades químicas de matéria que são indecomponíveis por meios químicos." O portador material de uma substância química (sua menor partícula) é um átomo. 1.4. Dialética de conceitos básicos e leis da química A química é baseada em dados experimentais obtidos por muitas gerações de cientistas países diferentes. A base da química geral (teórica) é a teoria atômica e molecular, a teoria da periodicidade, a teoria da estrutura dos átomos e moléculas, a teoria das ligações químicas, a teoria das soluções, a teoria das reações redox, a teoria das compostos, cinética química e termodinâmica de processos químicos. Teoria atômico-molecular , que é a base comum não só da química, mas de todas as ciências naturais, foi criada desde o século XVIII e continua a se desenvolver na atualidade. Baseia-se nas leis básicas da química, as leis da estequiometria (do grego stoicheion - elemento). A estequiometria é um ramo da química que estuda a relação entre a quantidade de reagentes que entram em uma reação e a quantidade de reagentes formados como resultado da reação. Os coeficientes na frente das fórmulas das substâncias nas equações das reações químicas são chamados de coeficientes estequiométricos. O conhecimento humano não é algo congelado. Correspondem ao estado da ciência em um determinado estágio de desenvolvimento e podem mudar, pois a ciência é um sistema aberto, buscando uma reflexão cada vez mais verdadeira, profunda e completa dos fenômenos naturais. Um exemplo disso é a mudança de idéias sobre as leis básicas da química em diferentes estágios do desenvolvimento da ciência. A lei da conservação da massa foi descoberta pelo grande cientista russo M.V. Lomonosov (1748-1756): 5 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBKOM" & LLC "Agency Kniga-Service" A massa de substâncias que entraram na reação é igual à massa de substâncias formadas como resultado da reação. Independentemente dele, esta lei foi confirmada em 1789 pelo químico francês A.-L. Lavoisier. A lei da conservação da massa permite elaborar equações de reação e colocar um sinal de igual entre as fórmulas das substâncias de partida e os produtos da reação : 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Isso é de grande importância para a resolução de questões práticas, pois permite calcular a quantidade necessária de matérias-primas para obter os produtos desejados em escala industrial. No século 20, essa lei foi refinada. A lei geral da natureza é a lei da conservação da energia: a energia não surge do nada e não desaparece sem deixar vestígios, mas apenas passa de uma forma para outra em quantidades estritamente definidas. O criador da teoria da relatividade A. Einstein (1905) provou a relação entre massa e energia: E = mc2 Portanto, durante reações exotérmicas quando o calor é liberado ou reações endotérmicas quando o calor é absorvido, a massa dos produtos da reação será ligeiramente menos ou mais que a massa das substâncias iniciais de acordo com a equação: ∆Е = ∆mc2 Com base nisso, a seguinte formulação da Lei de Conservação de Massa é mais precisa: Para reações exotérmicas, a massa de substâncias que entraram na reação é igual à soma da massa dos produtos da reação e a massa equivalente à energia liberada. Para uma reação endotérmica, a massa de substâncias que entraram na reação é igual à diferença entre a massa dos produtos da reação e a massa equivalente à energia absorvida. Como nas reações químicas a variação de massa causada pela liberação ou absorção de calor é muito pequena, pode-se argumentar que a lei da conservação da massa é cumprida com alta precisão. O conteúdo da lei da constância da composição também mudou. A lei da constância da composição (J. Proust (1801-1808), França): Todo composto químico tem uma composição constante, independentemente do método de sua preparação. A lei de Proust é de fundamental importância. Ele confirmou a existência de moléculas e a indivisibilidade dos átomos. O adversário de Proust foi Berthollet (França). Berthollet argumentou que a composição de uma substância depende do método de sua preparação. Proust foi apoiado pelo grande químico inglês John Dalton e a ideia de Berthollet foi rejeitada. Agora foi estabelecido que a lei da constância de composição é válida apenas para substâncias com estrutura molecular. 6 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" A composição de substâncias com estrutura não molecular depende do método de sua preparação (óxidos, sulfetos de metais de transição, feldspato, etc.). A ideia de Berthollet é atualmente a base da ciência dos materiais químicos, que utiliza justamente a dependência da composição da estrutura e propriedades do material do método de sua preparação. Agora, substâncias de composição constante são chamadas de daltonides, e substâncias de composição variável são chamadas de berthollides em homenagem a cientistas para quem a formulação da lei da constância de composição foi objeto de discussão. Em 1811, Amadeo Avogadro (Itália) descobriu uma lei que foi reconhecida 50 anos depois (1860). Lei de Avogadro: Volumes iguais de gases diferentes sob as mesmas condições (p e t) contêm o mesmo número de moléculas. A primeira consequência da lei de Avogadro: um mol de qualquer gás em condições normais ocupa 22,4 litros. A segunda consequência da lei de Avogadro: A massa molar de um gás é igual ao produto da densidade relativa de um gás sobre outro (D) pela massa molar de outro gás: Mgas = 2DN 2, Mgas = 29Dair Avogadro estabeleceu: substâncias simples consistem em dois átomos (H2, O2, N2, Cl2); - 1 mol de qualquer substância contém 6,023 1023 átomos ou moléculas (número de Avogadro). A lei dos equivalentes foi formulada por W. Richter (1793) e W. Wollaston (1807) independentemente um do outro: As substâncias reagem entre si em quantidades proporcionais aos seus equivalentes. A lei dos equivalentes é baseada no conceito de "equivalente químico". Um equivalente químico é uma partícula real ou condicional de uma substância, que em uma dada reação ácido-base é equivalente a um cátion hidrogênio ou em uma dada reação redox a um elétron. O fator de equivalência f'eq é calculado com base nos coeficientes estequiométricos de uma determinada reação. O fator de equivalência é um número que indica quanto de uma partícula real é equivalente a um cátion hidrogênio em uma dada reação ácido-base ou um elétron em uma dada reação redox. O fator de equivalência é uma quantidade adimensional. O fator de equivalência pode ser igual a um ou menor que um. Por exemplo: a) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O; fequiv (H 2 SO 4) \u003d b) H2SO4 + KOH \u003d KÖSO4 + H2O; feq (H 2 SO 4) = 1 1 2 Cálculos estequiométricos são amplamente utilizados para processos envolvendo produtos químicos. 7 Copyright JSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" As principais disposições da teoria atômica e molecular: - as substâncias consistem em moléculas; - As moléculas são formadas por átomos - Moléculas e átomos estão em estado de movimento contínuo. Um átomo é a menor partícula eletricamente neutra de um elemento químico. Uma molécula é a menor partícula eletricamente neutra de uma substância química. Atualmente, a unidade para medir a quantidade de uma substância é MOL. Um mol é a quantidade de uma substância que contém tantas unidades estruturais quantos átomos existem em 0,012 kg de carbono 12C. Um mol é a quantidade de uma substância contendo 6,02 1023 (número de Avogadro) unidades de fórmula (moléculas ou átomos). As seguintes razões são usadas para os cálculos: m nM n m M M m , n onde m é a massa da substância, g; M é a massa molar, g/mol; n é a quantidade de substância, mol. A PARTIR DE ponto moderno vista, a estrutura dos produtos químicos pode ser diferente: molecular (metano CH4, amônia NH3), atômica (diamante), iônica (sal), radical (Cl, H). Uma substância pode consistir em macromoléculas ou ser uma combinação complexa de diferentes partículas. A química moderna parte do princípio da infinita diversidade qualitativa do mundo material. Substâncias com estruturas diferentes obedecem a leis diferentes. 1.5. Métodos de estudo da química Uma compreensão profunda dos fenômenos químicos só é possível do ponto de vista da filosofia, ao aplicar suas teorias e categorias. Filosofia - amor à sabedoria (philosophia - grego). A teoria mais importante da filosofia é a dialética. Dialética - Categorias da Filosofia - a doutrina das leis mais gerais da Matéria, movimento, contradição, natureza, sociedade e pensamento, quantidade e qualidade, causa e efeito. A matéria é uma categoria filosófica para designar a realidade objetiva. Tipos de Matéria Uma substância é um tipo de matéria caracterizada por uma massa de repouso m ≠ 0; Uma substância química é um tipo de substância, cujo material portador são os átomos; Campo - um tipo de matéria que tem massa de repouso zero (campo magnético, eletromagnético, gravitacional) m = 0; O vácuo é um estado especial da matéria. Não há partículas (vazios) nele, mas "partículas virtuais" surgem de flutuações de energia de curto prazo. Partículas reais aparecem em campos fortes. O plasma é um estado especial da matéria a temperaturas muito altas (> 7000). Uma semelhança de gás é formada a partir de partículas elementares, núcleos, íons. 8 Copyright JSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" BEC (condensado gasoso de Bose-Einstein) - um novo estado da matéria em temperaturas ultrabaixas. Propriedades especiais: a luz diminui para V = 17 m/s, o mais próximo possível de um buraco negro em rotação. Figura 1.1. Formas de movimento da matéria (fdm) Figura 1.2. Tipos de movimento Figura. 1.3. Evolução da matéria inorgânica 9 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Relações de causa e efeito em fenômenos químicos O princípio do determinismo: fenômenos reais surgem, se desenvolvem e são destruídos naturalmente, como resultado de a ação de certas causas. Figura 1.4. Um esquema simples de causalidade Figura 1.5. Relações causais nas propriedades de alguns hidróxidos Métodos para estudar fenômenos químicos Experiência Observação Simulação de reações químicas A indução é um método de raciocínio do particular para o geral. A dedução é um método de raciocínio do geral para o particular. Regras gerais deve ser aplicado a problemas específicos. A analogia é um método de cognição no qual, com base na semelhança da característica de objetos químicos, é feita uma conclusão sobre sua semelhança em outras características. Então, conhecendo a fórmula do ácido ortofosfórico, você pode escrever a fórmula do ácido ortoarsênico. Análise - a separação de uma substância química ou um fenômeno químico em suas partes componentes (propriedades, sinais). 10 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Kniga-Service Síntese é a combinação de aspectos, propriedades, sinais de uma substância química ou fenômeno químico em um único todo. Um conceito é um pensamento sobre um objeto ou suas características Julgamento é a operação de conceitos Inferência é a operação de julgamentos Esquema 1.1. Formas lógicas de pensamento Vamos tentar aplicar os conhecimentos adquiridos para resolver a questão da orientação profissional. Para isso, utilizamos: - conceitos das propriedades dos produtos químicos; – método de dedução; - categoria "causa-efeito"; – formas lógicas de pensamento: conceito → julgamento → conclusão. Tarefa: A aplicação do micronutriente CuSO4 é eficaz em solos alcalinos? CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 solúvel insolúvel 1. Conceitos: CuSO4 é um sal solúvel. Cu(OH)2↓ é uma base fraca insolúvel. 2. Acórdão: Apenas substâncias solúveis estão disponíveis para absorção pelas plantas. Em solos alcalinos, o CuSO4 solúvel se transforma em Cu(OH)2↓ insolúvel e se torna inacessível às plantas. 3. Conclusão: O uso de CuSO4 em solos alcalinos é impraticável. Questões para autocontrole 1. Dê uma definição de química que corresponda à sua compreensão desta questão. 2. Comparar a compreensão da lei de conservação da massa nos séculos XVIII e XXI. 3. Determine o tipo de desenvolvimento (progresso ou regressão nas reações químicas): H2CO3 \u003d CO2 + H2O CaO + CO2 \u003d CaCO3 4. Com base no método de analogia, escreva as fórmulas para arsênico e ácido selênico. 5. Aplicar o método de dedução para explicar a ineficiência da aplicação do micronutriente FeSO4 em solos alcalinos. 6. Como você entende as palavras de D.N. Pryanishnikova: “A falta do conhecimento necessário não pode ser substituída nem mesmo por um excesso de fertilizantes”? 11 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin. – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. Adicional 1. Egorov, V.V. Química ecológica. /V.V. Egorov. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 192 p. 2. Naidysh, V. M. Conceitos da ciência natural moderna. /V.M. Naydysh. – M.: AlfaM; INFRA-M, 2004, - 622 p. 3. Sirotkin O.S. A química está no lugar. / O. S. Sirotkin // Química e Vida. - 2003. - № 5. - P. 26. 4. Mineev VG, Em defesa de nitratos e fosfatos. / V. G. Mineev // Química e vida. - 2008. No. 5. - P. 20. 5. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 12 Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBKOM" & LLC "Agency Book-Service" Palestra 2 DOUTRINA MODERNA SOBRE A ESTRUTURA DO ÁTOMO 2.1. Dialética de idéias sobre a estrutura do átomo Na química clássica, havia idéias sobre dois tipos de micropartículas - átomos e moléculas. Até o século 19, havia uma ideia na ciência de que o átomo era indivisível e não continha partes constituintes. NO final do XIX séculos, os físicos descobriram fatos que comprovam a complexidade da estrutura do átomo (a descoberta do elétron, os raios catódicos, os fenômenos da radioatividade). Em 1911, o ganhador do Prêmio Nobel Ernest Rutherford, baseado em uma série de experimentos sobre a dispersão de partículas por placas de metal finas, propôs um modelo nuclear (planetário) da estrutura do átomo. O modelo planetário do átomo de Rutherford Um átomo consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons carregados negativamente que orbitam ao redor do núcleo. Contradições do modelo de Rutherford 1. Por que o átomo é estável? De acordo com as leis da física clássica, um elétron, ao se mover ao redor do núcleo, deve emitir energia, esgotá-lo em 10 a 8 segundos. e cair no núcleo. 2. Se um elétron emite energia em um fluxo contínuo, isso deve corresponder a um espectro contínuo. No entanto, o espectro é linha. Por quê? Resolvendo esses problemas, Niels Bohr propôs uma teoria em 1913 que combinava o modelo nuclear do átomo de Rutherford com a teoria quântica da luz de Planck. A ideia principal de Bohr (muito ousada): O movimento de um elétron em um átomo não obedece às leis da física clássica. Existem diferentes leis no macrocosmo e no microcosmo. Postulados de Bohr 1. Um elétron em um átomo não se move ao longo de qualquer uma, mas ao longo de uma certa órbita estacionária e não irradia energia. 2. A emissão de energia em porções (quanta) ocorre apenas quando um elétron se move de uma órbita para outra A teoria de Bohr não conseguia explicar algumas propriedades importantes do átomo, havia contradições nela. Na década de 1920, uma teoria da mecânica quântica da estrutura do átomo foi criada. A teoria é baseada na ideia de Louis de Broglie (1924): Um elétron tem propriedades de onda corpuscular dupla, ou seja, propriedades de partículas e ondas ao mesmo tempo. 13 Copyright OJSC Central Design Bureau Agência BIBCOM & LLC Kniga-Service Um elétron como partícula tem uma massa e se manifesta como um todo. As propriedades ondulatórias de um elétron se manifestam nas características de seu movimento, na interferência e na difração do elétron. A equação de de Broglie reflete esse dualismo (dualidade): λ = h/m, onde h é a constante de Planck; m é a massa da partícula; é a velocidade da partícula. E. Schrödinger (Áustria, 1926) formulou uma equação cuja solução permite encontrar a função de onda do elétron Ψ(x, y, z), correspondente à amplitude de um processo de onda tridimensional. Equação de Schrõdinger (Áustria, 1926) ψ x2 2 ψ y2 ψ z2 2 2 8π 2 m (E V)ψ h2 0, onde é a função de onda; x, y, z – coordenadas espaciais tridimensionais. O valor 2 corresponde à probabilidade de encontrar um elétron em vários pontos do espaço circumnuclear. A solução da equação de Schrödinger permite encontrar o orbital do elétron. Van den Broek (Holanda, 1912) sugeriu: A carga do núcleo de um átomo de qualquer elemento é numericamente igual ao número ordinal do elemento em sistema periódico. Esta engenhosa conjectura intuitiva foi confirmada experimentalmente em 1913 por Moseley (Inglaterra). 2.2. Modelo moderno da mecânica quântica da estrutura do átomo Um átomo tem uma estrutura complexa. Consiste em um núcleo carregado positivamente, que inclui prótons e nêutrons, e elétrons carregados negativamente que se movem ao redor do núcleo. Um elétron em um átomo se move a uma tremenda velocidade variável. Sua trajetória é desconhecida. Um elétron se move aleatoriamente, aleatoriamente, formando uma nuvem de elétrons (orbital de elétrons). Um orbital de elétron é uma região do espaço ao redor do núcleo de um átomo em que o elétron é mais provável de se mover. O comportamento de um elétron em um átomo é caracterizado pelo princípio da incerteza de Heisenberg: para uma micropartícula na escala de um átomo, é impossível indicar simultaneamente as coordenadas e o momento do momento com a mesma precisão. Números quânticos A descrição do estado de um elétron em um átomo é determinada por quatro números quânticos. O número quântico principal n caracteriza a reserva de energia do elétron em um determinado nível e sua distância do núcleo. Corresponde ao número do nível eletrônico. Toma valores de inteiros: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... elétron. Determina a forma espacial da nuvem de elétrons (orbitais). Aceita valores inteiros de 0 a n-1. Os valores numéricos (0, 1, 2, 3) têm designações de letras(s, p, d, f). Tabela 2.1 - Números quânticos orbitais e a forma dos orbitais 0 1 2 3 Forma orbital Haltere esférico Dois halteres cruzados Uma forma ainda mais complexa l (s) (p) (d) (f) Os elétrons com a mesma forma dos orbitais eletrônicos formam subníveis em um determinado nível de energia. O número de subníveis em um nível corresponde ao número do nível. Tabela 2.2 - Dependência do número de subníveis do número de níveis n (nível) 1 2 3 4 l (subníveis) S s, p s, p, d s, p, d, f Número quântico magnético m Caracteriza Propriedades magneticas elétron, que dependem da direção da localização da nuvem de elétrons no espaço. Aceita valores inteiros dentro do número quântico lateral, tanto positivo quanto negativo, incluindo 0 (zero). Tabela 2.3 - m Relação entre os valores de lado e números quânticos magnéticos Valores m 0 (um) 1, 0, –1 (três) 2, 1, 0, –1, –2 (cinco) 3, 2 , 1, 0, –1 , –2, –3 (sete) l 0 1 2 3 O número de valores do número quântico magnético Nm pode ser calculado pela fórmula: Nm = 2l +1, onde l é o valor do número quântico lateral. Tabela 2.4 – Número de orbitais nos subníveis Subnível s p D f Número de orbitais – (um) – – – (três) – – – – – (cinco) – – – – – – – (sete) 15 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO "Agência Kniga-Service" O número quântico de spin caracteriza o momento intrínseco do momento do elétron. Toma os valores h 1 1 + e– (em unidades). 2 2 2 Princípio de Pauli Um átomo não pode ter dois elétrons com os mesmos valores de todos os quatro números quânticos. Consequência: Máximo de dois elétrons com spins opostos podem estar em um orbital. Tabela 2.5 - O número máximo de elétrons no nível n N 1 2 2 8 3 18 4 32 Nn = 2n2, onde n é o número do nível (número quântico principal). Tabela 2.6 - O número máximo de elétrons no subnível l N1 0(s) 2 onde l é um número quântico lateral. 1(p) 6 2(d) 10 3(f) 14 N1 = 2(2l + 1), O princípio da energia mínima Um elétron em um átomo ocupa uma posição com uma reserva mínima de energia em um nível e subnível, é energeticamente favorável e estável para ele. 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p Рисунок 2.1. Схема расположения энергетических подуровней в многоэлектронном атоме 16 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило Хунда Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором величина суммарного спина электронов максимальна. Это условие выполняется, если электроны заполняют все свободные орбитали сначала по одному, а затем происходит пополнение каждой орбитали вторым электроном. Пример: Рисунок 2.2. Последовательность заполнения электронами р – подуровня Правила В.М. Клечковского 1. Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). 2. При одном и том же значении суммы (n+l) электроны заполняют орбитали с меньшим п, но с большим l. 2.3. Электронные формулы элементов На основе принципа Паули, принципа минимальной энергии, правила Хунда, представлений об энергетических уровнях и подуровнях составляются электронные формулы элементов. Электронные формулы показывают распределение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. При составлении электронной формулы сначала пишут цифру, соответствующую номеру энергетического уровня, на который поступает электрон. Затем пишут букву, соответствующую подуровню и справа наверху, в виде показателя, обозначают число электронов на данном подуровне. Примеры: I период (один энергетический уровень) Электронная формула: Н 1S1 Электронно-графическая формула: Водород Н №1 +1 (заряд ядра) 1ē 1-й S - элемент 1 S Степень окисления водорода: +1 (Н2О, NH3, HCl) Исключение: степень окисления водорода – 1 в соединениях с очень активными металлами (NaH, KH). 17 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Водород Водородное пламя создает t = 2800o Восстановитель Источник, переносчик и концентратор энергии Получение аммиака, жидкого топлива, твердых жиров Экологически чистое топливо будущего Схема 2.1. Значение и применение водорода Элементы, у которых электроны заполняют s - подуровень, называются s– элементами. Первые два элемента любого периода являются s–элементами. Не Гелий Не №2 +2 (заряд ядра) 1S2 1 S первый уровень завершен 2å 2-й S - элемент Гелий – инертный газ. Гелий Дирижабли с гелиевым наполнением Теплоноситель ядерных реакторов В медицине: гелиевый воздух лечит бронхиальную астму, применяется для водолазов В электронике: жидкий гелий – среда для сверхпроводников Схема 2.2. Значение и применение гелия (инертный, легкий) Литий Li №3 +3 (заряд ядра) 3ē 1-й S - элемент II период (два энергетических уровня) Li 1S2 2S1 (валентный уровень) Литий – активный щелочной металл. Степень окисления: +1. Формулы соединений: Li2O → LiOH. Литий В атомной технике: теплоноситель, растворитель соединений урана Для кондиционирования воздуха применяют соли лития В медицине: для лечения психических расстройств Схема 2.3. Значение и применение лития 18 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Be 1S2 2S2 Бериллий Ве №4 +4 (заряд ядра) 4ē 2-й S - элемент (валентный уровень) Бериллий – амфотерный металл. Соединения: ВеО → Ве(ОН)2 Н2ВеО2 Бериллий Материалы космической, ракетной и авиационной техники Бериллий токсичен ПДК в воздухе – 0,001 мг/м3 Для человека, животных вреден: рахит, ослабление костной ткани, отек легких Для растений безвреден Схема 2.4. Значение и применение бериллия При получении энергии извне (при нагревании) атомы переходят в возбужденное состояние. При этом электронная пара распаривается и электрон переходит в свободную орбиталь подуровня в пределах своего номера уровня. В 1S22S22р1 Электронно-графическая формула Бор (валентный уровень) №5 +5 (заряд ядра) 5ē 1-й р - элемент Бор Бороводородное топливо, военная техника, легирование стали Важнейший микроэлемент, влияет на белковый и углеводный обмен Схема 2.5. Значение и применение бора Бор – первый р – элемент второго периода. Элементы, у которых электроны заполняют р – подуровень, называются р – элементами. Последние 6 элементов любого периода (кроме первого и седьмого) являются р – элементами. 19 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства s – и р – элементов У s– и р– элементов электроны заполняют внешний уровень от 1 до 8. Химические свойства элементов меняются быстро, от металлических к неметаллическим и до инертного газа. Количество электронов на внешнем уровне у s– и р– элементов соответствует номеру группы, в которой находится элемент. У s– и р– элементов валентными являются электроны внешнего уровня. Главные подгруппы образуют s– и р– элементы. Правила нахождения степени окисления элемента 1. Отрицательная степень окисления элемента (неметалла) равна числу электронов, которое он принимает для завершения внешнего уровня до 8 электронов. 2. Положительные степени окисления элемента равны (обычно, есть исключения) числу неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состоянии атома, которые он отдает. Вопросы для самоконтроля 1. Определите понятие «атом». 2. Из чего состоит атом? 3. Какие частицы входят в ядро атома? 4. Что общего и что различного у электронов атома углерода? 5. Сформулируйте основную идею Нильса Бора, Луи де Бройля. 6. Что такое электронная орбиталь? 7. Сколько орбиталей на s –, p –, d –, f – подуровнях? 8. Как проявляется в строении атомов элементов принцип минимальной энергии? 9. Как вы понимаете принцип Паули? 10. Объясните, как вы понимаете правило Хунда. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ Основная 1. Глинка, Н.Л. Общая химия /Н.Л. Глинка – М.: КНОРУС, 2009. – 752 с. 2. Князев, Д.А. Неорганическая химия/Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин – М.: Дрофа, 2004. – 592 с. 3. Рязанова, Г.Е. Общая и неорганическая химия. Таблицы и схемы /Г.Е. Рязанова. – Саратов: ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ», 2006 – 284 с. Дополнительная 1. Клинский, Г.Д. Неорганическая химия /Г.Д. Клинский, В.Д. Скопинцев. – М: Изд-во МСХА, 2001. – 384 с. 2. Гельфман, М.И. Неорганическая химия /М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. – СПб.: Издво «Лань», 2009. – 528 с. 3. Неорганическая химия (биогенные и абиогенные элементы): Уч.пособие / под ред. В.В. Егорова. – СПб.: Изд-во «Лань, 2009. – 320 с. 4. ru.wikipedia.org 20 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Лекция 3 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА 3.1. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева – основа современной химии Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева – величайшее достижение химической науки. Открытие закона и создание периодической системы – результат длительной и напряженной работы великого русского ученого Д.И. Менделеева. Периодический закон: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов Д.И.Менделеев (1869) Менделеев считал, что «Будущее не грозит периодическому закону разрушением, а только надстройки и развитие обещает». Периодический закон был открыт в XIX веке. В ХХ веке С.А. Щукарев сказал: «Постижение полного смысла системы представляет собой задачу бездонной глубины, к решению которой человек будет вечно стремиться, как к одной из недосягаемых и непостижимых до конца истин». Периодический закон (современная формулировка) Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов В периодической системе в предельно краткой форме сконцентрированы обширные химические знания. Периодическую систему элементов следует рассматривать в конкретных условиях пространства и времени. При сверхвысоких температурах атом лишается электронов, высокое давление меняет их расположение в атомах. При этих условиях атомы перестают подчиняться периодическому закону. Периодическая система элементов является графическим (табличным) выражением периодического закона Система – это строгая математическая категория, означающая упорядоченное множество. Для установления связи между множествами функций используют представление о матрице. Матрица – это прямоугольная таблица, состоящая из строк и столбцов. 21 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 3.1. Периодическая система elementos químicos DI Mendeleeva 22 Copyright OJSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Book-Service" O sistema periódico é uma espécie de matriz. Seus elementos são elementos químicos. As linhas são períodos. As colunas são grupos. O sistema periódico reflete o fato de que os elementos químicos individuais representam um conjunto ordenado de elementos sujeitos a interconexão interna. Cada elemento químico é um passo natural no desenvolvimento da matéria, e não uma formação aleatória. Classificação dos elementos químicos Obtenção de substâncias com propriedades desejadas Confirmação das leis da filosofia Uma ferramenta para prever futuras pesquisas Lei periódica Agroquímica Exploração geológica de minerais Pesquisa espacial Medicina, indústria farmacêutica Esquema 3.1. O significado da lei periódica "A matéria viva em sua composição média está ligada ao solo e constrói suas células a partir de elementos de acordo com as mesmas leis segundo as quais a matéria é construída a partir de materiais ou da atmosfera do Sol e das estrelas". A.E. Fersman A Tabela Periódica dos Elementos inclui atualmente 118 elementos descobertos, que estão localizados em 7 períodos e 8 grupos. 3.2. A estrutura do sistema periódico Cada elemento químico tem um número de série. O número de série é igual a: a carga do núcleo de um átomo; o número de prótons no núcleo; o número total de elétrons em um átomo neutro. Um período é uma linha horizontal de elementos que começa com elementos s (metais alcalinos) e termina com elementos p (gases nobres). Em um período, o nível eletrônico externo é construído de 1 a 8 elétrons. O nível externo completo contém 8 elétrons. O número do período corresponde ao número de níveis de energia no átomo. O período I contém apenas dois elementos (uma linha). O segundo e terceiro períodos contêm 8 elementos cada. Os períodos I, II e III são chamados de "períodos pequenos" (uma linha). Os períodos IV, V e VI (períodos grandes) consistem em duas linhas. 23 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Kniga-Service Um grupo é uma sequência vertical de elementos com a mesma configuração eletrônica. O grupo de elementos contém dois subgrupos: principal (A) e secundário (B). Os subgrupos principais formam os elementos s - ep -. Os subgrupos laterais formam d - elementos. O número de elétrons (ē) no nível de energia externo dos elementos dos subgrupos principais é igual ao número do grupo. O número de elétrons no nível de energia externo dos elementos dos subgrupos secundários é 2, independentemente do número do grupo. A mudança periódica na estrutura eletrônica dos átomos dos elementos é a causa da mudança periódica nas propriedades químicas dos elementos, bem como nos compostos complexos que eles formam. O valor do sistema periódico para resolver problemas educacionais Usando o sistema periódico, você pode caracterizar as propriedades químicas de um elemento. Para fazer isso, você precisa usar os números do sistema periódico como uma cifra que revela a estrutura do átomo e as propriedades do elemento. 3.3. Algoritmo para as características gerais de um átomo de um elemento 1. Número ordinal do elemento (№). 2. A carga do núcleo de um átomo (Z). 3. O número de prótons no núcleo de um átomo (p+). 4. Massa atômica relativa (Ar). 5. O número de nêutrons no núcleo de um átomo (não). 6. O número total de elétrons em um átomo (ē). 7. Número do período → número de níveis de energia. 8. Número do grupo, subgrupo (principal ou secundário) → número ē no nível externo do átomo. 8.1. Subgrupo principal → o número ē no nível externo é igual ao número do grupo. 8.2. O número do subgrupo lateral ē no nível externo é igual a 2, independentemente do número do grupo (ou 1). 9. Avalie se um elemento é um metal ou um não metal (o número ē no nível externo). 10. Determine a qual família eletrônica o elemento pertence (s, p ou d) e qual o seu número entre os elementos desta família eletrônica. 11. Faça uma fórmula eletrônica, sublinhe os elétrons de valência. 11.1. Para um elemento do subgrupo principal, elétrons do nível externo. 11.2. Para um elemento de um subgrupo lateral, elétrons do nível externo e d, um subnível do penúltimo nível. 12. Componha fórmulas eletrônicas (baseadas na regra de Hund), mostre a distribuição dos elétrons de valência em níveis e subníveis nos estados normal e excitado. 13. Cite os estados de oxidação do elemento. 14. Escreva as fórmulas dos compostos mais importantes correspondentes aos estados de oxidação do elemento (óxidos, hidróxidos, compostos de hidrogênio). 15. Descreva as propriedades dos compostos mais importantes. 24 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" 16. Revelar a importância do elemento e seus compostos para as plantas, para a agricultura, para a indústria. Exemplos: Nitrogênio N 1) No. 7 9) Não-metal (aceita ē, mas também pode dar 2) +7 (carga do núcleo) 3) 7p + 10) 3º p - elemento 4) Ar \u003d 14 11) Fórmula eletrônica : 5 ) 7no 1s22s22p3 nível de valência 6) Total 7 ē 7) Período II - dois níveis de energia 12) Fórmula gráfica eletrônica: 8) Grupo V, subgrupo principal - 5 ē excitação é impossível no nível externo 13) Estados de oxidação: - 3 , +1, +2, +3, +4, +5. 14) Fórmulas dos compostos mais importantes 3 1 N H3 → amônia NH4OH → NH4Cl, NH4NO3, (NH4)SO4 hidróxido de amônio sais de amônio Adubos minerais de amônio Compostos de oxigênio: 2 2 1 2 óxidos indiferentes N 2 O, N O - 3 2 HNO2 → N 2 O3 → ácido nitroso 4 2 gás marrom N O2 - 5 2 HNO3 → N 2 O5 → sais de ácido nítrico - nitritos - sais de NaNO2 - nitratos - KNO3, Ca (NO3) 2, NH4NO3 nitrato fertilizantes nitrogenados (nitratos) Nitrogênio é o macronutriente mais importante. Fósforo Р Р 1s22s22p63s23р3_ nível de valência Fórmula gráfica eletrônica dos níveis centrais ent Estados de oxidação: -3, +3, +5 PH 3 ; P2 H 4 P2 O 3 2 P2 O 5 → H3PO4 → sais - fosfatos → H3PO3 → sais-fosfitos ácido fosforoso Formas de ácido fosfórico: HPO3 - meta - H3PO4 - orto - H4P2O7 - piro - Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 Fosfato fertilizantes Ca (H2PO4) 2 - dihidrogenofosfato de cálcio (superfosfato) CaHPO4 2H2O - hidrofosfato de cálcio (precipitado) Ca3 (PO4) 2 ↓ - fosfato de cálcio (rocha fosfática) O fósforo é o macroelemento mais importante. d - elementos de grandes períodos Em grandes períodos (4, 5, 6, 7) entre s- e d- elementos, 10 d- elementos são introduzidos, nos quais os elétrons preenchem o d - subnível do segundo nível de fora. Todos os elementos d, independentemente do número do grupo, têm dois elétrons no nível externo (ou um elétron se houver um deslizamento de elétrons). Portanto, os elementos d exibem propriedades metálicas. Para os elementos d, os elétrons de valência são dois níveis - o nível externo e o d - subnível do penúltimo nível, ou seja, (n - 1) d e nSnP. d-elementos formam subgrupos laterais do sistema periódico. A maioria dos d-metais tem vários estados de oxidação, então seus compostos exibem propriedades redox. Óxidos e hidróxidos de elementos d têm propriedades básicas, anfotéricas ou ácidas, dependendo do grau de oxidação do elemento d que os forma. d-metais são bons agentes complexantes e formam compostos complexos estáveis. d- metais manganês, cobalto, cobre, zinco são oligoelementos vitais. Os sulfatos desses metais são usados ​​como microfertilizantes, que são utilizados para o tratamento de sementes pré-semeadura e alimentação foliar das plantas. Exemplo: Ferro Fe Fe 1s22s22p63s23р63d64s2 níveis de valência No. 26 26 ē 6º elemento d Fórmulas eletrônicas gráficas Estados de oxidação do Fe: +2, +3, +6. 26 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Compostos importantes 2 FeO → Fe(OH)2 propriedades básicas do óxido básico 3 H3FeO3 → sais de ferrita KFeO2 Fe2 O3 → Fe(OH)3 anfotereno fracamente anfotérico propriedades de H2O HFeO2 6 FeO3 → propriedades ácidas de H2FeO4 → ferro ácido K2FeO4 sais-feratos (oxidantes) O ferro é um microelemento essencial. 3.4. Periodicidade das mudanças nas propriedades dos elementos e seus compostos As propriedades dos elementos químicos mudam periodicamente. Mudam periodicamente: raios atômicos (R); energia de ionização (potencial de ionização I); afinidade eletrônica (E) eletronegatividade (χ) χ=I+E ou χ= I E . 2 Os raios atômicos (R) no período diminuem com o aumento do número de série (periodicidade horizontal). Motivo: A carga do núcleo de um átomo aumenta e o número de níveis de energia em um período é constante. Quanto menor o raio, mais difícil o átomo cede elétrons (diminuição das propriedades metálicas). Em grandes períodos, observa-se: 1. d - compressão (redução do raio na série de d - elementos); 2. f - compressão (redução do raio na série de f - elementos); a) no período VI - compressão de lantanídeos; b) no VII período - compressão actinoide. Nos grupos, com o aumento do número de série, os raios dos elementos aumentam (o padrão principal). Razão: Aumentar o número de níveis de energia. Consequência: Aumentar a capacidade de doar elétrons → fortalecer as propriedades metálicas. Tabela 3.2 - Variação normal do raio em IA - grupo Elemento R, nm Li 0,155 Na 0,189 K 0,236 Rb 0,248 As propriedades metálicas dos elementos aumentam. 27 Cs 0.268 Fr 0.280 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Os elementos Kniga-Service diminuem (o efeito da compressão de lantanídeos). A energia de ionização é a energia necessária para separar um elétron de um átomo. O potencial de ionização I é a menor voltagem (em elétron-volts) que deve ser aplicada a um átomo para remover um elétron dele. O potencial de ionização I caracteriza as propriedades metálicas e redutoras dos elementos. E0 \u003d E + + ē átomo íon Padrão geral: Em períodos com um aumento no número de série, o potencial de ionização aumenta. O valor de I atinge um máximo no final do período. Padrão geral: Os potenciais de ionização em grupos diminuem com o aumento do número de série. Violação do padrão geral: (influência do grau de preenchimento do subnível). Os subníveis que estão completamente preenchidos ou parcialmente preenchidos com elétrons são os mais estáveis ​​(I aumenta). Tabela 3.4 - Influência do grau de preenchimento do subnível no potencial de ionização Elemento Elétrons de valência I, eV N 2s22p3 14,53 O 2s22p4 13,61 Tabela 3.5 - Efeito da compressão de lantanídeos no potencial de ionização Elemento R, nm I, eV Cu 0,128 7,73 Ag 0,144 7 .57 Au 0,144 9,22 Afinidade eletrônica (E, eV) é a energia liberada quando um elétron é ligado a um átomo A afinidade eletrônica caracteriza as propriedades não metálicas e oxidantes dos elementos. Padrão geral: Em um período com um aumento no número de série, a afinidade por um elétron aumenta. Em um grupo, à medida que o número atômico aumenta, a afinidade eletrônica diminui. 28 Copyright JSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Tabela 3.6 - Mudança no valor da afinidade eletrônica no grupo VII - A Elemento E, eV F 3,62 Cl 3,82 Br 3,54 J 3,24 Eletronegatividade (χ) é a capacidade dos átomos de uma molécula de atrair elétrons para si. A medida de eletronegatividade é considerada energia igual à soma das energias de ionização (I) e afinidade eletrônica (E) χ = I + E. Condicionalmente aceito que Li 1 . Convencionalmente, a fronteira entre metais e não metais é 2 (ou 1,7). metais não metais 2< 2 χ >2 Figura 3.1. Limite condicional de metais e não metais Tabela 3.7 - Eletronegatividade dos átomos de alguns elementos Elemento χ Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 metais Ge 2,02 Cl 2,83 F 4,10 não metais As propriedades químicas dos elementos mudam periodicamente. Em um período, as propriedades dos elementos mudam de metálico para não metálico para um gás inerte (nobre). Os estados de oxidação dos elementos mudam periodicamente. O estado de oxidação é a carga de um átomo em um composto convencionalmente aceito como iônico. O estado de oxidação mais alto é o seu valor positivo mais alto. É igual ao número do grupo. Exceções: O, F, Fe, Cu, Ag, Au. O estado de oxidação mais baixo é menor valor sua. Todos os outros estados de oxidação são médios ou intermediários. O estado de oxidação tem um sinal (+) ou (-). Estados de oxidação constante: 1) metais alcalinos I Grupos A: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: +1 2) metais II A - grupos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: +2 3 ) Al: +3 4) H: +1 (exceção - hidretos de NaH) 5) O: - 2 (exceção: OF2) 6) O estado de oxidação do átomo é zero (o átomo é eletricamente neutro) 7) O estado de oxidação da molécula é zero (a molécula é eletroneutra). A valência dos elementos muda periodicamente. A valência é medida pelo número de ligações químicas que um determinado átomo está ligado a outros átomos. A valência não tem sinal. Os valores do estado de oxidação e valência podem não corresponder. Tabela 3.8 – Estado de oxidação e valência do nitrogênio em NH3 e NH4Cl Substância NH3 NH4Cl Estado de oxidação do nitrogênio –3 –3 Valência do nitrogênio 3 4 conexões complexas. Esquema 3.2. Características das propriedades dos elementos Questões para autocontrole 1. Dê a formulação da lei periódica de D.I. Mendeleiev. Explique como você entende. 2. Compare a estrutura do átomo e as propriedades de qualquer macroelemento e microelemento. 3. Explique por que os gases inertes são inertes e os metais alcalinos são ativos. 4. Compare os raios atômicos e os potenciais de ionização em tamanho. 1) sódio e potássio; 2) oxigênio e flúor. 5. Dê exemplos da dependência das propriedades de compostos complexos em relação às propriedades dos elementos que os formam. REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. 30 Copyright JSC "TsKB" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Adicional 1. Química inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Textbook / ed. V.V. Egorova. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 320 p. 2. Guzey, L.S. Química geral /L.S. Guzey, V. N. Kuznetsov, A. S. Guzey. – M.: Ed. Universidade Estadual de Moscou, 1999. - 333 p. 3. Agafoshin, N.P. Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleiev. /N.P.Agafoshin - M.: Educação, 1973. - 208 p. 4. Dmitriev, S.N. Identificação química e estudo das propriedades de metais superpesados. A evolução do sistema periódico D.I. Mendeleev/S.N. Dmitriev - Resumos do XVIII Congresso Mendeleev de Química Geral e Aplicada: Em 5 volumes. ; v.1. – M.: Granica, 2007. – P. 47. 31 Copyright OJSC “Central Design Bureau “BIBCOM” & LLC “Agência Kniga-Service” Aula 4 MANIFESTAÇÃO DA LEI PERIÓDICA NAS PROPRIEDADES ÁCIDO-BASE DE COMPOSTOS INORGÂNICOS 4.1. Relação genética das principais classes de compostos inorgânicos Na natureza, existe um grande número de compostos inorgânicos que pertencem a um pequeno número das principais classes de compostos inorgânicos. Óxidos e hidróxidos diferem no grau de manifestação de propriedades básicas ou ácidas. Os hidróxidos diferem na força do eletrólito. Cada substância, além disso, tem suas próprias características individuais. É necessário representar claramente essa dialética das propriedades químicas dos elementos para poder apresentar a dialética das propriedades químicas dos compostos complexos. As propriedades das principais classes de compostos inorgânicos ajudam a entender a lei periódica e nos permitem confiar nela como uma base confiável de conhecimento. Em todos os fenômenos e processos da natureza há a presença de tendências opostas contraditórias, mutuamente exclusivas. Essas tendências opostas se manifestam nas propriedades dos átomos metálicos, que são capazes de doar elétrons, e nas propriedades dos átomos não metálicos, que são capazes de receber elétrons. Com a complicação da composição das substâncias, essas tendências opostas continuam a se manifestar. Metais típicos e elementos de transição no estado de oxidação mais baixo formam óxidos básicos, e não-metais típicos e elementos de transição em um estado de alta oxidação formam óxidos ácidos com propriedades opostas. Com mais complicações da composição das substâncias, formam-se hidróxidos, com óxidos básicos correspondendo a bases e óxidos ácidos correspondendo a ácidos. Bases e ácidos também têm propriedades opostas. Assim, uma mudança na composição das substâncias leva a uma mudança em suas propriedades. O oposto das propriedades de metais e não metais causa o oposto das propriedades de óxidos básicos e ácidos, e bases e ácidos. Isso é uma prova de que as propriedades das substâncias complexas estão em dependência dialética das propriedades dos átomos dos elementos e, portanto, são interconectadas e interdependentes. Na complicação da composição e propriedades das substâncias, manifesta-se o desenvolvimento da forma química do movimento da matéria. Afinal, a lei periódica contém a ideia de que as propriedades dos compostos complexos dependem das propriedades dos elementos a partir dos quais são formados. Portanto, deve-se esperar, por exemplo, que metais de atividade diferente correspondam a compostos complexos que diferem em propriedades uns dos outros, e metais e não metais que diferem radicalmente uns dos outros correspondam a compostos complexos que diferem acentuadamente uns dos outros. outro. Compostos complexos são formados a partir de substâncias simples. O mais simples dos compostos complexos são os óxidos. Óxidos são substâncias complexas que consistem em dois elementos, um dos quais é o oxigênio. Com a complicação da molécula de óxido devido à adição de água (direta ou indiretamente), obtêm-se hidróxidos. A existência das principais classes de compostos inorgânicos reflete o desenvolvimento da matéria inorgânica. 32 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Book-Service Scheme 4.1. Relação genética das principais classes de compostos inorgânicos e os níveis de desenvolvimento de uma substância química Tabela 4.1 - Níveis de desenvolvimento de uma substância química 4 3 2 1 Sais Hidróxidos Óxidos Átomos de elementos A inconsistência interna é inerente aos fenômenos químicos. É a razão da diversidade de propriedades químicas e da impossibilidade de explicá-las no quadro dos melhores esquemas sem exceções que vão além desse quadro. 4.2. Propriedades químicas dos óxidos, bases, ácidos e sais Óxidos básicos Os óxidos básicos são substâncias complexas constituídas por um metal e oxigénio, às quais correspondem as bases como hidróxidos. Tabela 4.2 - Padrões de desenvolvimento dos metais Propriedades químicas dos óxidos básicos Os óxidos básicos reagem: 1) com óxidos ácidos: Na2O + CO2 = Na2CO3; 2) com ácidos: CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O; 3) com água (apenas óxidos dos metais mais ativos, alcalinos e alcalino-terrosos, reagem): CaO + H2O = Ca(OH)2 CuO + H2O óxidos são substâncias complexas constituídas por um não metal e oxigênio, aos quais os ácidos correspondem como hidróxidos. Tabela 4.3 - Padrões de desenvolvimento dos não metais Propriedades químicas dos óxidos ácidos Os óxidos ácidos reagem: 1) com óxidos básicos: SO3 + Na2O = Na2SO4; 2) com bases: CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O; 3) com água: SO3 + H2O = H2SO4. Bases Bases são substâncias constituídas por um metal e grupos hidroxila OH–. As bases são substâncias que se dissociam para formar íons OH-hidróxido. Metais alcalinos muito ativos (grupo 1, subgrupo principal: Na, K, etc.) metais alcalino-terrosos (grupo 2, subgrupo principal: Ca, Sr, Ba) formam bases fortes (álcalis). São solúveis em água, dissociam-se completamente ( NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2). Metais inativos (todos exceto alcalinos e alcalinos terrosos): Al, Zn, Cu, Fe, Pb formam bases fracas. São pouco solúveis em água, dissociam-se parcialmente: (Cu(OH)2↓, Fe(OH)3↓). Metais mais ativos com menor grau de oxidação formam bases mais fortes 2 3 Fe (OH) 2 > Fe (OH) 3 Obtenção de bases fortes 1) óxido com água: CaO + H2O = Ca (OH) 2; 2) metal com água: 2Na + H2O = 2NaOH + H2; 3) eletrólise da solução salina: NaCl, KCl. 34 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" Produção de bases fracas Sal de um metal pouco ativo com álcali: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4. Propriedades químicas das bases As bases reagem: 1) com ácidos (reação de neutralização): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; 2) com óxidos ácidos: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O; 3) com sais (se se formar um precipitado): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4. Regra: Sais solúveis de metais inativos reagem com bases fortes. Competência profissional: O uso de microfertilizantes CuSO4, FeSO4, MnSO4, etc. em solos alcalinos é ineficaz, pois se tornam insolúveis. Hidróxidos anfóteros Os hidróxidos anfóteros têm propriedades duplas - bases e ácidos ao mesmo tempo. Eles reagem com ácidos e bases. Tabela 4.4 - Metais formando hidróxidos anfotéricos (inconsistência interna de propriedades) Grupo Elementos Grau de oxidação I Au +3 II Be, Zn +2 III Al +3 IV Ge, Sn, Pb +2; +4 VI Cr +3 Propriedades anfotéricas do hidróxido de zinco Zn(OH)2: anfot. Zn(OH)2 ↓+ H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O ácido básico Fundição: anfot. Zn(OH)2 + 2NaOH = H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O ácido base zincato de sódio Em solução: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ou Na Metais com o mesmo estado de oxidação (+2) formam hidróxidos anfotéricos com propriedades semelhantes: Zn(OH)2, Be(OH)2, Ge(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2 Propriedades anfotéricas do hidróxido de alumínio: anfot. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + ácido básico 6H2O Al(OH)3 + NaOH → H3AlO3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O ácido base H2O metaaluminato de sódio metaalumínio ácido HAlO2 Em solução: Al(OH)3 + 3NaOH = Na3 ou Na, ou Na Metais com o mesmo estado de oxidação (+3) formam hidróxidos anfotéricos com propriedades semelhantes: Al(OH)3, Cr(OH)3, Au(OH)3. Ácidos Ácidos são compostos complexos que se dissociam para formar cátions de hidrogênio H+ (prótons). Tabela 4.5 - Ácidos e sais Nome do ácido Ácido clorídrico (clorídrico) Ácido nítrico Fórmula Resíduo do ácido Nome do sal Exemplos de sais HCl Cl - Cloretos NaCl HNO3 Nitratos Sulfatos hidrossulfatos Fosfatos hidrofosfatos dihidrofosfatos sulfitos hidrossulfitos sulfitos hidrossulfetos carbonatos hidrocarbonetos silicatos hidrossilicatos Nitritos KNO3 Na2SO4 NaHSO4 Ca3(PO4) 2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2SO3 NaHSO3 Na2S NaHS Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 NaHSiO3 NaNO2 Cyanide KCN Sulfuric H2SO4 Phosphoric H3PO4 Sulphurous H2SO3 Hydrogen sulfide H2S Coal H2CO3 Silicic H2SiO3 Nitrogen hydrocyanic HNO2 NO3–SO42– HSO4– HPO4SO2–HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO43– HPO43 – S2– HS– CO32– HCO3– SiO32– HSiO3– NO2– HCN CN– Propriedades químicas dos ácidos Os ácidos interagem com: 1) bases 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O; 2) óxidos básicos H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) sais (se for formado um precipitado ou gás): a) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, b) 2HСl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O; 4) Interação de ácidos com metais Ácidos convencionais (típicos) H Cl, H 2 SO4. (raz.). O agente oxidante é H+. Ácidos reagem com metais para liberar hidrogênio. Série de tensão dos metais: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metais localizados na série de tensão até o hidrogênio deslocam o hidrogênio do comum ácidos. No H2SO4 diluído, o agente oxidante são os cátions hidrogênio H+ (aceitar elétrons, mudar o estado de oxidação). 0 2 H 2 SO4 Z n razb. 0 2 2e Zn Zn de 0 2e 2H 0 Zn SO4 H2 o ck H2 1 1 não funciona. H 2 SO 4 Cu razb. 6 5 5 Ácidos oxidantes: H2S O4, H N O3, H N O3 conc. concentrado razb. 6 5 Um agente oxidante é um elemento formador de ácido: S , N . Ácidos oxidantes reagem com metais sem liberar hidrogênio. Ácidos oxidantes podem até reagir com Cu, Hg, Ag (sem evolução de hidrogênio). O H2SO4 concentrado reage com metais sem liberar hidrogênio (o agente oxidante é o íon SO42, ou seja, S). 0 2е Cu vol 6 S 2 Cu 2е okl 4 S 1 1 Ácido sulfúrico concentrado H2SO4 passiva Al, Fe, Cr: 3-2SO4 + 2Fe → Fe2O3 + 3SO2 + 3H2O conc. filme 37 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Kniga-Service Propriedades do ácido nítrico O ácido nítrico tem propriedades oxidantes. 5 No ácido nítrico, os íons NO3 são o agente oxidante (N aceita elétrons, altera o estado de oxidação). Quando o ácido nítrico reage com metais, o hidrogênio não é liberado. O HNO3 concentrado geralmente se transforma em gás NO2 marrom. 5 4 HNO3 NO 2 marrom concentrado HNO3 passiva Al, Fe, Cr. concentrado HNO 3 Al Al 2 O 3 NO 2 conc. filme H 2O HNO3 dissolve Cu, Hg, Ag: conc. HNO 3 Cu conc. Cu NO 3 2 NO 2 H 2O Tabela 4.6 - Interação do ácido nítrico com metais 5 HNO3 razb. metais pouco ativos Cu, Ag, Pb de atividade média Mg, Zn muito ativos Na, K, Ca 2 3 NO N2; N2 O HNO 3 Cu Cu (NO 3) 2 NO H 2O HNO 3 Zn Zn (NO 3) 2 N 2 H2O razb. razb. HNO3Na dil. NaNO 3 NH 3 H 2 O ou HNO 3 Na dil. 3 NH 3 , NH 4 NO 3 0 NaNO 3 NH 4 NO 3 H 2 O Os produtos da interação do ácido diluído com os metais dependem da atividade do metal e do grau de diluição do ácido nítrico. Quanto mais ativo o metal, mais reduzido é o produto de sua transformação. Normalmente, vários produtos são formados de uma só vez. A cinética do processo determina a vantagem da formação de um deles. 38 Copyright OJSC Escritório Central de Design BIBCOM & LLC Agência Kniga-Service Sais Os sais são eletrólitos que se dissociam em cátions metálicos e ânions de resíduos ácidos. Os sais médios consistem em um metal e um resíduo ácido. 1 Exemplo: Na 3 PO 43 - fosfato de sódio. Os sais ácidos (hidrosais) consistem em um cátion metálico e um ânion complexo contendo hidrogênio e um resíduo ácido. 1 Exemplo: Na 2 HPO 42 - hidrogenofosfato de sódio. Os sais básicos (hidroxisais) consistem em um cátion complexo contendo um metal e um grupo hidroxila e um ânion de um resíduo ácido. 2 Exemplo: AlO H Cl 41 - cloridrato de alumínio. Propriedades químicas dos sais Os sais reagem: 1) com bases (se se formar um precipitado): FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl; 2) com ácidos (se houver formação de precipitado ou liberação de gás): AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3, Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O; 3) com sais (se se formar um precipitado): Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl 4) com metais (mais ativos que o metal que forma o sal): CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4. 4.3. Periodicidade das mudanças nas propriedades ácido-base das substâncias químicas As propriedades ácido-base dos compostos complexos dependem das propriedades dos elementos a partir dos quais foram formados: 1. As propriedades dos elementos nos períodos mudam de metálico para não metálico. De acordo com isso, as propriedades dos compostos complexos (óxidos e hidróxidos) mudam periodicamente de básicas para ácidas. 2. Metais ativos (alcalinos e alcalinos terrosos) formam bases fortes (álcalis); 3. Metais menos ativos formam bases fracas; 4. Metais mais ativos e com menor grau de oxidação correspondem a bases mais fortes; 5. Ácidos mais fortes correspondem a não-metais mais ativos e com maior grau de oxidação; 6. Ácidos fortes correspondem a não metais ativos. 39 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" 4.4. Questões de competência profissional 1. O superfosfato de Ca(H2PO4)2 não é adequado para uso em solos alcalinos, pois se transforma em Ca3(PO4)2 insolúvel: Ca(H2PO4)2 + 2Сa(OH)2 = Ca3(PO4)2↓+ 4H2O solúvel em meio alcalino insolúvel 2. Farinha de fosforita Ca3 (PO4) 2 é usada em solos ácidos, onde gradualmente se transforma em dihidrogenofosfato de cálcio solúvel: Ca3 (PO4) 2 + H3PO4 → Ca (H2PO4) 2 insolúvel meio ácido solúvel 3. Microfertilizantes (CuSO4, MnSO4 etc.) não é adequado para uso em solos alcalinos, pois se transformam em compostos insolúveis: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 solúvel alcalino insolúvel meio 4. Na calagem de solos ácidos, calcário CaCO3 ou dolomita farinha CaCO3 MgCO3 é adicionado ao solo. Em solos ácidos, podem ocorrer processos pelos quais a acidez do solo diminui: +H + Ca2+ + CO2 + H2O PPC): N PPC H CaCO 3 PPC Ca 2 CO 2 H 2O 5. Ao rebocar solos alcalinos salinos, gesso CaSO4 2H2O é adicionado ao solo. Processos estão acontecendo no solo de salinização de soda: a) Na 2 CO3 CaSO4 CaCO3 Na 2SO 4 enobrece - facilmente lixivia o solo com chuva, irrigação b) PPC Na Na CaSO 4 PPC Ca 2 Na 2 SO 4 é facilmente lavado Perguntas para autocontrole 1. Liste as principais classes de compostos inorgânicos em ordem de complexidade. 2. Usando um diagrama genético, explique as propriedades químicas de cada classe de compostos inorgânicos. 3. Explique o algoritmo para compilar e verificar fórmulas para produtos químicos complexos. Dar exemplos. 4. Complete as equações das reações possíveis: 1) CaO + H2O → 6) NaOH + Zn(OH)2 → 2) CuO + H2O → 7) Na2SO4 + KCl → 3) Cu + HCl → 8) Na2SO4 + BaCl2 → 4 ) Cu + HNO3 (conc.) → 9) CaCO3 + HCl → 5) NaOH + Ca(OH)2 → 10) CaCO3 + H2SiO3 → 5. Desenhe os esquemas genéticos das principais classes de compostos inorgânicos. 40 Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" 6. Escreva as fórmulas dos seguintes compostos: sulfato de sódio, cloreto de alumínio, fosfato de cálcio, di-hidrogenofosfato de cálcio, nitrato de cobre, cloridrato de alumínio, hidrossulfato de alumínio, hidrossulfeto de sódio. 7. Dê um exemplo da dependência das propriedades ácido-base de um composto químico das propriedades de seu elemento constituinte 8. Explique por que não é aconselhável usar fertilizantes superfosfatos e micronutrientes (sulfato de manganês, sulfato de cobre) em solos alcalinos. 9. Que processos podem ocorrer no solo durante a recuperação química de a) solos ácidos b) solos alcalinos 10. Qual microfertilizante FeSO4 ou ZnSO4 será mais fácil de absorver em solos alcalinos? REFERÊNCIAS Principal 1. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. 2. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006. - 172 p. Adicional 1. Klinsky, G.L. Química Inorgânica /G.L. Klinsky, V. D. Skopintsev. – M.: Ed. MSHA, 2001. - 384 p. 2. Egorov, V.V. Química ecológica. /V.V. Egorov. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 192 p. 3. Vlasov, V. M. Erros que levam a uma explosão. / V. M. Vlasov // Química e vida. - 2006. - Nº 7. - pág. 60. 4. http://www.online-knigi.com/biologiya/agrohimiya-uchebnik-skachat.html 41 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agência Book-Service Tabela 4.7 - Propriedades dos elementos do III período e o nome correspondente de óxidos e hidróxidos Elemento R átomo R íon J, eV Propriedades Na 0,189 0,80 5,14 metal ativo Óxido Na2O óxido básico Hidróxido NaOH base forte Mg 0,160 0,740 7,65 base 5,90 0,074 Cd (constante de dissociação) Al 0,143 0,570 5,99 metal anfotérico ainda menos ativo Al2O3 óxido anfotérico Al(OH)3 base fraca com anfotérico (duplo - básico e ácido) 4 10-13 (ácido. ) 1,38 10-9 (básico) 42 Si 0,134 0,390 8,15 não metálico pouco ativo SiO2 óxido levemente ácido H2SiO3 ácido fraco, insolúvel em água P 0,130 0,350 10,49 não metálico mais ativo P2O5 óxido ácido médio H3PO4 ácido de força média 2 ,2 10-10 7,52 10-3 S 0,104 0,290 10,36 não-metal ativo SO3 óxido fortemente ácido H2SO4 ácido forte Cl 0,999 0,260 13,01 não-metal muito ativo Cl2O7 óxido fortemente ácido HClO4 ácido muito forte & OOO "Serviço de livros da agência" Palestra 5 QUÍMICA FIANÇA 5.1. Ideias modernas sobre a ligação química Em condições normais, muito poucas substâncias consistem em átomos individuais. Estes são gases inertes (por exemplo, hélio He). As demais substâncias consistem em partículas mais complexas (moléculas, íons moleculares, radicais). Uma molécula é uma coleção de átomos que tem uma série de propriedades características. As propriedades de uma molécula dependem da força das ligações químicas e da geometria da molécula. A geometria de uma molécula é a estrutura espacial de uma molécula, que é determinada pelos ângulos de ligação e comprimentos de ligação.As moléculas são formadas a partir de átomos, entre os quais ocorre uma ligação química. Existem várias definições do conceito de "ligação química". Uma ligação química é um fenômeno de combinação de átomos em moléculas (L.S. Guzey). Uma ligação química é a interação de átomos, levando à formação de moléculas e cristais de substâncias simples e complexas e garantindo sua estabilidade (D.A. Knyazev). Uma ligação química é um conjunto de interações entre elétrons e núcleos, levando à combinação de átomos em moléculas (Yu.A. Ershov). A teoria da ligação química é um ramo da química em que as propriedades de uma ligação química são usadas para descrever as propriedades de compostos químicos. Atualmente, não existe uma teoria unificada de ligação química. Existem várias teorias de ligação química (método da ligação de valência, método do orbital molecular, teoria do campo cristalino). 5.2. As principais disposições do método de ligações de valência (MVS) W. Geytler e F. London (1927) Uma ligação química é realizada por dois elétrons com spins opostos. A ligação química é de dois elétrons, dois centros, localizada. Uma ligação química realizada por pares de elétrons é chamada de ligação covalente. Atualmente, o método das ligações de valência é importante para uma compreensão qualitativa da natureza das ligações químicas. Mecanismos de formação de ligações covalentes Mecanismo de troca Uma ligação química é formada devido à sobreposição de dois orbitais de um elétron (Fig. 1). Figura 5.1. Esquema de sobreposição de nuvens de elétrons atômicos pelo mecanismo de troca Quando uma ligação química é formada, a energia do sistema diminui, atingindo um mínimo. 43 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Mecanismo doador-aceitador de formação de ligação Uma ligação química é formada quando o orbital de dois elétrons de um átomo se sobrepõe ao orbital livre de outro átomo. Figura 5.2. Esquema de sobreposição de orbitais de elétrons atômicos pelo mecanismo doador-aceptor Propriedades químicas da amônia As propriedades químicas da amônia são determinadas pela sua capacidade de interagir com água e ácidos pelo mecanismo doador-aceptor, formando compostos de amônio. Neste caso, o doador é o nitrogênio amoniacal, que possui um par de elétrons não ligante, e o aceptor é um cátion hidrogênio, que possui um orbital livre. Compostos de amônio - NH4NO3 (nitrato de amônio), (NH4)2SO4 (sulfato de amônio), NH4Cl (cloreto de amônio), NH4H2PO4 e (NH4)2HPO4 (ammofos) são fertilizantes minerais valiosos. Sua produção na indústria é baseada nas reações: HCl → NH4Cl: NH3 + HNO3 → NH4NO3 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 NH3 + H3PO4 → NH4H2PO4 2 NH3 + H3PO4 → (NH4)2HPO4: NH3 + 5.2.2. Ligação covalente Quando uma ligação química é formada, a energia do sistema diminui e atinge um mínimo. A formação de uma ligação química é um processo exotérmico. Uma ligação covalente é caracterizada pelas seguintes propriedades: O comprimento da ligação é a distância entre os núcleos de uma molécula. Quanto menor o comprimento da ligação, mais forte é a ligação química. A energia de ligação é a energia que é liberada durante a formação de uma ligação química (kJ/mol). Quanto maior a energia de ligação, mais forte a ligação. A saturação de ligação é a capacidade dos átomos de formar um certo número limitado de ligações covalentes. 44 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Book-Service Scheme 5.1. Propriedades de uma ligação covalente 5.2.3. Variedades de ligação química - uma ligação é formada quando os orbitais de elétrons se sobrepõem em uma linha que conecta os centros (núcleos) dos átomos. Figura 5.3. Esquema de formação - conexões Os orbitais se sobrepõem profundamente, proporcionando o máximo ganho de energia. Se uma ligação simples (simples) ocorre entre dois átomos, então esta é uma ligação. A ligação é formada pela sobreposição de orbitais p localizados perpendicularmente à linha de ligação principal. Figura 5.4. Esquema da formação de ligações - Existem duas áreas de sobreposição, em ambos os lados da linha reta que liga os núcleos dos átomos. A ligação π, que é menos forte que a ligação α, quebra primeiro. Uma ligação π é formada apenas na presença de uma ligação -. Esses links são muito diferentes. Ao redor da conexão é possível a rotação axial livre. A rotação em torno da ligação π é impossível, pois possui duas áreas de sobreposição. 45 Copyright JSC "Central Design Bureau" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Multiplicidade de ligações químicas Uma ligação covalente realizada por um par de elétrons é chamada de ligação simples. A multiplicidade de uma ligação química é o número de pares de elétrons que formam ligações (ligação dupla ou tripla). As propriedades dos produtos químicos, sua atividade, dependem do número de pares de elétrons que formam ligações químicas nas moléculas. Assim, os hidrocarbonetos insaturados com uma ligação dupla ou tripla (alcenos ou alcinos) são oxidados pelo permanganato de potássio, descolorem a água de bromo e os hidrocarbonetos saturados com uma ligação simples com uma cadeia não ramificada não entram em tais reações em condições normais. 5.2.4. Tipos de ligações químicas Ligação apolar covalente Uma ligação apolar covalente é formada entre átomos idênticos do mesmo elemento com a mesma eletronegatividade. Moléculas apolares de substâncias simples: H2, O2, N2, Cl2 Н + Н Н:Н o par de elétrons está localizado simetricamente Ligação polar covalente Uma ligação polar covalente é formada entre átomos de diferentes elementos com eletronegatividade diferente. HCl, H2O, NH3, H2S Quanto mais polar a molécula, mais reativa ela costuma ser. A polarização é o deslocamento da nuvem de elétrons de ligação. A medida da polarização são as cargas efetivas dos átomos (q). Muitas moléculas simetricamente construídas de substâncias complexas são apolares, embora as ligações entre elas sejam polares: CH4, CCI4, SO3, BeCl2, CO2, C6H6 O=C=O 8,99∙10-30 C∙m ← → 8,99∙10- 30 C ∙m O momento de dipolo elétrico entre cargas é igual ao produto da carga do dipolo pela distância=ql (C∙m) Os momentos de dipolo elétrico são grandezas vetoriais, então os momentos de dipolo das ligações em uma molécula são somados como vetores. 5.2.5. O grau de ionicidade da ligação 1. A carga teórica calculada de um átomo em uma molécula é igual ao estado de oxidação 1 1 HF 1 2 H2O 46 3 1 N H3 densidade eletrônica e é determinada experimentalmente. 0,42 0,42 0,18 0,18 0,05 0,05 H F H Cl H I O grau de ionicidade i (%) é igual à razão entre qeff efetiva e cargas atômicas qcalc calculadas. q eff i 100%. q calculado Tabela 5.1 – Grau de ionicidade i(%) de alguns compostos químicos Substância HF LiF NaCl NaF RbCl i (%) 42 84 90 97 99 O grau de ionicidade é igual à diferença de eletronegatividade Δχ dos átomos que formam esta ligação. O valor Δχ = 1,7 é tomado condicionalmente como o grau de ionicidade correspondente das ligações, igual a 50%. É aceito condicionalmente que ligações com Δχ > 1,7 e i > 50% são iônicas, e ligações com Δχ<1,7 и i <50% - ковалентными полярными. Степень ионности в неполярных молекулах (H2, O2, Cl2) равна нулю. Внесистемной единицей дипольного момента является Дебай (Д). 1Д = 3,33∙10-30 Кл∙м Если дипольный момент молекулы равен нулю, то молекула является неполярной. Если дипольный момент молекулы отличен от нуля, то молекула является полярной. Таблица 5.2 – Зависимость типа химической связи от величины μ (Д) Дипольный момент (Д) Тип химической связи 0 До 4Д 4-11Д неполярная полярная ионная Ионная связь Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи. Ионная связь – это химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением Ионная связь образуется между элементами с резко противоположными свойствами (активными металлами и неметаллами) 47 Ионная связь – это предельно поляризованная связь Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства ионной связи ненаправленность ненасыщаемость соединения с ионной связью легко диссоциируют образуются твердые тела с ионным кристаллическим строением Под действием полярных молекул растворителя происходит электролитическая диссоциация электролитов. Чем более полярна химическая связь, тем легче идет диссоциация. Диссоциация легче всего идет по ионной связи. Таблица 5.3 – Условное деление вещества на полярные и ионные Степень ионности i XA - XB > 50 % < 50% > 1,7 < 1,7 (Д) Тип вещества > 4-11 > 0-4 polar iônico 5.2.6. Hibridação de orbitais atômicos A hibridização é a mistura de diferentes orbitais atômicos, resultando em seu alinhamento em forma e energia. Figura 5.5. Esquema de hibridização de orbitais de valência O número de orbitais híbridos formados é igual ao número de orbitais atômicos iniciais envolvidos na hibridização. Os casos mais simples de hibridização ocorrem ao misturar os orbitais s e p. 1. Com hibridização sp, dois orbitais são misturados - s (forma de bola) ep (forma de haltere). Neste caso, dois orbitais híbridos são formados, tendo a forma de um haltere assimétrico. Eles estão localizados na mesma linha em um ângulo de 180o. Isso determina a geometria das moléculas com hibridização sp do átomo central. Tal molécula tem uma estrutura linear. Um exemplo é a molécula BeF2, na qual sp é a hibridização do átomo de berílio em estado excitado. Figura 5.6. Esquema de uma molécula linear BeF2 2 2. Durante a hibridização sp, três orbitais são misturados - um s e dois p - orbitais. Neste caso, três orbitais híbridos são formados. Eles estão localizados no mesmo plano e são orientados em um ângulo de 120o entre si. Este tipo de hibridização corresponde à geometria de um triângulo plano. Um exemplo é a molécula de fluoreto de boro BF3. Figura 5.7. Esquema de uma molécula BF3 triangular 3. Durante a hibridização sp3, quatro orbitais híbridos são formados. Elas estão orientadas em um ângulo de 109o28" entre si, alongadas até os vértices do tetraedro. Um exemplo é a molécula de metano CH4, que tem a forma de um tetraedro. e o oxigênio. O ângulo de ligação nessas moléculas é próximo ao tetraédrico , mas não igual a ele.Na molécula de NH3, o ângulo de ligação é de 107,3o.A distorção do ângulo do tetraedro ocorre devido à influência de um orbital não ligante.Na molécula de água, o ângulo de ligação é de 104,5o devido à influência de dois orbitais não ligantes Amônia NH3 (forma de pirâmide trigonal) Água H2O Forma angular da molécula Figura 5.9 Esquema do efeito de orbitais não ligantes na geometria das moléculas conexão entre um grande número de cátions metálicos localizados nos nós do cristal metálico treliça, realizada com a ajuda de elétrons em movimento livre ektrons (gás de elétrons). As características da estrutura dos metais levam a propriedades como condutividade elétrica, condutividade térmica, ductilidade, brilho metálico. As redes cristalinas mais comuns de metais são cúbicas e centradas na face. O conceito de energia de ligação não é aplicável às ligações metálicas devido à sua natureza multicêntrica. 5.2.8. Ligação de hidrogênio Uma ligação de hidrogênio é uma ligação entre um hidrogênio ligado a um átomo de um elemento fortemente eletronegativo e um átomo do mesmo elemento de outra (ou da mesma) molécula. A ligação de hidrogênio se deve a: 1. Atração eletrostática do próton e do grupo polar. 2. Interação doador-aceitador. Ligação de hidrogênio intermolecular: 1. Associação H2O; (H2O)2; (H2O)5; (H2O)n Esquema de ligações de hidrogênio 5.2. Efeito das ligações de hidrogénio nas propriedades dos produtos químicos 5.3. O conceito do método dos orbitais moleculares (1928-1932) R. Mulliken Físico-químico americano Mulliken (Mulliken) Robert Sanderson. Pelo estudo de ligações químicas e estruturas eletrônicas de moléculas pelo método dos orbitais moleculares, foi agraciado com o Prêmio Nobel de Química (1966). 50 Copyright OJSC Central Design Bureau Agência BIBCOM & LLC Kniga-Service Disposições Básicas do Método Orbital Molecular Uma molécula é uma coleção de núcleos e elétrons, na qual cada elétron se move no campo de todos os outros elétrons e todos os núcleos. Uma ligação química pode ser não apenas de dois elétrons, mas também de três elétrons, multielétron e multicêntrico. O método do orbital molecular é o método do orbital atômico estendido à molécula. Um orbital molecular é uma combinação linear de orbitais atômicos. A função de onda de um orbital molecular é obtida como resultado da adição ou subtração de funções de onda atômicas. Um orbital ligante é um orbital cuja função de onda é obtida pela soma das funções de onda dos orbitais atômicos. Tem menos energia do que um orbital atômico. Um orbital antiligante é um orbital cuja função de onda é obtida pela subtração das funções de onda dos orbitais atômicos. Tem mais energia do que um orbital atômico. Figura 5.10. Esquema da formação de orbitais moleculares na molécula de hidrogênio H2 O método dos orbitais moleculares é mais complexo que o método das ligações de valência. No entanto, seu uso permite explicar algumas propriedades de substâncias que não podem ser explicadas por ligações de valência (por exemplo, as propriedades paramagnéticas do oxigênio). Interações intermoleculares As propriedades de uma substância dependem não apenas das propriedades das moléculas individuais, mas também de suas associações. No estado gasoso, as forças de interação entre as moléculas são fracas, então as propriedades das moléculas individuais são da maior importância. Nos estados líquido e sólido, as forças de interação entre as moléculas são de grande importância. As forças intermoleculares universais de interação são chamadas de forças de van der Waals. 51 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" Eles têm 4 componentes: forças de orientação (entre moléculas polares); forças de indução (entre moléculas polares e apolares); forças dispersas; energia de repulsão das camadas eletrônicas. O significado prático das interações intermoleculares é grande. Eles afetam as propriedades físicas e químicas das substâncias. Para determiná-los, são utilizadas abordagens baseadas nas leis da física clássica e métodos teóricos da química quântica. Perguntas para o autocontrole 1. O que é uma ligação química? 2. Dê exemplos de substâncias com ligações apolares, polares e iônicas. 3. Explique a manifestação do mecanismo doador-aceitador de formação de ligação usando as propriedades químicas da amônia como exemplo. 4. Explicar a geometria das moléculas com SP3 - hibridização do átomo central (CH4, NH3, H2O). 5. Compare as propriedades das ligações covalentes e iônicas. 6. Substâncias com que tipo de ligação química se dissociam mais facilmente? 7. Quantas ligações π existem em uma molécula de ácido sulfúrico? 8. Como a polaridade de uma ligação química muda na série HCl –––––– NaCl ? REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. Adicional 1. Klinsky, G.D. Química Inorgânica /G.D. Klinsky, V. D. Skopintsev. - M: Editora da Academia Agrícola de Moscou, 2001. - 384 p. 2. Gelfman, M.I. Química Inorgânica / M.I. Gelfman, V. P. Yustratov. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 528 p. 3. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 4. ru.wikipedia.org 52 Copyright OJSC «Central Design Bureau «BIBCOM» & LLC «Agência Book-Service» Palestra 6 TEORIA MODERNA DE SOLUÇÕES 6.1. Classificação de sistemas dispersos Um sistema disperso é um sistema no qual uma substância é distribuída uniformemente na forma de partículas dentro de outra substância. A fase dispersa (DP) é uma substância finamente dividida. Um meio de dispersão (DS) é uma substância na qual uma fase dispersa é distribuída. Tabela 6.1 - Classificação dos sistemas dispersos de acordo com o grau de dispersão Sistemas grosseiramente dispersos Sistemas coloidais Soluções verdadeiras Atualmente aceita-se a seguinte definição de solução: Soluções são sistemas homogêneos, termodinamicamente estáveis, de composição variável, constituídos por um soluto, um solvente e produtos de sua interação. O solvente predomina quantitativamente. O soluto está em menor quantidade. A dissolução de uma substância é acompanhada por efeitos térmicos: Tabela 6.2 - Efeitos térmicos do processo de dissolução Processo endotérmico (absorção de calor) - quebra de ligação ΔН1 > 0 Processo exotérmico (liberação de calor) - formação de novas ligações (solvatação, hidratação ΔН2< 0 общий тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2 53 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило: Подобное растворяется в подобном. Полярные вещества – в полярных растворителях HCl – в H2O полярн. полярн. Неполярные вещества – в неполярных растворителях I2 – в бензоле неполярн. неполярн. 6.2. Способы выражения состава растворов Концентрация раствора – это величина, характеризующая содержание растворенного вещества в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя. Таблица 6.3 – Способы выражения состава растворов 6.3. Концентрация почвенного раствора и осмос Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемые мембраны. Движущими силами осмоса являются: переход в состояние с более низким уровнем энергии; выравнивание концентраций по обе стороны мембраны; увеличение энтропии (неупорядоченности системы). Величина осмотического давления черноземов при орошении составляет 0,5-5,0 МПа, а солонцов в засушливых районах 5-17 МПа. 54 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.4 – Осмотическое давление растительной клетки 6.4. Растворы электролитов 6.4.1. Водные растворы Важнейшим растворителем является вода. Водные растворы имеют огромное значение для живых организмов, в них проходят биохимические процессы. Распространение в природе и применение в промышленности и сельском хозяйстве. Таблица 6.5 – Биологическая роль воды Свойства воды 1. Молекула воды имеет угловую конфигурацию, так как имеет место SP3 – гибридизация электронных орбиталей атома кислорода 2. Электрический дипольный момент μ = 6,17∙10-30 Кл∙м (очень большой) 3. Диэлектрическая проницаемость = 81 (высокая) 4. Молекула воды полярна. 5. Степень ионности связи = 33% 6. Вода - уникальный растворитель. 55 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 7. Молекулы воды образуют водородные связи; вступают в диполь – дипольные и ион-дипольные взаимодействия. В жидком состоянии молекулы воды ассоциированы: (Н2О)2; (Н2О)3; (Н2О)4; (Н2О)х. В estrutura de cristal gelo, cada átomo de oxigênio está ligado a 4 átomos de oxigênio de 4 moléculas de água por quatro ligações de hidrogênio. Existem cavidades entre as moléculas de água. Figura 6.1. Impacto da informação no cristal de água 6.4.2. Teoria da dissociação eletrolítica Os conceitos de "eletrólitos" e "não-eletrólitos" já eram conhecidos no século XIX. Eletrólitos são substâncias cujas soluções (ou derretimentos) não conduzem eletricidade. Não eletrólitos são substâncias cujas soluções (ou derretimentos) não conduzem eletricidade. Para as propriedades gerais (coligativas) de soluções não eletrolíticas, a lei de Raoult-Vant Hoff foi descoberta: uma diminuição na pressão de vapor saturado sobre uma solução, um aumento no ponto de ebulição, uma diminuição no ponto de congelamento em proporção ao molar concentração da solução. Verificou-se que as soluções eletrolíticas não obedecem à lei de Raoult-Vant Hoff. Para eletrólitos, todas as propriedades coligativas são de maior importância. Por exemplo, para KCl ≈ 2 vezes, para BaCl2 ≈ 3 vezes. O problema é: por que isso acontece? Em 1887, S. Arrhenius (Suécia) propôs a teoria da dissociação eletrolítica. A dissociação eletrolítica é a desintegração de moléculas em íons sob a ação de um solvente (para soluções aquosas, sob a ação da água). Íons são partículas que possuem carga. Os cátions têm uma carga (+). Os ânions têm uma carga (-). Eletrólitos são substâncias que conduzem eletricidade com seus íons. As propriedades coligativas das soluções eletrolíticas são maiores porque o número de partículas de soluto aumenta durante a dissociação. HCl = H+ + Cl– 1 partícula 2 partícula Arrhenius era um defensor da teoria física das soluções, afirmando que o soluto não interage com o solvente. DI. Mendeleev criou a teoria química das soluções (1887). Ele provou que um soluto e um solvente interagem para formar solvatos (para soluções aquosas, hidratos). São berthollids. I A. Kablukov combinou a teoria física de Arrhenius e a teoria química de Mendeleev. A teoria da dissociação eletrolítica subiu para um novo nível mais alto.A principal razão para a dissociação é a solvatação (hidratação). Alguns íons são altamente hidratados. Assim, a energia de hidratação do cátion hidrogênio (próton) é alta H +: H + + H2 O: \u003d H3O + cátion doador de hidroxônio aceptor Em uma solução aquosa não há cátions H + livres, eles se transformam em cátions hidroxônio fortes H3O +. 6.4.3. Características quantitativas da dissociação eletrolítica Existem duas características quantitativas da dissociação eletrolítica - o grau de dissociação e a constante de dissociação. 1. O grau de dissociação eletrolítica () é a razão entre o número de moléculas decompostas em íons e o número total de moléculas do soluto. O grau de dissociação é medido em frações de uma unidade ou em porcentagem: O 1 ou O 100%. (%) = Sdiss 100%. Geral O grau de dissociação depende: da natureza do soluto (substâncias com um tipo de ligação química iônica e fortemente polar se dissociam melhor); na natureza do solvente (no valor de sua constante dielétrica); na concentração da solução (quando a solução é diluída, o grau de dissociação aumenta); na temperatura; da presença de íons de mesmo nome (o grau de dissociação diminui). Tabela 6.6 - Dependência da força eletrolítica do grau de dissociação e constante de dissociação (Kd) Grau de dissociação () 30% 3% Força eletrolítica Kd 30%< 3% >10-2 Forte 10-2 – 10–4 Médio< 10–4 слабый 2. Константа диссоциации Кд находится на основании закона действия масс для слабых электролитов. КА ↔ К+ + А. Кд = . Кд не зависит от концентрации. 6.4.4. Свойства сильных электролитов Сильные электролиты в растворе диссоциированы полностью. Движение ионов стеснено притяжением друг к другу ионов с противоположными зарядами. Каждый ион окружен «ионной атмосферой», состоящей из противоположно заряженных ионов, которая тормозит его движение. Поэтому все свойства растворов электролита, зависящие от концентрации, проявляются не в соответствии с полной диссоциацией электролита, а в меньшей степени. Для оценки состояния ионов в растворе применяют величину, называемую активностью (а). Активность иона – это его условная, эффективная концентрация, в соответствии с которой он действует при химических реакциях. Активность иона (а) равна его концентрации (с), умноженной на коэффициент активности f: a = f∙C. Коэффициент активности иона зависит от его заряда и от ионной силы раствора I. Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда: I 1 C1 Z 12 2 C 2 Z 22 ... C n Z n2 . Если вместо значений концентраций пользоваться значениями активности, то закон действия масс можно применить и к сильным электролитам. При этом можно получить значения констант диссоциации сильных кислот. Это дает возможность сравнивать свойства не только слабых, но и сильных электролитов (Kд>10–2 - forte; Kd<10–4 – слабые; Kд = 10–2 – 10–4 – средние). 58 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.7 – Константы диссоциации некоторых электролитов при 25оС в водных растворах Слабые электролиты Сильные электролиты Электролит Кд Электролит Угольная кислота Н2СО3 К1 = 4,5∙10-7 Сероводородная кислота К1 = 6∙10-8 К2 = 4,7∙10 К2 = 1∙10 -11 -14 К1 = 8∙10-3 Ортофосфорная кислота К2 = 6∙10 -8 К3 = 1∙10-12 Кд Азотная кислота НNO3 Кд = 43,6 Хлороводородная кислота HCl 1∙107 Бромоводородная кислота HBr 1∙109 Йодоводородная кислота HJ 1∙1011 Упрощенно можно применить к электролитам более простую классификацию, разделив их на две группы – сильные и слабые. При этом все электролиты, не являющиеся сильными, относятся к слабым. 6.4.5. Типы электролитов Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, необратимо. Слабые электролиты диссоциируют частично, обратимо. Таблица 6.8 – Сильные и слабые электролиты Кислоты HCl HBr Hl HNO3 H2SO4 HClO4 Основания Соли Гидроксиды Практически активных – все щелочных и (растворимые) щелочноземельных NaCl металлов KNO3 CuSO4 NaOH FeCl3 KOH Al2(SO4)3 Ca(OH)2 ZnSO4 Ba(OH)2 59 Кислоты Основания Вода H2CO3 H2SiO3 H2SO3 H2S HCN H3PO4 Органические кислоты Гидроксиды малоактивных металлов и гидроксид аммония Cu(OH)2↓ Fe(OH)3↓ Zn(OH)2 NH4OH(р-р) H2O Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 6.4.6. Диссоциация электролитов Таблица 6.9 - Диссоциация кислот, оснований и солей Диссоциация кислот Кислотность определяется присутствием ионов водорода Н+ Диссоциация оснований Щелочность среды определяется присутствием гидроксид-ионов ОН– Диссоциация солей 60 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 6.4.7. Реакции в растворах электролитов Реакции в растворах электролитов идут в сторону образования прочных, устойчивых соединений, являющихся осадком, газом или слабым электролитом. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций сильные электролиты записывают в виде отдельных ионов, а слабые – в виде молекул. Пример: 1. Молекулярное уравнение реакции CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl сильн. сильн. слаб. сильн. 2. Полное молекулярно-ионное уравнение реакции Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl– 3. Сокращенное молекулярно-ионное уравнение Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ 6.4.8. Гидролиз солей Гидролиз – это обменное взаимодействие соли с водой. Гидролизу подвергаются соли, при взаимодействии которых с водой образуется хотя бы одно прочное, устойчивое соединение, являющееся слабым электролитом (или сложный, малодиссоциирующий ион). Гидролизу подвергаются соли, содержащие катион слабого основания или анион слабой кислоты или то и другое вместе (AlCl3, Na2CO3, Al2S3). Гидролизу не подвергаются соли, содержащие катионы сильного основания и анионы сильной кислоты (NaCl, K2SO4, KNO3). Периодический закон Д.И. Менделеева может быть применен к свойствам растворов. Периодический закон помогает понять взаимосвязь между свойствами атомов элементов и свойствами систем, содержащих ионы этих элементов. Так, например, изменение теплоты гидратации катионов металлов является функцией потенциалов ионизации атомов этих металлов. Чем больше заряд катиона металла и меньше радиус, тем более сильнее электрическое поле он создает, сильнее подвергается гидролизу. Поэтому гидролиз по катиону Al3+ идет, а гидролиз по катионам Na+ и K+ не идет. Алгоритм составления уравнений гидролиза 1. Составить уравнение диссоциации соли. Выявить ион, образующий слабое основание или слабую кислоту: AlCl3 = Al3+ + 3Cl- катион слабого основания 2. Составить сокращенное молекулярно-ионное уравнение по иону слабого электролита. Определить реакцию среды: Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+ кислая среда 61 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 3. Составить молекулярное уравнение гидролиза: AlCl3 + HOH ↔ AlOHCl2 + HСl Чем слабее основание или кислота, образующие соль, тем сильнее идет гидролиз. Степень гидролиза (h) - это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу (Сгидр.) к общей концентрации соли в растворе (Ссоли): h= С гидр С соли 100% . Константа гидролиза (Kг) выводится на основании константы равновесия (Kр) CN– + HOH ↔ HCN + OH– Kp = ; Кг = . Управление процессом гидролиза Усиливают гидролиз: разбавление; нагревание; удаление продуктов гидролиза (осадок, газ). Подавляет гидролиз добавление одного из продуктов гидролиза. Значение гидролиза для почвы Систематическое применение в качестве удобрения солей аммония увеличивает кислотность почвы: 1) NH4Cl = NH4+ + Cl–; слаб. 2) NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+; кислая среда 3) NH4Сl + HOH ↔ NH4OH + HCl. 6.4.9. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН Диссоциация воды: H2O ↔ H+ + OH – слабый электролит Константа диссоциации: Kр = на основании закона действия масс [ H 2 O] Ионное произведение воды при 25оС: = 10–14 Для воды и разбавленных растворов электролитов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. 62 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Из этого следует: 1. Нейтральная среда а) = [ОH–] 2. Кислая среда >10–7(10–6, 10–5, 10–3) b) ∙ = 10–14 c) 2 = 10–14 10 14 d) [H] 2 e) = 10–7 – em meio neutro 3. Ambiente alcalino< 10–7(10–8, 10–9, 10–10) Таблица 6.10 – Реакция среды Среда , моль/л Нейтральная 10-7 Кислая >10-7 -6 (10, 10-5, 10-3) Alcalina > 10-7 -8 (10, 10-9, 10-10) O grau de acidez ou alcalinidade da solução é caracterizado pela concentração de hidrogênio Íons Índice de hidrogênio A acidez ou alcalinidade da solução pode ser caracterizada pelo valor do valor de pH. O valor de pH é o logaritmo decimal negativo da concentração de íons de hidrogênio. pH \u003d - lg - a concentração molar de cátions de hidrogênio, ou mais precisamente pH \u003d - lg a H a H - a concentração ativa de cátions de hidrogênio. = 10-pH Índice de hidróxido O índice de hidroxila pOH é o logaritmo negativo da concentração de íons hidróxido. pOH = - lg = 10–pOH Fórmulas para resolver problemas 1) ∙ = 10–14; 4) pH + pOH = 14; 2) pH = – lg; 5) = 10–pH; 3) pOH = – log[OH–]; 6) = 10–pH. + 63 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" e OOO "Agency Book-Service" Figura 6.1. Esquema de mudanças de pH quando o ambiente muda Tabela 6.11 - O valor da acidez do ambiente Solo Chernozem Podzólico Solonchaks pH Planta Optim. pH Solução pH Batata 4,5-6,3 Sangue 7,4 3,5-6 Repolho 7,8-7,4 Suco gástrico 1,7 8-9 Beterraba 7,0-7,5 Água da torneira 7,5 7 6.4.10. Importância das soluções As soluções são amplamente distribuídas na natureza, são utilizadas em tecnologia, são de grande importância para os organismos vivos. Tabela 6.12 - Soluções eletrolíticas na natureza Águas naturais de rios, lagos, mares, oceanos Soluções do solo Fluidos biológicos e tecidos de organismos vivos Soluções eletrolíticas em tecnologia são usadas para obter compostos químicos valiosos (ácidos, bases, sais), fertilizantes minerais. Na biologia, o papel das soluções é grande porque todos os processos celulares ocorrem em soluções aquosas. As plantas assimilam macro e microelementos nutritivos de soluções aquosas do solo. Liquid permite criar sistemas multifuncionais de controle e informação. Protótipos desse sistema são Célula viva e o cérebro humano. Perguntas para o autocontrole 1. O que é dissociação eletrolítica? 2. Dê exemplos de eletrólitos fortes e fracos. 3. Por que nem todos os sais sofrem hidrólise? 4. Calcule o pH e o pOH de uma solução de KOH 0,0001 mol/l. 5. Como suprimir a hidrólise do FeCl3? 6. Como preparar 3 kg de solução de NaCl a 6%? 7. Por que o sulfato de ferro FeSO4∙7H2O às vezes é usado para melhoria química de solos fracamente alcalinos? 8. Por que o uso de microfertilizantes CuSO4, FeSO4 é ineficaz em solos alcalinos? 9. Como o pH do solo pode mudar com o uso sistemático de nitrato de amônio NH4NO3? 10. Por que as plantas murcham em concentrações muito altas de sal no solo? 64 Copyright JSC Central Design Bureau BIBCOM & OOO Agency Book-Service REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. Adicional 1. Egorov, V.V. Química ecológica. /V.V. Egorov. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 192 p. 2. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006. - 172 p. 3. http://www.ecology-portal.ru/publ/1-1-0-124 65 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" Palestra 7 REAÇÕES REDOX 7.1. Teoria moderna reacções redox (ORD) 7.1.1. Importância dos processos redox Os processos redox estão entre os processos mais importantes do mundo ao nosso redor. As transformações de muitos elementos e compostos na natureza estão associadas a uma cadeia de reações redox que ocorrem sequencialmente. Respiração, auto-renovação de corpos protéicos, fotossíntese, assimilação de alimentos pelos animais, assimilação de dióxido de carbono e alguns macro e microelementos pelas plantas, etc. - tudo é baseado em reações redox. De grande importância são as propriedades redox do solo, nas quais ocorre constantemente um ciclo de transformações de substâncias, assemelhando-se ao metabolismo de um organismo vivo. A circulação na natureza dos "elementos da vida" mais importantes - nitrogênio, enxofre, carbono - está associada a processos redox. Tanto no solo quanto nas plantas, esses elementos sofrem transformações redox. Em caso de violação das recomendações científicas sobre o uso de fertilizantes nitrogenados (taxas de fertilizantes, doses de sua aplicação, época, falta de consideração da dinâmica da composição do solo, condições de temperatura, regulação da irrigação) são criadas condições para perturbar o equilíbrio ecológico, envenenando os produtos agrícolas com nitratos e nitritos devido à impossibilidade de redução normal de nitratos a amônia. Tabela 7.1 - O valor de OVR para as plantas Fonte de recursos energéticos para os organismos vivos Assimilação pelas plantas de determinados nutrientes Formação de húmus no solo, aumentando sua fertilidade OVR Processos de transformação de nutrientes no solo (ferro, manganês, nitrogênio, enxofre) nitrogênio, carboidrato, enxofre) As reações redox são de grande importância tecnológica. Eles são usados ​​para obter metais na indústria, para obter ácidos, fósforo, halogênios, hidrogênio, etc. Com a ajuda de reações redox, obtém-se energia que é usada na tecnologia automotiva, de foguetes e de aviação. Muitos problemas ambientais do nosso tempo estão associados a reações redox, por exemplo, poluição da atmosfera com óxidos de nitrogênio e enxofre, resíduos de empresas industriais e a possibilidade de convertê-los em substâncias que têm aplicações úteis. O estudo dos processos redox cria uma base para a compreensão de uma série de perguntas difíceis química inorgânica, química orgânica, física, biológica, agronômica, ciência do solo e disciplinas especiais. Tabela 7.2 - Conexões intra-sujeitos e inter-sujeitos da teoria OVR 7.1.2. As principais disposições da teoria OVR Reações redox são reações nas quais os estados de oxidação dos elementos mudam devido à transferência de elétrons de um átomo para outro. A recuperação é o processo de adição de elétrons a um átomo, íon ou molécula de uma substância. A oxidação é o processo de doação de elétrons de um átomo, íon ou molécula de uma substância. Um agente redutor é uma partícula (átomo, íon, molécula) que doa elétrons. Um agente oxidante é uma partícula (átomo, íon, molécula) que aceita elétrons. Quando reduzido, o estado de oxidação de um elemento diminui. Quando oxidado, o estado de oxidação de um elemento aumenta. O processo redox é uma unidade de dois processos opostos. A agente redutor (oxidado) -e– – +e B agente oxidante (reduzido) Os agentes redutores mais importantes 2 Metais, H2; HBr; OI ; NaBr; KI; H2S2; Na2S2; FeSO4; CO. Os oxidantes mais importantes Halogênios (F2, Cl2, Br2, I2), oxigênio O2; HNO3 (conc. e dil.), H2SO4 (conc.), KMnO4, K2Cr2O7. As propriedades redox das substâncias mudam periodicamente. 67 Copyright JSC "TsKB "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" No período de aumento do número de série, as propriedades dos elementos mudam de metálicas para não metálicas, portanto, de redutoras para oxidantes. No grupo de cima para baixo, as propriedades metálicas dos elementos aumentam e, consequentemente, as propriedades redutoras (capacidade de doar elétrons). Regra do equilíbrio eletrônico O número de elétrons doados pelo agente redutor deve ser igual ao número de elétrons recebidos pelo agente oxidante. 7.1.3. Cálculo do estado de oxidação de um elemento Estado de oxidação Atualmente aceita-se o seguinte conceito de estado de oxidação: O estado de oxidação é a carga condicional do átomo de um elemento, calculada assumindo que a molécula consiste em íons. As seguintes definições de estado de oxidação também podem ser propostas: O estado de oxidação é a carga condicional de um átomo de um elemento em um composto, formalmente tomado como iônico. O estado de oxidação é a carga condicional de um átomo em uma molécula hipotética que consiste em íons. Usando o conceito de "estado de oxidação" queremos avaliar como a carga de um elemento muda quando seus átomos doam ou ganham elétrons. Quantitativamente, o grau de oxidação é determinado pelo número de elétrons doados ou aceitos por um átomo. Regras básicas: 1. O estado de oxidação do elemento no estado atômico é zero 2. A molécula é eletricamente neutra 3. O estado de oxidação do elemento nas moléculas de substâncias simples é zero O (exceto O em O F 2); metais do grupo IA (Na+, K+); metais do grupo IIA (Ca + 2, Ba + 2), alumínio Al + 3 (grupo III A). Estado de oxidação: 2 metais só podem ser positivos: Na 2 O, C aO; 2 6 não-metal podem ser tanto positivos quanto negativos: H 2 S, S O 3; não-metal mais eletronegativo na combinação de dois não-metais - 6 2 negativo: S O 3; é zero se o número de elétrons no átomo for igual à carga do núcleo; positivo se o número de elétrons no átomo for menor que a carga do núcleo; negativo se o número de elétrons for maior que a carga do núcleo; o valor e o sinal do estado de oxidação dependem da estrutura do átomo. 68 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Algoritmo para calcular o grau desconhecido de oxidação na molécula 1. Designar os estados de oxidação conhecidos dos elementos; 2. Compor uma equação para a soma algébrica dos estados de oxidação de todos os elementos, que é zero (levando em consideração o número de átomos de cada elemento); 3. Encontre o estado de oxidação desconhecido resolvendo a equação. Exemplo: Encontre o estado de oxidação do Mn em KMnO4 Solução: KMnO4 +1 + x + 4(-2) = 0 x = +8 –1 = +7 Resposta: O estado de oxidação do manganês em KMnO4 é + 7. estado de oxidação em um íon complexo, você precisa resolver uma equação algébrica. Exemplo: Encontre o estado de oxidação do nitrogênio em N O3 X 2 Solução: x + 3(-2) = -1 (N O3) x = -1 + 6 = +5 Resposta: O estado de oxidação do nitrogênio em NO 3 é + 5. Equações eletrônicas As equações eletrônicas refletem os processos de oxidação do agente redutor devido à transferência de elétrons para eles e a redução do agente oxidante devido à adição de elétrons. Para compilar uma equação eletrônica, deve-se comparar o estado de oxidação de um elemento no estado inicial e final. Tabela 7.3 - Conceitos básicos para compilação de equações eletrônicas 0 Exemplos: 1. S 2e 2 0 S 1. Na e 3 2 4 2. Fe e Fe 2. S 2e 6 3. S 8e 2 2 S 3. S 8e 69 1 Na 6 S 6 S Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" 7.1.4. Algoritmo para caracterização das propriedades redox de compostos complexos 1. Calcular o grau de oxidação de um elemento que determina as propriedades redox de uma molécula de substância; 2. Taxa estrutura eletrônica um átomo em um determinado estado de oxidação, a presença de elétrons de valência; 3. Tirar conclusões sobre a possibilidade de manifestação de propriedades redutoras ou oxidantes. Tabela 7.4 - Análise das propriedades redox de compostos complexos Estrutura eletrônica de uma partícula atômica Estado de oxidação positivo máximo 5 H N O3 Sem elétrons de valência N + 5)0 ē 1s22s02p0 NH 3 3 Nível eletrônico externo completo N 3)8 ē 1s22s22p8 3 K N O2 Presença de elétrons de valência N+3)2 ē 1s22s22p0 Propriedades HNO3 - somente oxidante negativo NH3 - somente intermediário redutor KNO2 e redutor e oxidante 7.1.5. Tipos de reações redox Reações de oxidação-redução intermolecular Reações de oxidação-redução intramolecular O agente redutor e o agente oxidante estão em proporções diferentes O agente oxidante e o agente redutor fazem parte das substâncias constituintes da mesma molécula comparação (média) Agente redutor e agente oxidante - átomos de um elemento com diferentes graus de oxidação fazem parte de diferentes moléculas 70 Copyright JSC Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" 7.2. Algoritmos para compilação de equações de reações redox 7.2.1. Algoritmo para compilar a equação OVR usando o método de balanço de elétrons 1. Elaborar um esquema de reação (escrever as fórmulas das substâncias de partida e produtos da reação; 2. Designar os estados de oxidação dos elementos que mudaram durante a reação; 3. Compor equações que refletem os processos de oxidação do agente redutor e redução do agente oxidante; 4. Com base na regra da balança eletrônica, encontre os coeficientes para o agente redutor e o agente oxidante; 5. Coloque os coeficientes encontrados à esquerda e à direita partes da equação da reação na frente das substâncias correspondentes; 6. Equalize de acordo com o metal que não mudou o estado de oxidação; 7. Equalize de acordo com o não-metal do resíduo ácido; 8. Equalize com hidrogênio 9. Verifique com oxigênio Exemplos: 7.2.2 Formação da equação OVR usando o método elétron-íon (método de meia reação) O método de meia reação é usado para encontrar os coeficientes de reações redox que ocorrem em soluções. , não grau oxidação do elemento. A regra da igualdade de cargas As somas de cargas nas partes esquerda e direita da equação elétron-íon do processo redox devem ser iguais. Algoritmo para compilação da equação OVR usando o método elétron-íon (método de meia-reação) 1. Desenhe um esquema molecular da reação: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Determine o agente oxidante, reduzindo agente e seus produtos de conversão: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O médio para os processos de oxidação e redução. Verifique a soma das cargas nos lados esquerdo e direito da equação. Se a soma das cargas das partículas iniciais for maior que a soma das cargas dos produtos da reação, adicione o número correspondente de elétrons ao lado esquerdo da equação (se for menor, subtraia). Exemplo: 4. Encontre os coeficientes para o agente redutor, oxidante e produtos de sua transformação: 5. Coloque os coeficientes no esquema da equação molecular: 6. Equalize para o metal que não mudou sua carga (para potássio). 7. Verifique se há resíduos de ácido. 8. Verifique se há hidrogênio. 9. Verifique se há oxigênio. Tabela 7.5 - Esquema de assimilação de nitrato pelas plantas Equações eletrônicas Equações de elétrons-íons 72 Copyright JSC Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Fatores que afetam as reações redox 1. Natureza do agente redutor e agente oxidante 2. Temperatura. 3. Quarta-feira. 4. A concentração do agente oxidante e agente redutor. 7.3. Propriedades redox de compostos de elementos biogênicos Os elementos biogênicos mais importantes - nitrogênio, ferro, manganês, enxofre, etc. exibem propriedades redox quando ocorrem reações em uma célula viva de um organismo vegetal e no solo. De grande importância na vida das plantas são as reações associadas às transformações redox dos "metais da vida" - ferro, manganês, cobre, molibdênio, cobalto. Assim, o ferro faz parte das enzimas envolvidas na síntese da clorofila, que desempenha um papel importante na respiração e na troca de energia das células; manganês está envolvido na redução de nitratos, molibdênio no processo de fixação de nitrogênio, etc. O solo contém sistemas redox Fe3+/Fe2+, compostos de manganês em estados de oxidação +2, +3, +4. Com a falta de manganês no solo, são utilizados fertilizantes de manganês - MnSO4 e KMnO4. Propriedades do permanganato de potássio KMnO4 7 K Mn O4 é um agente oxidante forte 7 Mn)0 é um agente oxidante, sem elétrons de valência (só aceita elétrons) 0 7 Mn)3d 5 4s 2 7å Mn)3d 0 4s 0 7 O papel do o ambiente para as propriedades oxidantes de KMnO4 (Mn) ) O curso da reação redox depende do ambiente. Você pode controlar a reação redox medindo o pH do meio. A concentração (atividade) de cátions de hidrogênio H + é importante para tais reações que ocorrem com sua participação. Os íons de hidrogênio participam de reações com um oxidante contendo oxigênio (KMnO4, K2Cr2O7). Eles retiram o oxigênio do agente oxidante, facilitando o processo de recuperação. Figura 7.1. Propriedades do permanganato de potássio KMnO4 em vários meios Um ambiente ácido, no qual a concentração de H+ é elevada, é o mais favorável 7 para reações envolvendo KMnO4. Nessas condições, o Mn é reduzido mais profundamente; um grande número de elétrons. 73 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" Ambiente ácido (favorável, muito H+) Ambiente neutro (menos favorável, menos H+) Ambiente alcalino (desfavorável) 7.4. Potenciais redox. Direção de OVR As propriedades redox de uma substância são caracterizadas pelo valor do potencial redox padrão E0. O potencial redox do eletrodo padrão (E0) é o potencial do sistema redox, medido em relação a um eletrodo padrão de hidrogênio, desde que a razão das atividades das formas oxidada e reduzida seja igual a um. Quão mais valor E0, mais forte o agente oxidante é a substância. Um processo ocorre espontaneamente com a participação de um agente oxidante mais forte, ou seja, em 0 EMF \u003d Eok Evost > 0 Uma mudança nas condições afeta a direção do processo. 74 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBKOM" & OOO "Agency Kniga-Service" Exemplo: HClO4 + Br2 + H2O ↔ HClO3 + HBrO3 agente oxidante mais forte A reação prossegue com a participação de um agente oxidante mais forte Equação de Nernst RT a ok a H ln Е=Е + nF a restore 0 ou m 0,059 a ok a H E \u003d E + . ln n a restore 0 Um aumento na concentração do agente oxidante aumenta E. Um aumento na concentração de H+, uma mudança no pH do meio pode mudar a direção da reação (se Eok e Evost tiverem valores próximos). Perguntas para o autocontrole 1. O que é redução, oxidação, agente redutor, agente oxidante? 2. Calcule o estado de oxidação do Mn em KMnO4. 3. Compare os algoritmos para encontrar os coeficientes da reação de troca e da reação redox. 4. Explique a diferença nas propriedades redox para NH3 e HNO3. 5. Encontre os coeficientes para a reação KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 6. Escreva as equações eletrônicas (ou eletro-iônicas) correspondentes à absorção de enxofre pelas plantas: SO 42 → SO 23 → S 2 REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. 4. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006. - 172 p. Adicional 1. Química inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Uch.posobe / editado pelo prof. V.V. Egorova. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 320 p. 2. Klinsky, G. D. Química Inorgânica /G.D. Klinsky, V. D. Skopintsev. - M: Editora da Academia Agrícola de Moscou, 2001. - 384 p. 75 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" e OOO "Agency Book-Service" Aula 8 CONEXÕES COMPLEXAS 8.1. Breve história dos compostos complexos (CS) A história dos compostos complexos pode ser condicionalmente dividida em quatro períodos. Período I (desde os tempos antigos até o início do século XVIII) Uso de compostos complexos: pedras preciosas (esmeralda, granada, turquesa); corantes naturais (índigo, roxo, açafrão); limpeza da superfície de metais para o curtimento de couro por solda; recebendo tinta. II período (início do século XVIII até 1893) Síntese de compostos complexos; Uma tentativa de explicar a estrutura e as propriedades do CS. III período (1893-1940) Criação, fundamentação e vitória da teoria da coordenação de Alfred Werner (Suíça). IV período (de 1940 até o presente) Desenvolvimento da teoria da coordenação usando as realizações da química, física e matemática. Na Rússia, a química de compostos complexos se desenvolveu de maneira original: o trabalho estava à frente das conquistas europeias, mas era pouco conhecido no mundo científico. Mais M. V. Lomonosov estudou a dissolução de sais em soluções saturadas, e P.B. Bagration (sobrinho do comandante) descobriu uma reação para a produção industrial de ouro. Yu.V. Lermontova (primo em segundo grau do poeta) realizou a separação dos metais do grupo da platina. DI. Mendeleev, L. A. Chugaev, N. S. Kurnakov foi dado à química de compostos complexos formas modernas . I.I. Chernyaev, A. A. Grinberg, V. V. Lebedinsky, K. B. Yatsimirsky realizou um maior desenvolvimento da teoria de compostos complexos. M.V. Lomonossov P.B. Bagration 76 Yu.V. Lermontov Copyright OAO Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agência Book-Service D.I. Mendeleev L.A. Chugaev N.S. Kurnakov I.I. Chernyaev V.V. Lebedinsky A. A. Grinberg Uma situação problemática - em meados do século 19, informações sobre reações químicas e compostos incomuns foram acumuladas. Exemplo 1: Por que o AgCl, que é insolúvel em água, é facilmente solúvel em amônia NH3? AgCl + 2 NH3 precipitado branco solução de Cl A reação foi descoberta por I. Glauber em 1648. Exemplo 2: Por que CuSO4 reage com amônia NH3? CuSO4 + 4NH3 SO4 solução azul solução azul-violeta A reação foi descoberta por Andrei Libaviy em 1597. Butlerov A. M. acreditava que "Fatos que são inexplicáveis ​​pelas teorias existentes são os mais caros para a ciência, a partir de seu desenvolvimento deve-se esperar principalmente seu desenvolvimento em um futuro próximo". 8.2. A teoria da coordenação de Werner e as idéias modernas A palavra "complexo" (lat.) é complexa; combinação. Em 1893, o cientista suíço Alfred Werner propôs uma teoria de coordenação para explicar a formação de compostos complexos. Esta teoria é a principal na química de compostos complexos na atualidade. Com o tempo, as ideias sobre as forças que atuam entre as partículas que formam compostos complexos mudam e se tornam mais precisas. As perguntas que explicam as propriedades de compostos complexos são muito complexas. 77 Copyright OJSC "TsKB" BIBCOM " & LLC "Agency Kniga-Service" Werner introduziu o conceito de valência principal e secundária, mas não explicou sua razão e diferença. Atualmente, várias teorias são usadas para explicar a estrutura e propriedades de compostos complexos: o método dos orbitais moleculares; teoria do campo cristalino; teoria do campo ligando; método das ligações de valência (MVS). As respostas qualitativas às questões no âmbito das representações visuais são dadas pelo método das ligações de valência. Do ponto de vista da MVS: a principal valência é explicada pela formação de ligações iônicas (ou covalentes); valência lateral - uma ligação covalente que surgiu pelo mecanismo doador-aceitador. Existem várias definições de compostos complexos. Aqui está um deles baseado no método de ligações de valência. Compostos complexos (CS) são compostos complexos de ordem superior, caracterizados pela presença de ligações covalentes que surgem de acordo com o mecanismo doador-aceitador. 8.2.1. A composição das moléculas de compostos complexos 1. O agente complexante ocupa um lugar central na molécula do composto complexo. Os agentes complexantes mais comuns são os cátions metálicos. Agentes complexantes fortes: 3 2 0 2 2 cátions e átomos de d-metais de subgrupos laterais (Fe, Fe, Fe, Cu, Ag, Zn) 3 2 2 cátions de p-metais (Al, Sn, Pb). Agentes de complexação pobres são cátions de metais alcalinos e alcalino-terrosos. No entanto, em organismos vivos eles participam da formação de CS. 2. O agente complexante coordena em torno de si LIGANDOS (íons de carga oposta ou moléculas neutras) Ânions: F-(fluoro-), Cl- (cloro-), NO2- (nitro-), CN- (ciano-), SO32- (sulfito-), OH– (hidroxo-) Moléculas neutras: NH3 (amina-), H2O (aqua-), etc. 3. O número de coordenação do agente complexante (CCN) é o número de ligantes associados ao agente complexante . O número de coordenação do agente complexante é geralmente o dobro do estado de oxidação do agente complexante. Tabela 8.1 - Dependência do número de coordenação do grau de oxidação do agente complexante Grau de oxidação do agente complexante CCHK +1 (Ag) 2 2 2 4 (3,6) +2 (Cu, Fe ) 3 3 6 (4) + 3 (Fe, Al) 4. O agente complexante junto com os ligantes forma a esfera de coordenação interna do composto complexo, ou íon complexo. Ao escrever uma fórmula, ela é colocada entre colchetes. A carga (estado de oxidação) da esfera interna é igual à soma algébrica dos estados de oxidação do agente complexante e dos ligantes. 5. A esfera interna do CS está conectada com sua esfera externa. A composição da esfera externa, dependendo da carga do íon complexo, pode incluir tanto ânions de resíduos ácidos quanto cátions metálicos (por exemplo, alcalinos). A carga da esfera externa é igual em magnitude e de sinal oposto à carga da esfera interna. Tabela 8.2 - Exemplos de formulação de compostos complexos 4 ] 2 ligantes complexos externos agente coformante ambiente externo CCC CCC esfera de coordenação interna esfera de coordenação interna 8.2.2. Nomenclatura de compostos complexos Ao compor o nome de um composto complexo, deve-se: 1. Nomear primeiro o ânion. 2. Em nome da esfera de coordenação interna, liste todas as suas partes constituintes da direita para a esquerda. 2.1. Nomeie o número de ligantes usando numerais gregos (1 - mono, 2 - di, 3 - três, 4 - tetra, 5 - penta, 6 - hexa) 2.2. Nomeie os ligantes (primeiro ânions, depois moléculas) F–(fluoro-), Cl–(cloro-), Br–(bromo-), CN–(ciano-), H2O(aqua-), NH3(ammin-). 2.3. Nomeie o agente complexante. Indique o seu estado de oxidação com um numeral romano entre parênteses. Se a esfera de coordenação interna for um cátion (+), use nome russo agente complexante no caso genitivo. 79 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agência Kniga-Service Exemplo: +Cl– cloreto de diamina prata (I) Se a esfera de coordenação interna for um ânion (–), use o nome latino do agente complexante com a terminação “at”. K3-3 hexacianoferrato de potássio (III) 8.3. Ligação química em compostos complexos A ligação química em compostos complexos é complexa problema científico. Para explicar a formação, estrutura e propriedades de compostos complexos, várias teorias são usadas - a teoria do campo ligante, a teoria do campo cristalino, o método das ligações de valência. A teoria do campo cristalino é usada para complexos iônicos. Leva em conta as forças eletrostáticas e não leva em conta as forças covalentes. A teoria do campo ligante aceita que a formação de compostos complexos ocorre tanto devido a forças eletrostáticas quanto devido à interação covalente quando os orbitais do íon central e dos ligantes se sobrepõem. O método de ligações de valência é baseado na suposição de que a ligação química em compostos complexos é realizada devido a pares de elétrons livres de ligantes e orbitais livres do agente complexante. Todas as três teorias são algumas vezes usadas para elucidar o lado qualitativo das questões. A teoria da ligação química em compostos complexos requer desenvolvimento adicional e melhoria. O método das ligações de valência (MVS) é o mais ilustrativo. De acordo com o MVS, a ligação química entre o agente complexante e os ligantes é realizada de acordo com o mecanismo doador-aceitador. Exemplo: Como se forma a esfera de coordenação 3+? 1) Formação do íon complexante Al3+: 2). O átomo de oxigênio na molécula de água tem pares de elétrons não ligantes e pode desempenhar o papel de doador. 80 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" e OOO "Agency Kniga-Service" Os pares de elétrons são orientados no espaço em um ângulo de 90o (quatro em um plano, mais dois - perpendicular a ele). A esfera de coordenação resultante tem a forma de um octaedro Figura 8.1. Esquema de formação do íon 3+ cn = 2 sp cn = 3 sp2 Triângulo Haltere Quadrado –3 – 2- sp2d cn = 4 sp3 cn = 5 sp3d cn = 6 sp3d2 Tetraedro Bipirâmide Trigonal Octaedro +2 2+ sd3 Figura 8.2. Geometria das esferas de coordenação dos complexos 8.4. Dissociação eletrolítica de compostos complexos Compostos complexos que são eletrólitos dissociam-se em duas etapas. Primeira etapa. A dissociação primária é a dissociação do SC em esferas interna e externa. Segue o tipo de eletrólitos fortes, uma vez que as esferas interna e externa do CS estão conectadas por ligações iônicas. K3 = 3K+ + 3– Segundo estágio. A dissociação secundária é a dissociação da esfera interna do CS (íon complexo). Ele vai pelo tipo de eletrólitos fracos, ligeiramente. 3- ↔ Fe3+ + 6CN– Estabilidade de compostos complexos. A estabilidade de compostos complexos é caracterizada pela constante de instabilidade do íon complexo Kn. A constante de instabilidade Kn de um composto complexo é derivada da lei da ação das massas. Kn é a razão do produto da concentração de íons formados durante a dissociação de um íon complexo, para uma potência igual aos coeficientes na equação para a dissociação de um íon complexo, para a concentração de um íon complexo. 81 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBCOM & LLC Agência Kniga-Service Exemplo: Componha expressões para a constante de instabilidade para sulfato de tetraaminocobre (II) SO4. Dissociação primária: SO4 = 2+ + SO42– Dissociação secundária: 2+ ↔ Cu2+ + 4NH3 4 Kn = Quanto menor o valor de Kn, mais estável é o íon complexo. Tabela 8.3 – Constantes de instabilidade de alguns íons complexos Íon complexo + 2+ 2+ 34– 2– – Kn 7,2∙10–8 3,5∙10–10 2,1∙10–13 1,0∙10–44 1,0∙10–37 2,4 ∙10–6 1,0∙10–21 Compostos complexos extremamente instáveis ​​são sais duplos: (K2SO4∙Al2(SO4)3) – alúmen de potássio 2KCl∙CuCl2∙2H2O – cloreto duplo (NH4 )2SO4∙Fe2(SO4)3∙24H2O - Sal de Mohr ou NH4Fe(SO4)2∙12H2O Na forma de compostos complexos, os sais duplos existem apenas no estado sólido. Em solução, dissociam-se completamente. Exemplo: Dissociação do sal de Mohr NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO42. Reações de troca envolvendo compostos complexos Obtenção do azul da Prússia (azul da Prússia) F. Disbach (1704) 3 1 4 Fe Cl 3 3K 4 1 4 Fe 4 3 3 4 12KCl . Significado e aplicação de compostos complexos Os compostos complexos desempenham funções importantes nos organismos vivos, são usados ​​na indústria, na agricultura e para resolver problemas ambientais. Tabela 8.4 - O valor de compostos complexos Compostos complexos Para obter revestimentos metálicos densos e duráveis ​​Para separar elementos de terras raras Desempenhar funções específicas em organismos vivos (respiração, fotossíntese, catálise enzimática) B química analítica - para determinar muitos elementos Na agricultura - para combater calcário clorose de plantas, para dissolver carbonatos e hidróxidos de ferro, para eliminar a deficiência de zinco Para resolver problemas ambientais, para obter agentes complexantes facilmente neutralizados Hemoglobina Realiza a transferência de oxigênio dos pulmões para os tecidos. Tem um significado único para a vida do corpo humano. Clorofila Composto intercomplexo de íon magnésio com ligantes orgânicos complexos. Tem um valor único para as plantas (para a fotossíntese). Figura 21. Esquema da manifestação das propriedades doadoras de nitrogênio em biomoléculas contendo metais Metais vitais (ferro, zinco, molibdênio, cobre, manganês) são agentes complexantes nas moléculas de muitas enzimas que catalisam processos redox: peroxidase, catalase (ferro ); carboxipeptidase (zinco); xantina oxidase (molibdênio e ferro). Atualmente, uma nova direção da química apareceu - a química bioinorgânica, que explora a essência de manifestações tão importantes da vida como metabolismo, hereditariedade, imunidade, pensamento, memória. 83 Copyright OJSC Central Design Bureau Agência BIBCOM & LLC Kniga-Service As moléculas de muitas enzimas são construídas de acordo com o tipo de compostos intracomplexos, nos quais o papel de agentes complexantes é desempenhado pelos "metais da vida" - ferro, cobre, manganês, molibdênio, cobalto. A especificidade da atividade enzimática depende de qual metal é o agente complexante nas moléculas de proteína. Ao mesmo tempo, o papel de compostos complexos na nutrição mineral das plantas está sendo estudado. Foi estabelecido que a assimilação de microelementos, a fixação do nitrogênio atmosférico ocorre com a participação de agentes complexantes. Em 1964 M. E. Volpin e V. B. Shur, do Instituto de Compostos de Organoelementos, fez uma descoberta. Eles transformaram o nitrogênio molecular em um composto complexo em condições normais, sem aquecimento. Verificou-se que na presença de compostos de ferro, molibdênio e vanádio, o nitrogênio é ativado e se comporta como um ligante, formando compostos complexos que são decompostos pela água em amônia. Questões para o autocontrole 1. O conceito de composto complexo. 2. Escreva a fórmula do composto complexo se o agente complexante for 3+ Al e o ligante for íons OH. 3. Complete a equação da reação: CuSO4 + NH3 → 4. Escreva a equação da reação: FeCl3 + K4 → 5. Determine o número de coordenação e o estado de oxidação do agente complexante em compostos SO4. 6. Escreva uma expressão para a constante de instabilidade do composto complexo K3. REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. Adicional 1. Química inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Uch.posobe / editado pelo prof. V.V. Egorova. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 320 p. 2. Ugay, Ya.A. Química geral e inorgânica / Ya.A. Uau. - M.: Escola Superior, 2004. - 528 p. 3. Lensky, A.S. Introdução à química bioinorgânica e biofísica / A.S. Lensky. - M.: Escola Superior, 1989. - 256 p. 84 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" Aula 9 CINÉTICA QUÍMICA. EQUILÍBRIO QUÍMICO 9.1. O conceito de cinética química A cinética química é o estudo das velocidades e mecanismos das reações químicas. A cinética química investiga o curso de uma reação ao longo do tempo, estuda os fatores que afetam a velocidade de uma reação química e fornece informações sobre o mecanismo da reação. A maioria das reações químicas passa por uma série de etapas intermediárias. Os estágios intermediários são chamados de estágios elementares. Um mecanismo de reação é uma sequência completa de todas as suas etapas elementares. A taxa de reação é determinada pela taxa do estágio mais lento (limitante) da reação. Mecanismo de reação de síntese de hidrogênio iodo 1º estágio 2º estágio 3º estágio 4º estágio (rápido) (lento) Equação geral da reação: H2 + I2 2HI Reação do tiossulfato de sódio com ácido sulfúrico Equação geral da reação Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4 (rápido) Estágio 2 H2S2O3 = H2SO3 + S ↓ (lento) Estágio 3 H2SO3 = SO2 + H2O (rápido) 9. 2. A velocidade de uma reação química A velocidade de uma reação química é o número de colisões ativas entre moléculas, levando à formação de um produto de reação por unidade de volume ou por unidade de superfície por unidade de tempo. A velocidade de uma reação química é medida pela mudança na concentração de um dos reagentes por unidade de tempo. São utilizados os conceitos de velocidade de reação média e instantânea. A taxa de reação média é determinada pela mudança na concentração durante um determinado período de tempo: 85 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Kniga-Service" ΔС Δt Vav O valor verdadeiro (instantâneo) da taxa de reação é calculado como o limite para o qual a taxa média tende em Δt → 0 , ou seja. como um derivado da concentração em relação ao tempo: dС dt Vist. O sinal + ou - depende se a mudança na concentração de qual substância - a fonte ou o produto - é usada para cálculos. Se a concentração do reagente for usada, a velocidade da reação terá um sinal de menos (–), pois sua concentração diminui durante a reação. Taxa de reação química Concentração С, mol/l Figura 9.1. Dependência da mudança de concentração no tempo de reação 9.3. Fatores que afetam a velocidade de uma reação química Esquema 9.1. Influência dos fatores cinéticos na velocidade de uma reação química = não vai Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Reatividade é a capacidade das moléculas de uma substância de participar de reações em uma determinada taxa. 9.3.1. Influência da concentração na velocidade da reação Lei da ação das massas (K. Guldberg e P. Waage (1864-1867, Noruega): A velocidade do estágio elementar de uma reação química (V) é proporcional ao produto das concentrações molares de os reagentes (C) elevados à potência de seus coeficientes estequiométricos. aA + bB = cC + dD V = KC àÀ C bÂ, onde K é a constante de velocidade da reação A constante de velocidade depende da natureza dos reagentes e da temperatura, mas não depende de sua concentração A constante de velocidade é numericamente igual à velocidade da reação se a concentração de cada uma das substâncias reagentes for 1 mol/dm 3. Para reações heterogêneas, a concentração de uma substância sólida não está incluída na equação cinética, uma vez que a área de superfície é praticamente constante, e as substâncias reagem apenas nas superfícies, estágio ou para cada estágio individual de uma reação de vários estágios. A aplicação da lei da ação das massas para calcular a taxa de reação sem levar em conta o mecanismo de múltiplos estágios levará a resultados errôneos. Exemplos 1. Reação homogênea 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 4 Para reação direta 1 = K1C HCl CO 2 Para reação reversa 2 = K2C 2H 2O C Cl2 2 2. Reação heterogênea Fe3O4( s) + H2(g) 3FeO(s) + H2O(g) Para a reação direta V1 = K1 CH 2(r) Para a reação inversa V2 = K2 CH H2O(g) Book-Service” 9.3.2. O efeito da temperatura na taxa de reação 1. Regra de Van't Hoff Quando a temperatura aumenta a cada 10 graus, a taxa de reação aumenta de 2 a 4 vezes: Vt 2 = Vt 1 t1 t 2 10 Vt 2; Vt1 Δt 10 γ , onde é o coeficiente de temperatura, que assume valores de 2 a 4. A regra de Van't Hoff é aproximada. É aplicável para uma avaliação aproximada do efeito da mudança de temperatura na mudança na taxa de reação em uma pequena faixa de temperatura. 2. Para mais definição exata o efeito da temperatura na velocidade de uma reação química em uma ampla faixa de temperatura, aplica-se a equação de Arrhenius: K = Ae Ea /RT, onde K é a constante de velocidade; A é uma constante; e é a base do logaritmo natural; Ea é a energia de ativação; R é a constante do gás; T é a temperatura absoluta. O cientista sueco Svante Arrhenius em 1887 criou a teoria da dissociação eletrolítica e, em 1889, propôs uma nova medida da reatividade dos compostos - a energia de ativação. A equação que ele introduziu na cinética química tem sido usada por mais de 100 anos para estudar as taxas e mecanismos de reações. As principais disposições da teoria da ativação S. Arrhenius: A taxa de reação depende do número de moléculas ativas, e não do seu número total. Apenas moléculas ativas participam da reação. A energia de ativação Ea é a energia que deve ser transmitida às moléculas para transferi-las para o estado ativo (para 1 mol de uma substância). mais velocidade reações. Para que as substâncias iniciais formem produtos de reação, é necessário superar a barreira de energia Ea. Para fazer isso, as substâncias iniciais devem absorver a energia necessária para quebrar as ligações químicas existentes. Novas ligações químicas não são formadas imediatamente. Primeiro, um estado de transição intermediário (complexo ativado) é formado com a energia máxima do sistema. Em seguida, ele se decompõe e as moléculas do produto da reação com novas ligações químicas são formadas, enquanto a energia é liberada. Uma reação é exotérmica se a quantidade de energia liberada for maior que a quantidade de energia de ativação. Na presença de um catalisador, a energia de ativação diminui e a velocidade da reação aumenta. 88 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" Figura 9.2. Diagrama de energia do curso da reação 9.3.3. Efeito dos catalisadores na velocidade de uma reação química Catalisadores são substâncias que afetam a velocidade de uma reação, mas não são consumidas durante o curso da reação. Catalisadores positivos aumentam a velocidade de uma reação porque diminuem a energia de ativação. Catalisadores negativos (inibidores) diminuem a velocidade de uma reação química. Catálise é uma mudança na velocidade de reações químicas sob a ação de catalisadores. Reações catalíticas são reações que ocorrem sob a ação de catalisadores. As reações catalíticas desempenham um grande papel na produção química e na bioquímica. 90% de todas as indústrias químicas usam catalisadores (produção de amônia, ácido nítrico, ácido sulfúrico, borracha, etc.). Catalisadores são usados ​​na combustão de combustível e tratamento de águas residuais. As plantas de amônia de alta tecnologia usam menos energia e produzem menos resíduos do que as plantas tradicionais. A catálise é homogênea ou heterogênea. Na catálise homogênea, os reagentes e o catalisador estão no mesmo estado de agregação, na catálise heterogênea utiliza-se um catalisador sólido e os reagentes fazem parte de uma solução ou mistura gasosa. Na presença de um catalisador, a reação ocorre mais rapidamente porque o complexo ativado formado com a sua participação tem uma energia de ativação menor do que na ausência de um catalisador. Atualmente, novos catalisadores estão sendo desenvolvidos usando nanocompósitos, materiais semicondutores e compostos complexos. Muita atenção é dada aos catalisadores nanocompósitos contendo metais altamente dispersos ou óxidos metálicos estabilizados em uma matriz de zeólitos com uma estrutura tridimensional ordenada de poros (canais) com tamanhos moleculares (0,3-1,2 nm). Possuem uma ampla gama de aplicações, pois possuem seletividade catalítica, resistência a ácidos e estabilidade térmica. 89 Copyright OJSC Central Design Bureau Agência BIBCOM & LLC Kniga-Service Catalysis ocorre em sistemas biológicos. A maioria das reações químicas que ocorrem em organismos vivos são reações catalíticas. Catalisadores biológicos - ENZIMAS - participam dos processos de metabolismo de proteínas, catalisam a conversão de amido em açúcar, aceleram reações redox. “A comparação com a biocatálise mostra que, apesar do grande sucesso, ainda estamos longe de utilizar todas as possibilidades abertas nesse sentido na catálise. Isso ensina modéstia ”(S.Z. Roginsky). É necessário armazenar os produtos agrícolas em baixas temperaturas, pois isso retarda processos enzimáticos indesejáveis. Muitas das substâncias usadas em curativos de sementes incapacitam enzimas e matam microorganismos indesejados. A cinética química explica os mecanismos das reações em uma célula viva. Os métodos de engenharia genética são métodos para controlar as taxas de reações bioquímicas. 9.4. O conceito de reações oscilatórias As reações oscilatórias são reações nas quais a concentração de compostos intermediários e a velocidade da reação sofrem flutuações, que podem ser periódicas. O prêmio Nobel Ilya Prigozhin chamou a descoberta de reações oscilatórias um feito científico do século 20. A façanha consistiu no fato de que no século XX foi possível provar que as reações oscilatórias existem, já que antes eram rejeitadas. Informações sobre reações oscilatórias estão disponíveis nos arquivos dos séculos XVII e XIX. O livro "Teoria das Oscilações" de A.A. Andronova, A. A. Witt e S. E. Khaikin saiu em 1937. SIM. Frank-Kamenetsky em 1947 publicou o livro Diffusion and Heat Transfer in Chemical Kinetics. Essas obras eram inovadoras, mas não eram aceitas, fadadas ao esquecimento. Em 1951 BP. Belousov descobriu e descreveu uma reação oscilatória visual, propôs considerações sobre os momentos-chave de seu mecanismo, mas foi rejeitada. Após 10 anos, o estudo das reações oscilatórias foi continuado por um grupo de cientistas liderados por A.M. Zhabotinsky. Foi experimentalmente e matematicamente provado que as reações oscilatórias são possíveis. A reação Belousov-Zhabotinsky ganhou fama mundial. Muitos trabalhos são dedicados ao estudo experimental e modelo da reação de Belousov-Zhabotinsky, pois permite observar as características de processos complexos de auto-organização em um sistema químico simples e permite vários tipos de controle. Os resultados do estudo da reação de Belousov-Zhabotinsky deram um poderoso impulso ao desenvolvimento de tais novas seções Ciência moderna , como sinergética, termodinâmica de processos de não equilíbrio. A sinergética estuda os processos de auto-organização em sistemas abertos de não equilíbrio. A sinergia nos ensina a ver o mundo de uma nova maneira. A sinergética demonstra como o caos pode atuar como um mecanismo de evolução, como a ordem pode emergir do caos. Ele permite que você veja o mundo como um sistema único e muito complexo que se desenvolve de acordo com as leis da dinâmica não linear. É necessário estudar vários processos - reversíveis e irreversíveis, equilíbrio e não equilíbrio, determinísticos e não determinísticos, que ocorrem em fenômenos de vários níveis de complexidade. 90 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" 9.5. equilíbrio químico. Possibilidades de controle de processos químicos 9.5.1. O conceito de equilíbrio químico As reações químicas são divididas em dois grupos: 1. Reações reversíveis são reações que ocorrem em duas direções mutuamente opostas: N2 + 3H2 2NH3 2. Reações irreversíveis ocorrem em uma direção: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Equilíbrio químico - Este é um estado de um sistema de substâncias reagentes no qual as velocidades das reações direta e inversa são iguais. Para uma reação reversível a uma dada temperatura, a razão entre o produto das concentrações de equilíbrio dos produtos da reação e o produto das concentrações de equilíbrio dos materiais de partida elevado à potência de seus coeficientes estequiométricos é uma constante, chamada de constante de equilíbrio. Kp). A aplicação da lei da ação das massas para uma reação reversível torna possível derivar a constante de equilíbrio Kp. A constante de equilíbrio mostra quantas vezes a velocidade da reação direta é maior que a velocidade da reação inversa em uma dada temperatura e em concentrações constantes de todas as substâncias participantes iguais a um. As concentrações de substâncias que são estabelecidas no equilíbrio químico são chamadas de equilíbrio. Eles são indicados pelas fórmulas dos reagentes entre colchetes. Para a reação aA + bB V1 = K1[A]a[B]b; cC + dD V2 = K1[C]c [D]d No equilíbrio V1 = V2. Então K1[A]a [B]b = K1[C]c [D]d Kp = K1 K2 Kp = [C]C [D]d . [A]a [B]b A constante de equilíbrio Kp depende da natureza dos reagentes e da temperatura, mas não depende da concentração. Kr é uma quantidade adimensional. 9.5.2. Princípio de Le Chatelier Em 1901, o químico francês Henri Louis Le Chatelier desenvolveu e patenteou um processo para a síntese de amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio. Estudando as condições sob as quais essa reação ocorre, ele descobriu e formulou o princípio pelo qual é determinada a direção do deslocamento do equilíbrio químico com uma mudança na concentração de substâncias reagentes, temperatura e pressão (para gases gasosos). Tabela 9.2 - Princípio de Le Chatelier Exemplo: 2CO2 + 568 kJ/mol 2CO + O2 ∆H = - 568 kJ/mol Condições para deslocar o equilíbrio em direção ao produto: 1. Aumento da concentração de O2 2. Aumento da pressão 3. Diminuição da temperatura 9.5.3. Elementos da termoquímica O princípio de Le Chatelier é uma consequência da segunda lei da termodinâmica. A mudança no equilíbrio químico com uma mudança na temperatura está associada à energia das reações químicas. Estas questões estudam-se no decorrer da química física na seção "Termodinâmica de processos químicos". O estudo da influência da temperatura no deslocamento do equilíbrio químico deve ser realizado utilizando os conceitos da termoquímica - uma seção da termodinâmica química. A termoquímica é um ramo da termodinâmica química que estuda os efeitos térmicos dos processos químicos. As reações exotérmicas são reações que liberam calor. Reações endotérmicas são reações que absorvem calor. A equação da reação termoquímica é uma equação na qual o efeito do calor da reação é indicado. O efeito térmico de uma reação é a quantidade de calor liberada ou absorvida por 1 mol de uma substância. Duas formas de escrever equações termoquímicas são usadas: 1. O calor caracteriza as mudanças na meio Ambiente durante a reação (efeito termoquímico da reação Q). Neste caso, para uma reação exotérmica, o efeito térmico Q é indicado no lado direito da equação com um sinal de mais (+), pois o calor é liberado para o ambiente. 92 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agency Kniga-Service" Para uma reação endotérmica, o efeito térmico Q é indicado com um sinal de menos (–), pois o calor é absorvido do ambiente: ); N2 + O2 \u003d 2NO - 180,5 kJ / mol (endo) 2. O efeito térmico da reação reflete mudanças no próprio sistema de reagentes (efeito térmico termodinâmico da reação). Neste caso, o conceito de variação de entalpia ΔH é usado. Entalpia H é a quantidade de energia armazenada em uma substância a pressão e temperatura constantes. Para uma reação exotérmica ΔH< 0, так как система теряет теплоту и запас еѐ энергии уменьшается (знак –). Для эндотермической реакции ΔН > 0, pois o sistema absorve calor e sua oferta de energia aumenta (sinal +): 2Н2 + О2 = 2Н2О; ΔHo = – 571 kJ/mol (exo) N2 + O2 = 2NO; ΔHo = 180,5 kJ/mol (endo) O efeito térmico da reação é geralmente dado para condições padrão: pressão normal 101,3 kPa (1 atm) e temperatura 298 K (ΔHo). O efeito termoquímico da reação é igual em magnitude e oposto em sinal ao efeito termodinâmico do calor: Q = – ΔН. 9.6. Possibilidades de controle dos processos químicos A existência de reações reversíveis é uma manifestação da lei da unidade e luta dos opostos que atua na natureza. Compreender essa lei em uma manifestação específica é de grande importância prática para o controle ótimo dos processos químicos em condições favoráveis, para a implementação da eficiência e qualidade da produção. Tabela 9.3 - Fatores cinéticos e termodinâmicos que afetam o processo químico Reação química Natureza das substâncias reagentes Fatores termodinâmicos: mudança de equilíbrio, possibilidade de reação Fatores cinéticos que afetam a velocidade da reação (natureza da substância, concentração, temperatura, pressão) Possibilidade de ação contraditória 93 Ambiente de reação externa Copyright Central Design Bureau BIBCOM OJSC & Kniga-Service Agency LLC O controle de reações químicas só é possível com base na compreensão das leis que elas obedecem. Deve se basear no conhecimento da cinética química e da termodinâmica - tanto a termodinâmica clássica de processos de equilíbrio de sistemas isolados, quanto a termodinâmica moderna de sistemas abertos de não equilíbrio, em que fenômenos de auto-organização são possíveis. Perguntas para autocontrole 1. Dê exemplos de reações que ocorrem em alta e baixa velocidade. 2. Defina a energia de ativação. 3. Como a taxa de reação mudará quando aquecida de 20o para 50o se o coeficiente de Van't Hoff for 2? 4. Calcule o coeficiente de van't Hoff se a taxa de reação aumentou 27 vezes quando a temperatura mudou de 20o para 50o. 5. A concentração de quais substâncias não está incluída na expressão para a velocidade e constante de equilíbrio da reação: FeO3 + 3CO 2Fe + 3CO2 6. Quais fatores ajudarão a mudar o equilíbrio da reação para a formação do produto da reação: 2H2 + O2 \u003d 2H2O + 571 kJ / mol. ∆H = – 571 kJ/mol REFERÊNCIAS Básico 1. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 2. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas /G. E. Ryazanova. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. Adicional 1. Barkovsky, E.V. Química Geral: Curso de palestras / E.V. Barkovsky, S. V. Tkachev. - Minsk: BSMU, 2009. - 132 p. 2. Trubetskov, D.I. Introdução à teoria da auto-organização de sistemas abertos. /DI. Trubetskov, E. S. Mchedlova, L. V. Krasichkov. - M.: Editora de Literatura Física e Matemática, 2002. - 200 p. 3. Ruzavin, G.I. Problemas do simples e do complexo na evolução das ciências. //G.I. Ruzavin. - Questões de filosofia. - 2008. Nº 3. - pág. 102. 94 Copyright JSC "TsKB "BIBCOM" & OOO "Agency Book-Service" REFERÊNCIAS 1. Agafoshin, N.P. Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleiev. /N.P.Agafoshin - M.: Educação, 1973. - 208 p. 2. Barkovsky, E.V. Química Geral: Curso de palestras / E.V. Barkovsky, S. V. Tkachev. - Minsk: BSMU, 2009. - 132 p. 3. Vlasov, V. M. Erros que levam a uma explosão / V.M. Vlasov // Química e vida. - 2006. - Nº 7. p. 60. 4. Gelfman, M.I. Química Inorgânica / M.I. Gelfman, V. P. Yustratov. - São Petersburgo: Izdvo "Lan", 2009. - 528 p. 5. Glinka, N.L. Química geral /N.L. Glinka - M.: KNORUS, 2009. - 752 p. 6. Guzey, L.S. Química geral /L.S. Guzey, V. N. Kuznetsov, A. S. Guzey. - M.: Editora da Universidade Estatal de Moscou, 1999. - 333 p. 7. Dmitriev, S.N. Identificação química e estudo das propriedades de metais superpesados. A evolução do sistema periódico D.I. Mendeleev/S.N. Dmitriev - Resumos do XVIII Congresso Mendeleev de Química Geral e Aplicada: Em 5 volumes; v.1. - M.: Fronteira, 2007. - P. 47. 8. Egorov, V.V. Química ecológica. /V.V. Egorov. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 192 p. 9. Klinskiy, G.D. Química Inorgânica /G.D. Klinsky, V. D. Skopintsev. - M: Editora da Academia Agrícola de Moscou, 2001. - 384 p. 10. Knyazev, D.A. Química Inorgânica / D.A. Knyazev, S. N. Smarygin - M.: Bustard, 2004. - 592 p. 11. Lensky, A.S. Introdução à química bioinorgânica e biofísica / A.S. Lensky. - M.: Escola Superior, 1989. - 256 p. 12. Mineev, V.G. Em defesa dos nitratos e fosfatos / V.G. Mineev // Química e vida. - 2008. No. 5. - P. 20. 13. Naydysh, V.M. Conceitos da ciência natural moderna. /V.M. Naydysh. – M.: Alfa-M; INFRA-M, 2004, - 622 p. 14. Química inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Uch.posobie / ed. V.V. Egorova. - São Petersburgo: Editora "Lan", 2009. - 320 p. 15. Ruzavin, G.I. Problemas do simples e do complexo na evolução das ciências. //G.I. Ruzavin. - Questões de filosofia. - 2008. Nº 3. - pág. 102. 16. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica /G.E. Ryazanova - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006. - 172 p. 17. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Ryazanov. - Saratov: FGOU VPO "Universidade Agrária do Estado de Saratov", 2006 - 284 p. 18. Sirotkin O.S. Química em seu lugar / O.S. Sirotkin // Química e Vida. - 2003. - No. 5. - P. 26. 19. Trubetskov, D.I. Introdução à teoria da auto-organização de sistemas abertos. / D. I. Trubetskov, E. S. Mchedlova, L. V. Krasichkov. - M.: Editora de Literatura Física e Matemática, 2002. - 200 p. 20. Ugay, Ya.A. Química geral e inorgânica / Ya.A. Uau. - M.: Escola Superior, 2004. - 528 p. 95 Copyright OJSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" CONTEÚDO Introdução .............................. ......................................................... ................. ................................. ..... 3 Aula 1. Conceitos básicos e leis básicas da química ....................... .. 4 1.1. Os objetivos do estudo da disciplina ........................................ ........................................ 4 1.2. Importância da química para a agricultura ............................................. ....................... 4 1.3. A disciplina de química ....................................................... .................................................. 5 1,4 . Dialética de conceitos básicos e leis da química ............................................. ..... 5 1,5. Métodos de estudo de química ............................................. ......................................................... 8 Questões de Autoavaliação .............................. ............... ................................................................. .. 11 Referências ............................................. ......................................................... ............... 12 Aula 2. A doutrina moderna da estrutura do átomo .......... ............ ......... 13 2.1. Dialética de ideias sobre a estrutura do átomo ........................................ ...... 13 2.2. Modelo moderno da mecânica quântica da estrutura do átomo.... 14 2.3. Fórmulas eletrônicas de elementos ............................................. ......................................................... 17 Perguntas de autoavaliação ............................................. ......................................................... .20 Referências ............................................. ......................................................... ............... 20 Aula 3. Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleiev .................................................. .......................................................... .......... 21 3.1 . Lei periódica e sistema periódico de elementos D.I. Mendeleev - a base da química moderna ........................................ ... ... 21 3.2. A estrutura do sistema periódico ....................................... .............................. 23 3.3. Algoritmo para as características gerais de um átomo de um elemento ........................................ ... 24 3.4. Periodicidade das mudanças nas propriedades dos elementos e seus compostos .................. 27 Questões para autocontrole ............ ........................................................ ......................... 30 Referências ........................ ........................................................ ....................... .. 30 Aula 4. Manifestação da lei periódica nas propriedades ácido-base de compostos inorgânicos ....... .......................................................... .................... 32 4.1. Relação genética das principais classes de compostos inorgânicos....... 32 4.2. Propriedades químicas de óxidos, bases, ácidos e sais .............................. 33 4.3. Periodicidade das mudanças nas propriedades ácido-base de produtos químicos ........................................ ....................................................... ....................... 39 4.4. Questões de competência profissional ....................................... ........ .. 40 Perguntas para autocontrole ........................ ........................................................ .. 40 Referências ......................................................... ......................................................... 41 Aula 5 . Ligação química ......................................................... ....................................... 43 5.1. Idéias modernas sobre a ligação química .................................................. .. 43 5.2. As principais disposições do método de títulos de valência (MVS) W. Geytler e F. London (1927) ............................ ................................................... ......... 43 5.2.1. Mecanismos para a formação de uma ligação covalente ........................................ 43 5.2.2. Ligação covalente ................................................ .................................. 44 5.2.3. Variedades de ligações químicas ............................................. ........ ........ 45 5.2.4. Tipos de ligações químicas ............................................. ......................... 46 5.2.5. O grau de ionicidade da ligação ........................................ ....................... 46 5.2.6. Hibridação de orbitais atômicos ............................................. ....................... 48 5.2.7. Ligação metálica .................................................... ......................................... 50 5.2.8. Ligação de hidrogênio ................................................. . ........................ 50 5.3. O conceito do método dos orbitais moleculares .............................. ......................................... 50 96 Copyright OJSC "Central Design Bureau" BIBCOM" & LLC "Agency Book-Service" Perguntas para autocontrole..................................... ................................................... .......... 52 Referências .............................. ......... ......................................... ......... .............. 52 Aula 6. Teoria moderna das soluções ................................... .................................................. 53 6.1. Classificação de sistemas dispersos ............................................. ......................... 53 6.2. Métodos para expressar a composição de soluções ........................................ ... .............. 54 6.3. Concentração e osmose da solução no solo ............................................. ...... 54 6.4. Soluções eletrolíticas ......................................................... ......................................................... ............... 55 6.4.1. Soluções aquosas ................................................ ......................................................... ......... 55 6.4.2. Teoria da dissociação eletrolítica ............................................. ......... .. 56 6.4.3. Características quantitativas da dissociação eletrolítica ............................................. ......................................................... ......... .......... 57 6.4.4. Propriedades dos eletrólitos fortes ............................................. ......................... 58 6.4.5. Tipos de eletrólitos ....................................................... ................................................................... 59 6.4.6. Dissociação de eletrólitos ........................................................ ................................... 60 6.4.7. Reações em soluções eletrolíticas ............................................. ................. .............. 61 6.4.8. Hidrólise de sal ......................................... .............. ................................... ............... 61 6.4.9. Produto iônico da água. pH do indicador de hidrogênio ....................... 62 6.4.10. O significado das soluções ....................................................... .................................................................... ... 64 Perguntas de auto-avaliação .............................. ............ ....................................................... ......... 64 Referências .................................. ................................................................... .................................. 65 Aula 7. Reações redox ........... ................................................... 66 7.1. Teoria moderna das reações redox (ORR) ...... 66 7.1.1. Importância dos processos redox .............................. 66 7.1.2 . As principais disposições da teoria OVR. .................................................. . ......... 67 7.1.3. Cálculo do estado de oxidação de um elemento ............................................. ...................... 68 7.1.4. Algoritmo para caracterizar as propriedades redox de compostos complexos ........................................ ......................... ......................... .............................. 70 7.1.5. Tipos de reações redox ............................................. ...... 70 7.2. Algoritmos para compilar equações de reações redox ........................................ ................................................... ......................................... 71 7.2.1. Algoritmo para compilar a equação OVR usando o método da balança eletrônica ........................................ ....................................................... ....................... 71 7.2.2. Compilação da equação OVR pelo método elétron-íon (método de meia reação) ................................. .................................................................. ......................... .... 71 7.3. Propriedades redox de compostos de elementos biogênicos ........................................ ................................................... ......................................... 73 7.4. Potenciais redox. Direção da RIA .............................. 74 Perguntas para autocontrole ........... ................................................... ......................... 75 Referências ........................ ....................................................... ....................... ......... 75 Aula 8. Compostos Complexos ............ ....................................................... ................... 76 8.1. Uma Breve História dos Compostos Complexos (CS) ........................................ ........... 76 8.2. A Teoria da Coordenação de Werner e os Conceitos Modernos .............................. 77 8.2.1. Composição de moléculas de compostos complexos .................................................. ......... 78 8.2.2. Nomenclatura de compostos complexos ............................................. ................... 79 8.3. Ligação química em compostos complexos ............................................. .. 80 8.4. Dissociação eletrolítica de compostos complexos .......................................... 81 Perguntas para autocontrole .................................................................. ................................................................... .... 84 Referências .................................................... .. .................................................. ......................................... 84 97 Copyright JSC "Central Design Bureau "BIBCOM" & OOO "Agência Kniga-Service" Aula 9. Cinética química. equilíbrio químico. ......................................... 85 9.1. O conceito de cinética química ............................................. ......................... 85 9.2. A velocidade de uma reação química .......................................... ....................................... 85 9.3. FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA ........................................ .......... 86 9.3.1. Influência da concentração na velocidade da reação ........................................ ............... 87 9.3. 2. O efeito da temperatura na velocidade da reação ............................................. .... 88 9.3.3. Influência dos catalisadores na velocidade de uma reação química .............................. 89 9.4. O conceito de reações oscilatórias ............................................. ......................... 90 9.5. equilíbrio químico. Possibilidades de controle de processo químico ............................................. ........................................................ ................... ................... 91 9.5.1. O conceito de equilíbrio químico ............................................. ......................... 91 9.5.2. Princípio de Le Chatelier ............................................. .................................................. 91 9.5.3. Elementos de termoquímica ............................................. ................................................... 92 9,6. Possibilidades de controle de processos químicos ............................................. .. 93 Perguntas de autoavaliação.... .................................. ......................................... 94 Referências .... .......................................................... ....................... ........................ ............ 94 Lista bibliográfica .................. ................. ......................... ......................... .......... 95 Conteúdo .................. ................. ......................... ......................... .............................. 96 98

O manual destina-se a alunos, candidatos e professores. O manual apresenta os fundamentos modernos da química de forma concisa, mas informativa e clara. Esses são os fundamentos que todo graduado do ensino médio precisa entender e é absolutamente necessário para quem se vê como um estudante de química, medicina ou biologia do século XXI.

Teoria atômico-molecular.
A teoria atômico-molecular da estrutura da matéria surgiu como resultado das tentativas dos cientistas de resolver duas questões principais. 1) De que são feitas as substâncias? 2) Por que as substâncias são diferentes e por que algumas substâncias podem se transformar em outras? As principais disposições desta teoria podem ser formuladas da seguinte forma:
1. Todas as substâncias são feitas de moléculas. Uma molécula é a menor partícula de uma substância que tem suas propriedades químicas.
2. As moléculas são feitas de átomos. Um átomo é a menor partícula de um elemento em compostos químicos. Diferentes elementos correspondem a diferentes átomos.
3. Nas reações químicas, as moléculas de algumas substâncias são convertidas em moléculas de outras substâncias. Os átomos não mudam em reações químicas.

Consideremos brevemente a história da criação e desenvolvimento da teoria atômico-molecular.
Os átomos foram inventados na Grécia no século V. BC e. O filósofo Leucipo se perguntou se cada parte da matéria, por menor que fosse, poderia ser dividida em partes ainda menores. Leucipo acreditava que, como resultado de tal divisão, é possível obter uma partícula tão pequena que a divisão posterior se torna impossível. O aluno de Leucipo, o filósofo Demócrito, chamou essas minúsculas partículas de "átomos". Ele acreditava que os átomos de cada elemento têm um tamanho e forma especiais, e que isso explica as diferenças nas propriedades dos elementos. As substâncias que vemos e sentimos são compostos de átomos de vários elementos e, mudando a natureza desse composto, uma substância pode ser transformada em outra. Demócrito criou a teoria atômica quase em sua forma moderna. No entanto, essa teoria é apenas fruto de reflexões filosóficas, não confirmadas por observações experimentais.

ÍNDICE
Prefácio 3
PARTE 1. QUÍMICA TEÓRICA 5
CAPÍTULO 1. Conceitos básicos e leis da química 5
§ 1.1. Química assunto 5
§1.2. Teoria atômico-molecular 7
§ 1.3. Lei de conservação de massa e energia 10
§ 1.4. Lei Periódica 12
§ 1.5. Conceitos básicos de química 14
§ 1.6. Razões estequiométricas em química 18
§ 1.7. Leis do gás 19
CAPÍTULO 2. A estrutura do átomo 22
§ 2.1. Desenvolvimento de ideias sobre a estrutura complexa do átomo 22
§ 2.2. Números quânticos de elétrons 25
§ 2.3. Distribuição de elétrons em átomos 28
§ 2.4. Transformações radioativas 33
§ 2.5. Periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos 37
CAPÍTULO 3. Ligação química e estrutura de moléculas 41
§ 3.1. A natureza da ligação química 41
§ 3.2. Ligação covalente 44
§ 3.3. ligação iônica 48
§ 3.4. Ligação metálica 50
§ 3.5. Ligações químicas intermoleculares 51
§ 3.6. Valência e estado de oxidação 55
§ 3.7. Estrutura espacial das moléculas 58
CAPÍTULO 4. Estados da matéria 63
§ 4.1. Propriedades características de gases, líquidos e sólidos 63
§ 4.2. Diagramas de fase de substâncias 66
§ 4.3. Gases 68
§ 4.4. Líquidos 70
§ 4.5. Substâncias cristalinas 73
§ 4.6. Várias formas a existência de substâncias 80
CAPÍTULO 5. Efeitos energéticos de reações químicas 81
§ 5.1. Liberação e absorção de energia em reações químicas 81
§ 5.2. Reações exotérmicas e endotérmicas. Lei termoquímica de Hess 87
CAPÍTULO 6. Cinética de reações químicas 93
§ 6.1. Conceitos básicos e postulados de cinética química 93
§ 6.2. Efeito da Temperatura na Taxa de Reação 97
§ 6.3. Catálise 99
CAPÍTULO 7. Equilíbrio químico 103
§ 7.1. Determinando o estado de equilíbrio 103
§ 7.2. Constante de equilíbrio químico 105
§ 7.3. Mudança no equilíbrio químico. Princípio 108 de Le Chatelier
§ 7.4. Sobre as condições ideais para a obtenção de substâncias em escala industrial 111
CAPÍTULO 8 Soluções 114
§ 8.1. Dissolução como um processo físico e químico 114
§ 8.2. Fatores que afetam a solubilidade das substâncias 117
§ 8.3. Métodos para expressar a concentração de soluções 121
CAPÍTULO 9. Dissociação eletrolítica e reações iônicas em soluções 122
§ 9.1. Eletrólitos e dissociação eletrolítica 122
§ 9.2. Grau de dissociação. Eletrólitos fortes e fracos. Constante de dissociação 123
§ 9.3. Equações de reação iônica 126
§ 9.4. Hidrólise de sal 128
CAPÍTULO 10. Principais tipos de reações químicas 129
§ 10.1. Simbolismo e sinais de classificação de reações 129
§ 10.2. Classificação de acordo com o número e composição de reagentes e produtos de reação 131
§ 10.3. Classificação das reações de acordo com as características de fase 136
§ 10.4. Classificação das reações de acordo com o tipo de partículas transportadas 137
§ 10.5. Reações químicas reversíveis e irreversíveis 138
CAPÍTULO 11. Processos Redox 140
§ 11.1. Reações redox 140
§ 11.2. Seleção de coeficientes estequiométricos em OVR 144
§ 11.3. Potenciais padrão OVR 148
§ 11.4. Eletrólise de soluções e fusão de eletrólitos 152
PARTE II. QUÍMICA INORGÂNICA 154
CAPÍTULO 12. Características gerais dos compostos inorgânicos, sua classificação e nomenclatura 154
§ 12.1. Óxidos 155
§ 12.2. Bases (hidróxidos metálicos) 158
§ 12.3. Ácidos 160
§ 12.4. Sais 165
CAPÍTULO 13. Hidrogênio 168
§ 13.1. A estrutura do átomo e a posição no sistema periódico D.I. Mendeleiev 168
§ 13.2. Propriedades químicas do hidrogênio 171
§ 13.3. Produção de hidrogênio e sua aplicação 173
§ 13.4. Óxidos de hidrogênio 174
CAPÍTULO 14. Halogênios 178
§ 14.1. Propriedades físicas de halogênios 178
§ 14.2. Propriedades químicas e produção de halogênios 180
§ 14.3. Haletos de hidrogênio, ácidos hidro-hálicos e seus sais 185
§ 14.4. Compostos de halogênio oxigenados 187
CAPÍTULO 15. Calcogênios 190
§ 15.1. Características gerais 190
§ 15.2. Substâncias simples 191
§ 15.3. Compostos de enxofre 196
CAPÍTULO 16. Subgrupo de nitrogênio 204
§ 16.1. Características gerais 204
§ 16.2. Propriedades de substâncias simples 205
§ 16.3. Amônia. Fosfina. Haletos de fósforo 207
§ 16.4. óxidos de nitrogênio. Ácidos nítrico e nitroso 210
§ 16.5. Óxidos e ácidos de fósforo 214
CAPÍTULO 17. Subgrupo de carbono 218
§ 17.1. Características gerais 218
§ 17.2. Carbono 219
§ 17.3. Óxidos de carbono 223
§ 17.4. Ácido carbônico e seus sais 226
§ 17.5. Silício 228
§ 17.6. Compostos de silício com um estado de oxidação de +4 230
§ 17.7. Compostos de silício com um estado de oxidação de -4 233
CAPÍTULO 18. Propriedades dos s-metais e seus compostos 234
§ 18.1. Características gerais 234
§ 18.2. Propriedades químicas de metais 236
§ 18.3. Compostos de s-metais 239
CAPÍTULO 19. Alumínio e Boro 240
§ 19.1. Características gerais 240
§ 19.2. Propriedades e produção de substâncias simples 242
§ 19.3. Compostos de boro e alumínio 247
CAPÍTULO 20. Principais metais de transição 249
§ 20.1. Características gerais 249
§ 20.2. Cromo e seus compostos 251
§ 20.3. Manganês e seus compostos 253
§ 20.4. Tríade de Ferro 255
§ 20.5. Produção de ferro e aço 258
§ 20.6. Cobre e seus compostos 261
§ 20.7. Zinco e seus compostos 263
§ 20.8. Prata e seus compostos 264
CAPÍTULO 21. Gases nobres 265
§ 21.1. Características gerais 265
§ 21.2. Compostos químicos gases nobres 267
§ 21.3. Aplicações de gás nobre 269
PARTE III. QUÍMICA ORGÂNICA 271
CAPÍTULO 22. Conceitos básicos e regularidades em química orgânica 271
§ 22.1. Assunto de química orgânica 271
§ 22.2. Classificação de compostos orgânicos 272
§ 22.3. Nomenclatura de compostos orgânicos 274
§ 22.4. Isomeria de compostos orgânicos 278
§ 22.5. Efeitos eletrônicos e reatividade de compostos orgânicos 279
§ 22.6. Características gerais 281
CAPÍTULO 23. Hidrocarbonetos saturados 283
§ 23.1. Alcanos 283
§ 23.2. Cicloalcanos 286
CAPÍTULO 24. Alcenos e Alcadienos 289
§ 24.1. Alcenos 289
§ 24.2. Hidrocarbonetos de dieno 293
CAPÍTULO 25. Alcinos 295
§ 25.1. Características gerais 295
§ 25.2. Preparação e propriedades químicas 296
CAPÍTULO 26
§ 26.1. Características gerais 300
§ 26.2. Preparação e propriedades químicas 303
§ 26.3. Orientantes (substitutos) do primeiro e segundo tipo 308
CAPÍTULO 27. Álcool e fenóis 310
§ 27.1. Características gerais 310
§ 27.2. Álcoois monohídricos 311
§ 27.3. Álcoois poli-hídricos 315
§ 27.4. Fenóis 316
CAPÍTULO 28. Aldeídos e Cetonas 321
§ 28.1. Características gerais 321
§ 28.2. Maneiras de obter 323
§ 28.3. Propriedades químicas 324
CAPÍTULO 29. Ácidos carboxílicos 327
§ 29.1. Classificação, nomenclatura e isomerismo 327
§ 29.2. Ácidos carboxílicos limitantes monobásicos 334
§ 29.3. Ácidos carboxílicos insaturados monobásicos 339
§ 29.4. Ácidos carboxílicos aromáticos 342
§ 29.5. Ácidos carboxílicos dibásicos 343
CAPÍTULO 30. Derivados funcionais de ácidos carboxílicos 345
§ 30.1. Classificação de derivados funcionais 345
§ 30.2. Anidridos de ácidos carboxílicos 346
§ 30.3. Haletos de ácido carboxílico 348
§ 30.4. Amidas de ácidos carboxílicos 350
§ 30.5. Ésteres 352
§ 30.6. Gorduras 353
CAPÍTULO 31. Carboidratos (açúcares) 357
§ 31.1. Monossacarídeos 357
§ 31.2. Representantes individuais de monossacarídeos 363
§ 31.3. Oligossacarídeos 366
§ 31.4. Polissacarídeos 368
CAPÍTULO 32. Aminas 371
§ 32.1. Limitar aminas alifáticas 371
§ 32.2. Anilina 375
CAPÍTULO 33 Peptídeos. Esquilos 377
§ 33.1. Aminoácidos 377
§ 33.2. Peptídeos 381
§ 33.3. Esquilos 383
CAPÍTULO 34. Compostos heterocíclicos contendo nitrogênio 387
§ 34.1. Heterociclos de seis membros 387
§ 34.2. Compostos com um anel de cinco membros 390
CAPÍTULO 35. Ácidos nucleicos 393
§ 35.1. Nucleotídeos e nucleosídeos 393
§ 35.2. A estrutura dos ácidos nucleicos 395
§ 35.3. O papel biológico dos ácidos nucleicos 398
CAPÍTULO 36. Compostos macromoleculares sintéticos (polímeros) 400
§ 36.1. Características gerais 400
§ 36.2. Plásticos 402
§ 36.3. Fibra 404
§ 36.4. Borrachas 405
Leitura recomendada 410.

Na última década, quase todas as principais universidades da Rússia mudaram para um sistema de exames de entrada em química. Descobriu-se que a maioria dos alunos e candidatos são completamente incapazes de resolver problemas. Portanto, fomos, aparentemente, os primeiros na Rússia a chegar à conclusão de que um bom manual de química para alunos do ensino médio e universitários, além de seções teóricas, deveria conter um grande conjunto de tarefas e descrever os principais métodos para resolvê-los.
N. E. Kuzmenko e V. V. Eremin publicaram um livro, que é o livro de problemas mais completo em química para alunos e candidatos até hoje. As tarefas são compiladas para todas as seções principais do currículo escolar, bem como para os aspectos mais importantes dos programas de química para candidatos às principais universidades russas. Respostas ou instruções para solução são fornecidas para todos os problemas, e soluções detalhadas são fornecidas para 300 problemas típicos ou de exame.
Não nos propusemos a apresentar aqui os resultados de nossa análise de livros didáticos publicados na última década. Diremos apenas que, levando em conta todo o exposto, chegamos à conclusão de que é necessário criar um livro didático contendo breves explicações dos principais fenômenos químicos, conceitos, leis e teorias. Daí o título do livro - "Um Curso Curto em Química".
Tal apresentação do material permitiu que os autores, ao considerar compostos químicos específicos, muitas vezes simplesmente indicassem a qual classe de substâncias pertencem, de modo que a maioria de suas propriedades ficasse clara. Ao mesmo tempo, isso permite dar atenção especial às reações que enfatizam a individualidade de uma determinada substância, às reações de grande importância prática. Ao mesmo tempo, a atenção se concentra, via de regra, na química dos processos e não em sua tecnologia.
Observamos também que ao apresentar o material na segunda ("Química Inorgânica") e terceira ("Química Orgânica") do manual, via de regra, novos conceitos teóricos não são mais introduzidos, mas a ênfase é colocada na apresentação de novos fatos químicos com sua explicação obrigatória baseada em conceitos teóricos descritos na primeira seção. É importante observar que o manual contém um índice de assuntos detalhado que facilita o trabalho com o livro.
O livro foi preparado por funcionários da Faculdade de Química da Universidade de Moscou Universidade Estadual eles. M. V. Lomonosov (Professor N. E. Kuzmenko e Professor Associado V. V. Eremin) e Moscou academia de medicina eles. I. M. Sechenova (Professor, Acadêmico da Academia Russa de Educação V. A. Popkov). CH. 2 - 4, 9, 11 - 16, 18 - 20 e 22 - 28 foram escritos por N. E. Kuzmenko, cap. 1, 21, 32 - 36 - V.V. Eremin, cap. 10, 29 - 31 - V.A. Popkov; CH. 5 - 8 e 17 foram escritos em conjunto por N. E. Kuzmenko e V. A. Popkov.

Prefácio
PARTE I. QUÍMICA TEÓRICA
CAPÍTULO 1. Conceitos básicos e leis da química
§ 1.1. assunto de química
§ 1.2. Teoria atômico-molecular
§ 1.3. Lei da conservação da massa e da energia
§ 1.4. Lei Periódica
§ 1.5. Conceitos básicos de química
§ 1.6. Razões estequiométricas em química
§ 1.7. Leis de gás
CAPÍTULO 2. A estrutura do átomo
§ 2.1. Desenvolvimento de ideias sobre a estrutura complexa do átomo
§ 2.2. Números quânticos de elétrons
§ 2.3. Distribuição de elétrons nos átomos
§ 2.4. transformações radioativas
§ 2.5. Periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos
CAPÍTULO 3. Ligação química e estrutura das moléculas
§ 3.1. A natureza da ligação química
§ 3.2. ligação covalente
§ 3.3. Ligação iônica
§ 3.4. conexão de metal
§ 3.5. Ligações químicas intermoleculares
§ 3.6. Valência e estado de oxidação
§ 3.7. Estrutura espacial das moléculas
CAPÍTULO 4. Estados da Matéria
§ 4.1. Propriedades características de gases, líquidos e sólidos
§ 4.2. Diagramas de fase de substâncias
§ 4.3. gases
§ 4.4. Líquidos
§ 4.5. Substâncias cristalinas
§ 4.6. Várias formas de existência de substâncias
CAPÍTULO 5. Efeitos energéticos de reações químicas
§ 5.1. Liberação e absorção de energia em reações químicas
§ 5.2. Reações exotérmicas e endotérmicas. Lei termoquímica de Hess
CAPÍTULO 6. Cinética das reações químicas
§ 6.1. Conceitos básicos e postulados de cinética química
§ 6.2. Efeito da temperatura na velocidade da reação
§ 6.3. Catálise
CAPÍTULO 7. Equilíbrio químico
§ 7.1. Determinação do estado de equilíbrio
§ 7.2. Constante de equilíbrio químico
§ 7.3. Equilíbrio químico de mistura. Princípio de Le Chatalier
§ 7.4. Sobre as condições ideais para a obtenção de substâncias em escala industrial
CAPÍTULO 8. Soluções
§ 8.1. Dissolução como um processo físico e químico
§ 8.2. FATORES QUE AFETAM A SOLUBILIDADE DAS SUBSTÂNCIAS
§ 8.3. Métodos para expressar a concentração de soluções
CAPÍTULO 9. Dissociação eletrolítica e reações iônicas em soluções
§ 9.1. Eletrólitos e dissociação eletrolítica
§ 9.2. Grau de dissociação. Eletrólitos fortes e fracos. Constante de dissociação
§ 9.3. Equações de reação iônica
§ 9.4. Hidrólise de sal
CAPÍTULO 10. Principais tipos de reações químicas
§ 10.1. Simbolismo e sinais de classificação de reações
§ 10.2. Classificação de acordo com o número e composição de reagentes e produtos de reação
§ 10.3. Classificação das reações de acordo com as características da fase
§ 10.4. Classificação das reações de acordo com o tipo de partículas transportadas
§ 10.5. Reações químicas reversíveis e irreversíveis
CAPÍTULO 11. Processos redox
§ 11.1. Reações redox
§ 11.2. Seleção de coeficientes estequiométricos em OVR
§ 11.3. Potenciais padrão OVR
§ 11.4. Eletrólise de soluções e fusão de eletrólitos
PARTE II. QUÍMICA INORGÂNICA
CAPÍTULO 12. Características gerais dos compostos inorgânicos, sua classificação e nomenclatura
§ 12.1. óxidos
§ 12.2. Bases (hidróxidos metálicos)
§ 12.3. ácidos
§ 12.4. sal
CAPÍTULO 13
§ 13.1. A estrutura do átomo e a posição no sistema periódico de D. I. Mendeleev
§ 13.2. Propriedades químicas do hidrogênio
§ 13.3. Produção de hidrogênio e sua aplicação
§ 13.4. Óxidos de hidrogênio
CAPÍTULO 14. Halogênios
§ 14.1. Propriedades físicas dos halogênios
§ 14.2. Propriedades químicas e produção de halogênios
§ 14.3. Haletos de hidrogênio, ácidos hidro-hálicos e seus sais
§ 14.4. Compostos de halogênio contendo oxigênio
CAPÍTULO 15
§ 15.1. características gerais
§ 15.2. Substâncias simples
§ 15.3. Compostos de enxofre
CAPÍTULO 16
§ 16.1. características gerais
§ 16.2. Propriedades das substâncias simples
§ 16.3. Amônia. Fosfina. Haletos de fósforo
§ 16.4. óxidos de nitrogênio. Ácidos nítricos e nitrosos
§ 16.5. Óxidos e ácidos de fósforo
CAPÍTULO 17
§ 17.1. características gerais
§ 17.2. Carbono
§ 17.3. Óxidos de carbono
§ 17.4. Ácido carbônico e seus sais
§ 17.5. Silício
§ 17.6. Compostos de silício com um estado de oxidação de +4
§ 17.7. Compostos de silício com estado de oxidação -4
CAPÍTULO 18. Propriedades dos 5-metais e seus compostos
§ 18.1. características gerais
§ 18.2. Propriedades químicas dos metais
§ 18.3. Compostos de 5-metais
CAPÍTULO 19
§ 19.1. características gerais
§ 19.2. Propriedades e produção de substâncias simples
§ 19.3. Compostos de boro e alumínio
CAPÍTULO 20
§ 20.1. características gerais
§ 20.2. Cromo e seus compostos
§ 20.3. Manganês e seus compostos
§ 20.4. tríade de ferro
§ 20.5. Produção de ferro e aço
§ 20.6. Cobre e seus compostos
§ 20.7. Zinco e seus compostos
§ 20.8. Prata e seus compostos
CAPÍTULO 21
§ 21.1. características gerais
§ 21/2. Compostos químicos de gases nobres
§ 21.3. Aplicação de gases nobres
PARTE III. QUÍMICA ORGÂNICA
CAPÍTULO 22
§ 22.1. Assunto de quimica organica
§ 22.2. Classificação de compostos orgânicos
§ 22.3. Nomenclatura de compostos orgânicos
§ 22.4. Isomeria de compostos orgânicos
§ 22.5. Efeitos eletrônicos e reatividade de compostos orgânicos
§ 22.6. características gerais
CAPÍTULO 23. Hidrocarbonetos saturados
§ 23.1. Alcanos
§ 23.2. Cicloalcanos
CAPÍTULO 24
§ 24.1. Alcenos
§ 24.2. hidrocarbonetos dieno
CAPÍTULO 25
§ 25.1. características gerais
§ 25.2. Preparação e propriedades químicas
CAPÍTULO 26
§ 26.1. características gerais
§ 26.2. Preparação e propriedades químicas
§ 26.3. Orientantes (substitutos) do primeiro e do segundo tipo
CAPÍTULO 27. Álcoois e fenóis
§ 27.1. características gerais
§ 27.2. Álcoois monohídricos
§ 27.3. Álcoois poli-hídricos
§ 27.4. Fenóis
CAPÍTULO 28
§ 28.1. características gerais
§ 28.2. Como conseguir
§ 28.3. Propriedades quimicas
CAPÍTULO 29
§ 29.1. Classificação, nomenclatura e isomeria
§ 29.2. Ácidos carboxílicos limitantes monobásicos
§ 29.3. Ácidos carboxílicos insaturados monobásicos
§ 29.4. Ácidos carboxílicos aromáticos
§ 29.5. Ácidos carboxílicos dibásicos
CAPÍTULO 30. Derivados funcionais de ácidos carboxílicos
§ 30.1. Classificação de derivados funcionais
§ 30.2. Anidridos de ácidos carboxílicos
§ 30.3. Haletos de ácido carboxílico
§ 30.4. Amidas de ácidos carboxílicos
§ 30.5. Ésteres
§ 30.6. Gorduras
CAPÍTULO 31
§ 31.1. Monossacarídeos
§ 31.2. Representantes individuais de monossacarídeos
§ 31.3. Oligossacarídeos
§ 31.4. Polissacarídeos
CAPÍTULO 32
§ 32.1. Limitar aminas alifáticas
§ 32.2. Anilina.
CAPÍTULO 33 Peptídeos. Esquilos
§ 33.1. Aminoácidos
§ 33.2. Peptídeos
§ 33.3. Esquilos
CAPÍTULO 34
§ 34.1. Heterociclos de seis membros
§ 34.2. Compostos com um ciclo de cinco membros
CAPÍTULO 35
§ 35.1. Nucleotídeos e nucleosídeos
§ 35.2. A estrutura dos ácidos nucléicos
§ 35.3. O papel biológico dos ácidos nucleicos
CAPÍTULO 36. Compostos macromoleculares sintéticos (polímeros)
§ 36.1. características gerais
§ 36.2. plásticos
§ 36.3. fibras
§ 36.4. Borrachas

M.: Escola superior, 2002. - 415p.

O manual destina-se a alunos, candidatos e professores. O manual apresenta os fundamentos modernos da química de forma concisa, mas informativa e clara. Esses são os fundamentos que todo graduado do ensino médio precisa entender e é absolutamente necessário para quem se vê como um estudante de química, medicina ou biologia do século XXI.

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ÍNDICE

Prefácio ...................... 3

PARTE 1. QUÍMICA TEÓRICA ............ 5

CAPÍTULO 1. Conceitos básicos e leis da química.......... 5

§ 1.1. Disciplina de Química............ 5

§1.2. Teoria Atômico-Molecular....................... 7

§ 1.3. A lei da conservação da massa e da energia .......... 10

§ 1.4. Lei periódica ............... 12

§ 1.5. Conceitos básicos de química .............. 14

§ 1.6. Razões estequiométricas em química ........ 18

§ 1.7. Leis do Gás .................. 19

CAPÍTULO 2 A estrutura do átomo................. 22

§ 2.1. Desenvolvimento de idéias sobre a estrutura complexa do átomo .... 22

§ 2.2. Números quânticos de elétrons .............. 25

§ 2.3. Distribuição de elétrons em átomos .......... 28

§ 2.4. Transformações radioativas .............. 33

§ 2.5. A periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos ....... 37

CAPÍTULO 3 Ligação química e estrutura molecular......... 41

§ 3.1. A natureza da ligação química .............. 41

§ 3.2. Ligação covalente ................ 44

§ 3.3. Ligação iônica .............. 48

§ 3.4. Conexão metálica ............... 50

§ 3.5. Ligações químicas intermoleculares......... 51

§ 3.6. Valência e estado de oxidação ........... 55

§ 3.7. Estrutura espacial das moléculas......... 58

CAPÍTULO 4 Estados da matéria................ 63

§ 4.1. Propriedades características de gases, líquidos e sólidos... 63

§ 4.2. Diagramas de Fase de Substâncias .............. 66

§ 4.3. Gases ....................... 68

§ 4.4. Líquidos ................... 70

§ 4.5. Substâncias cristalinas .............. 73

§ 4.6. Várias formas de existência de substâncias ....... 80

CAPÍTULO 5 Efeitos energéticos das reações químicas...... 81

§ 5.1. Liberação e absorção de energia em reações químicas. 81

§ 5.2. Reações exotérmicas e endotérmicas. Termoquímico

Lei de Hess......... 87

CAPÍTULO 6 Cinética das reações químicas............ 93

§ 6.1. Conceitos básicos e postulados de cinética química... 93

§ 6.2. O efeito da temperatura na taxa de reação ........ 97

§ 6.3. Catálise ................... 99

CAPÍTULO 7 Equilíbrio químico............... 103

§ 7.1. Determinação do estado de equilíbrio .......... 103

§ 7.2. Constante de equilíbrio químico .......... 105

§ 7.3. Mudança no equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier.. 108

§ 7.4. Sobre as condições ideais para a obtenção de substâncias em

Escalas ................... 111

CAPÍTULO 8 Soluções.................... 114

§ 8.1. Dissolução como processo físico e químico....... 114

§ 8.2. Fatores que afetam a solubilidade das substâncias ...... 117

§ 8.3. Métodos para expressar a concentração de soluções ...... 121

CAPÍTULO 9 Dissociação eletrolítica e reações iônicas em soluções . 122

§ 9.1. Eletrólitos e dissociação eletrolítica...... 122

§ 9.2. Grau de dissociação. Eletrólitos fortes e fracos. Constante de dissociação....... 123

§ 9.3. Equações de reação iônica .............. 126

§ 9.4. Hidrólise de sal .............. 128

CAPÍTULO 10 Principais tipos de reações químicas.......... 129

§ 10.1. Simbolismo e sinais de classificação de reações .... 129

§ 10.2. Classificação de acordo com o número e composição dos reagentes e produtos de reação .............................. 131

§ 10.3. Classificação das reações de acordo com as características de fase..... 136

§ 10.4. Classificação das reações de acordo com o tipo de partículas transferidas ... 137

§ 10.5. Reações químicas reversíveis e irreversíveis..... 138

CAPÍTULO 11 Processos redox....... 140

§ 11.1. Reações redox....... 140

§ 11.2. Seleção de coeficientes estequiométricos em OVR .... 144

§ 11.3. Potenciais padrão OVR ........... 148

§ 11.4. Eletrólise de soluções e fusão de eletrólitos..... 152

PARTE II. QUÍMICA INORGÂNICA ........... 154

CAPÍTULO 12 Características gerais dos compostos inorgânicos, sua classificação e nomenclatura.154

§ 12.1. Óxidos .............. 155

§ 12.2. Bases (hidróxidos metálicos)......... 158

§ 12.3. Ácidos ................... 160

§ 12.4. Sais ....................... 165

CAPÍTULO 13 Hidrogênio.................... 168

§ 13.1. A estrutura do átomo e a posição no sistema periódico D.I.

Mendeleiev .............. 168

§ 13.2. Propriedades químicas do hidrogênio ........... 171

§ 13.3. Obtenção de hidrogênio e sua aplicação ........ 173

§ 13.4. Óxidos de hidrogênio ................ 174

CAPÍTULO 14 Halogênios................... 178

§ 14.1. Propriedades físicas dos halogênios .............. 178

§ 14.2. Propriedades químicas e produção de halogênios ....... 180

§ 14.3. Haletos de hidrogênio, ácidos hidro-hálicos e seus sais 185

§ 14.4. Compostos contendo oxigênio de halogênios ...... 187

CAPÍTULO 15 Calcogênios .................. 190

§ 15.1. Características gerais ............... 190

§ 15.2. Substâncias simples ................ 191

§ 15.3. Compostos de enxofre ................ 196

CAPÍTULO 16 Subgrupo de nitrogênio................. 204

§ 16.1. Características gerais .............. 204

§ 16.2. Propriedades das substâncias simples .............. 205

§ 16.3. Amônia. Fosfina. Haletos de fósforo ........ 207

§ 16.4. óxidos de nitrogênio. Ácidos nítrico e nitroso ...... 210

§ 16.5. Óxidos e ácidos de fósforo .............. 214

CAPÍTULO 17 Subgrupo de carbono............... 218

§ 17.1. Características gerais .............. 218

§ 17.2. Carbono ................... 219

§ 17.3. Óxidos de carbono ................ 223

§ 17.4. Ácido carbônico e seus sais .............. 226

§ 17.5. Silício ................... 228

§ 17.6. Compostos de silício com um estado de oxidação de +4 ..... 230

§ 17.7. Compostos de silício com um estado de oxidação de -4 ..... 233

CAPÍTULO 18 Propriedades s-metais e seus compostos .......... 234

§ 18.1. Características gerais .............. 234

§ 18.2. Propriedades químicas dos metais ........... 236

§ 18.3. Conexões s-metais .............. 239

CAPÍTULO 19 Alumínio e boro.................. 240

§ 19.1. Características gerais .............. 240

§ 19.2. Propriedades e produção de substâncias simples ........ 242

§ 19.3. Compostos de boro e alumínio .............. 247

CAPÍTULO 20 Principais metais de transição............ 249

§ 20.1. Características gerais .............. 249

§ 20.2. Cromo e seus compostos .............. 251

§ 20.3. Manganês e seus compostos .............. 253

§ 20.4. Tríade de ferro ................... 255

§ 20.5. Produção de ferro e aço .............. 258

§ 20.6. Cobre e seus compostos .............. 261

§ 20.7. Zinco e seus compostos .............. 263

§ 20.8. Prata e seus compostos .............. 264

CAPÍTULO 21 gases nobres ................ 265

§ 21.1. Características gerais .............. 265

§ 21.2. Compostos químicos de gases nobres....... 267

§ 21.3. O uso de gases nobres ........... 269

PARTE III. QUÍMICA ORGÂNICA .............. 271

CAPÍTULO 22 Conceitos básicos e padrões em química orgânica.. 271

§ 22.1. O assunto da química orgânica .............. 271

§ 22.2. Classificação de compostos orgânicos ........ 272

§ 22.3. Nomenclatura de compostos orgânicos ........ 274

§ 22.4. Isomeria de compostos orgânicos .......... 278

§ 22.5. Efeitos eletrônicos e reatividade de compostos orgânicos....... 279

§ 22.6. Características gerais .............. 281

CAPÍTULO 23 Hidrocarbonetos saturados............. 283

§ 23.1. Alcanos .......... 283

§ 23.2. Cicloalcanos ................... 286

CAPÍTULO 24 Alcenos e Alcadienos............... 289

§ 24.1. Alcenos .............. 289

§ 24.2. Hidrocarbonetos de dieno .............. 293

CAPÍTULO 25 Alcinos.................... 295

§ 25.1. Características gerais .............. 295

§ 25.2. Preparação e propriedades químicas .......... 296

CAPÍTULO 26 Arenas .................... 300

§ 26.1. Características gerais .............. 300

§ 26.2. Preparação e propriedades químicas .......... 303

§ 26.3. Orientantes (substitutos) do primeiro e segundo tipo .... 308

CAPÍTULO 27 Álcool e fenóis................. 310

§ 27.1. Características gerais .............. 310

§ 27.2. Álcoois monohídricos ............... 311

§ 27.3. Álcoois poli-hídricos .............. 315

§ 27.4. Fenóis .............. 316

CAPÍTULO 28 Aldeídos e cetonas............... 321

§ 28.1. Características gerais .............. 321

§ 28.2. Métodos de Obtenção ............... 323

§ 28.3. Propriedades químicas ............... 324

CAPÍTULO 29 ácidos carboxílicos............... 327

§ 29.1. Classificação, nomenclatura e isomerismo....... 327

§ 29.2. Ácidos carboxílicos limitantes monobásicos ..... 334

§ 29.3. Ácidos carboxílicos insaturados monobásicos .... 339

§ 29.4. Ácidos carboxílicos aromáticos ......... 342

§ 29.5. Ácidos carboxílicos dibásicos .......... 343

CAPÍTULO 30 Derivados funcionais de ácidos carboxílicos..... 345

§ 30.1. Classificação de derivados funcionais ...... 345

§ 30.2. Anidridos de ácidos carboxílicos ........... 346

§ 30.3. Haletos ácidos de ácidos carboxílicos ........ 348

§ 30.4. Amidas de ácidos carboxílicos .............. 350

§ 30.5. Ésteres ................... 352

§ 30.6. Gorduras .............. 353

CAPÍTULO 31 Carboidratos (açúcares)................ 357

§ 31.1. Monossacarídeos .............. 357

§ 31.2. Representantes individuais de monossacarídeos ....... 363

§ 31.3. Oligossacarídeos .............. 366

§ 31.4. Polissacarídeos......... 368

CAPÍTULO 32 Aminas.................... 371

§ 32.1. Limitar aminas alifáticas .......... 371

§ 32.2. Anilina......... 375

CAPÍTULO 33. Aminoácidos. Peptídeos. Esquilos............ 377

§ 33.1. Aminoácidos......... 377

§ 33.2. Peptídeos......... 381

§ 33.3. Esquilos ................... 383

CAPÍTULO 34 Compostos heterocíclicos contendo nitrogênio...... 387

§ 34.1. Heterociclos de seis membros .............. 387

§ 34.2. Compostos com um ciclo de cinco membros .......... 390

CAPÍTULO 35 Ácidos nucleicos............... 393

§ 35.1. Nucleotídeos e nucleosídeos......... 393

§ 35.2. A estrutura dos ácidos nucleicos .............. 395

§ 35.3. O papel biológico dos ácidos nucleicos ........ 398

CAPÍTULO 36 Compostos macromoleculares sintéticos (polímeros).