Неорганическая химия для 9 класса (Ходаков, Эпштейн, Глориозов) 1988 год - старые учебники

Скачать Советский учебник

 Неорганическая химия для 9 класса (Ходаков, Эпштейн, Глориозов) 1988

Назначение: Учебник для 9 класса средней школы

© "Просвещение" Москва 1988 

Авторство: Юрий Владимирович Ходаков, Давид Аркадьевич Эпштейн, Павел Александрович Глориозов

Формат: PDF Размер файла: 27.4 MB

СОДЕРЖАНИЕ

Теория электролитической диссоциации

§ 1. Электролиты и неэлектро литы 3

§ 2. Электролитическая диссоциа ция солей и щелочей .... 5

§ 3. Электролитическая диссо циация кислот 8

§ 4. Уравнения диссоциации кис лот, щелочей и солей .... 9

§ 5. Степень электролитической диссоциации. Сильные и сла бые электролиты 11

§ 6. Свойства растворов электролитов— свойства ионов . . 13

§ 7. Реакции ионного обмена . . 16

§ 8. Общие выводы по теме «Тео рия электролитической дис социации» 19

§ 9. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации 20

§ 10. Гидролиз солей 26

Подгруппа азота

§11. Общая характеристика химических элементов подгруп пы азота 29

§ 12. Физические и химические свойства азота 30

§ 13. Взаимодействие азота с водородом 32

§ 14. Физические и химические свойства аммиака 35

ОТКРЫТЬ:  оглавление полностью...

 

§ 15. Соли аммония 39

§ 16. Производство аммиака ... 41

§ 17. Взаимодействие азота с кис лородом. Оксиды азота ... 43

§ 18. Азотная кислота 46

§ 19. Химические реакции, используемые для производства азотной кислоты 49

§ 20. Нитраты 50

§21. Круговорот азота в природе 51

§ 22. Физические и химические свойства фосфора 53

§ 23. Кислородсодержащие соеди нения фосфора 56

§ 24. Круговорот фосфора в при роде 59

Минеральные удобрения

§ 25. Свойства минеральных удоб рений 60

§ 26. Химическая мелиорация почв 63

§ 27. Азотные удобрения 63

§ 28. Фосфорные удобрения ... 66

§ 29. Калийные удобрения .... 68

§ 30. Развитие производства ми неральных удобрений в СССР. Роль минеральных удобрений в выполнении Продовольственной про граммы 70

Подгруппа углерода

§31. Общая характеристику эле ментов подгруппы углерода 71

§ 32. Особенности строения элек тронной оболочки атома углерода. Аллотропные ви-доизменения углерода. Фи зические свойства графита и алмаза 72

§ 33. Адсорбция 75

§ 34. Химические свойства простых веществ, образованных углеродом 76

§ 35. Оксид углерода (II) .... 77

§ 36. Оксид углерода (IV), или углекислый газ 79

§ 37. Угольная кислота и ее соли 80

§ 38. Круговорот углерода в при роде 83

§ 39. Физические и химические свойства кремния .... 83

§ 40. Кислородные соединения кремния 84

§41. Коллоидные растворы ... 87

§ 42. Силикатная промышлен ность . : 90

§ 43. Сравнение свойств водород ных соединений неметаллов разных групп 93

Общие свойства металлов

§ 44. Строение металлов — простых веществ 96

§ 45. Физические свойства метал лов 98

§ 46. Сплавы 100

§ 47. Химические свойства металлов 102

§ 48. Электрохимический ряд на пряжений металлов 103

§ 49. Электролиз 107

§ 50. Практическое применение электролиза ' 111

§ 51. Коррозия металлов 112

Металлы главных подгрупп периодической системы элементов

§ 52. Щелочные металлы 116

§ 53. Соединения щелочных ме таллов в природе, их при менение 118

§ 54. Общая характеристика эле ментов главной подгруппы II группы и образованных ими простых веществ . . .119

§ 55. Магний 120

§ 56. Кальций 121

§ 57. Соединения магния и каль ция 122

§ 58. Соединения магния и кальция в природе, их примене ние 125

§ 59. Жесткость воды и способы ее

устранения 126

§ 60. Общая характеристика эле ментов главной подгруппы III группы 128

§ 61. Алюминий 129

§ 62. Применение алюминия . . . 132

§ 63. Свойства оксида и гидрокси да алюминия 133

Металлы побочных подгрупп периодической системы химических элементов

§ 64. Особенности строения элек тронных оболочек атомов ме таллов побочных подгрупп . 136

§ 65. Зависимость свойств окси дов и гидроксидов металлов побочных подгрупп от степе ни окисления химического

элемента 137

§ 66. Железо 140

§ 67. Свойства гидроксида железа

(II) и гидроксида железа (III) 143

§ 68. Применение железа 144

§ 69. Понятие о металлургии ... 147

§ 70. Способы промышленного по лучения металлов 148

§71. Производство чугуна .... 150

§ 72. Производство стали 154

§ 73. Производство алюминия . . 158

§ 74. Развитие металлургической промышленности в СССР . 161

Общие научные принципы химического производства

§ 75. Связь науки и производства 162

§ 76. Некоторые закономерности

химической технологии . . . 163

Лабораторные опыты 166

Практические занятия 170

Ответы на задачи, обозначенные звездочками 173

 

 

 КАК ОТКРЫВАТЬ СКАЧАННЫЕ ФАЙЛЫ?

👇

СМОТРИТЕ ЗДЕСЬ

Скачать бесплатный учебник  СССР - Неорганическая химия для 9 класса (Ходаков, Эпштейн, Глориозов) 1988 года

СКАЧАТЬ PDF

ОТКРЫТЬ: - отрывок из учебника...

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ

В VIII классе вы приступили, опираясь на периодический закон и на электронную теорию строения атомов, к систематическому изучению химических элементов и образуемых ими простых ве ществ и соединений. Познакомимся теперь с тем, как электронная теория строения атомов объясняет общие свойства химических соединений, принадлежащих к классам кислот, оснований и солей.

§1. Электролиты и неэлектролиты

Как вам известно, химические связи между атомами могут быть двух видов: ионные и ковалентные. К веществам с ионной связью принадлежат соединения металлов с неметаллами, к ве ществам с ковалентной связью — соединения неметаллов друг с другом, а также многие простые вещества. А каков вид химиче ской связи в соединениях атомов не двух, а трех или более раз личных элементов металлов и неметаллов, например в солях ки-слородсодержащих кислот и в основаниях? Так, в солях кисло родсодержащих кислот нитрате калия KNO3, фосфате натрия ХазРОч, сульфате алюминия АЩЗО^з атомы, входящие в состав кислотного остатка, связаны между собой ковалентными связями, а между атомами металла и кислотными остатками связь ионная. Таким образом, кристаллы солей кислородсодержащих кислот, как и хлорида натрия, слагаются из ионов. Положительно заряжены в них ионы металла, а отрицательно заряжены ионы кислотных остатков. Учитывая ионное строение солей, их формулы можно записать следующим образом:

(Na + ) (CJ-), (К+) (NO3-), (№ + )3(РОГ), (А13 + )2 (SO42-)3

Твердые основания, в состав которых входят атомы металла, кислорода и водорода: NaOH, Са(ОН)2 и другие, также имеют кристаллическую решетку, образованную положительно заряжен ными ионами металла и отрицательно заряженными гидроксид-ионами:

(Na + ) (ОН”), (Са2 + ) (ОН“)2

Рис. 1. Прибор для испытания электри ческой проводимости жидкостей.

Если в состав соединения входят атомы только неметал лов (С, Н, О и другие), то все связи между атомами оказываются ковалентными. Такие вещества (например, глюкоза, сахароза, ацетон, спирт) во всех состояниях: твердом, жидком, газообразном — содер жат нейтральные молекулы, ионов в их структуре нет.

Различия в характере хими ческой связи сказываются на поведении веществ в растворах. Большинство химических реак ций протекает в водных раст ворах. Поэтому рассмотрим по-ведение таких растворов, иссле дуем их электрическую прово

димость. Способность раствора проводить электрический ток опре деляется наличием в нем переносчиков электрических зарядов — ионов.

Воспользуемся прибором (рис. 1) для испытания электриче ской проводимости. Проведем сначала контрольный опыт: погру зим угольные стержни в дистиллированную воду. Лампочка не загорается: цепь разомкнута. Значит, чистая вода не проводит электрический ток (или проводит его очень слабо). Но, может быть, твердое вещество, состоящее из ионов, не будучи раство ренным, проводит электрический ток? Погрузим угольные стержни в сухие порошки солей — поваренной, нитрата калия, фосфата натрия, сульфата алюминия. Лампочка не загорится. Ионы в кри сталлических решетках этих солей свободно перемещаться и переносить электрические заряды не могут. Поэтому твердые соли электрического тока не проводят. А теперь внесем щепотку любой из перечисленных солей в дистиллированную воду и погрузим стержни в полученный раствор. Лампочка ярко засветится. Раствор соли, в отличие от чистой воды и твердой соли, проводит электрический ток, он содержит много свободно перемещающихся заряженных частиц — ионов.

В узлах кристаллических решеток твердых щелочей — NaOH, Са(ОН)2 и других также имеются ионы. Растворы этих веществ тоже проводят электрический ток. Соли, щелочи проводят электри ческий ток не только в растворах, но и в расплавах: при плавлении кристаллическая решетка разрушается и ионы начинают свободно перемещаться, переносить электрический заряд от одного электро да к другому.

Вещества, растворы или расплавы которых характеризуются электрической проводимостью, называют электролитами.

А теперь подвергнем испытанию на электрическую проводи мость растворы веществ, в которых ионных связей нет, например глюкозы, сахарозы, ацетона и спирта. Растворы этих веществ электрический ток не проводят: лампочка при погружении уголь ных стержней в такие растворы не светится.

Вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называют неэлектролитами. Например, са хароза, глюкоза, ацетон, спирт — неэлектролиты.

Таким образом, поведение веществ в водном растворе зависит от того, имеются между составляющими их атомами ионные связи или нет, т. е. определяется строением веществ.

Э 1. Какие вещества называются электролитами, неэлектролитами?

2. С помощью прибора, изображенного на рисунке 1, установите, проводит ли д ток: а) дистиллированная вода, б) водопроводная или колодезная вода, в) дождевая вода. Чем объясняется электрическая проводимость одной из исследуемых вод?

3. Воспользовавшись прибором, изображенным на рисунке 1, найдите способ обнаружения растворимых солей в почве, взятой с пришкольного участка или из цветочного горшка.

4. Из каких ионов состоят кристаллы: а) сульфата калия, б) сульфата же леза (III), в) гидроксида бария?

§2. Электролитическая диссоциация солей и оснований

Распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Рассмотрим растворение в воде такого, например, ионного соединения, как хлорид натрия. Ионы постоянно совершают не большие тепловые колебания, но удерживаются в узлах кристал лической решеткй, так как испытывают притяжение со стороны противоположно заряженных ионов.

Как же происходит переход ионов из кристаллической решетки в раствор? Какова в этом процессе роль молекул воды?

Как вам известно, в молекуле воды между атомами водорода и атомом кислорода связи ковалентные полярные. Электрон ные пары, связывающие атомы, смещены от атомов водорода к атому кислорода. На атомах водорода поэтому сосредоточен частичный положительный заряд, а на атоме кислорода — частичный отрицательный.

Связи каждого атома водорода с кислородом в молекуле воды образуют между собой угол, а поэтому центры положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают. Если учи тывать только взаимную перпендикулярность осей электронных облаков, образованных р-электронами атомов кислорода, то угол между рассматриваемыми связями был бы равен 90°. В действительности этот угол 105° (рис. 2). Одна из причин такого увеличения угла — взаимное отталкивание одноименно заряжен ных электронных облаков атомов водорода друг от друга.

Полярную молекулу воды изображают в виде диполя с указанием на полюсах зарядов со знаками «-(-» и 

При погружении кристалла соли в воду (.рис. 3) молекулы воды притягиваются к ионам, находящимся на поверхности кристалла: к положительным ионам — своими отрицательны-ми полюсами (атомы кислорода) , а к отрицательным ионам— положительными полюсами (атомы водорода).

Если ион отрывается от по верхности кристалла, он оказы вается окруженным притянув-шимися к нему молекулами во ды. Эти молекулы воды обра зуют гидратную оболочку иона. Гидратная оболочка состоит из 5—7, а то и большего числа

молекул воды. Ион, окруженный гидратной оболочкой, назы вают гидратированным. Гидратная оболочка прочно удерживается ионом. Наличие таких оболочек препятствует обратному переходу ионов в кристаллическую решетку. В расплаве объединению ионов препятствует высокая энергия их тепловых колебаний при боль ших температурах, которая превышает энергию притяжения разноименно заряженных ионов.

Если на разрушение кристаллической решетки и переход ионов в раствор энергия затрачивается, то при гидратации ионов энергия выделяется. Так, для разъединения ионов, состав

Рис. 3. Схема растворения кристалла хлорида натрия в выделяющих 1 моль хлорида натрия, т. е. для разрушения кристал лической решетки, необходимо затратить 774 кДж теплоты. Если бы для этого расходовалась энергия теплового движения моле кул воды, то при растворении 1 моль соли в 1 л воды, взятой при 20°С, температура раствора стала бы ниже 0°С. Однако температура раствора при растворении хлорида натрия в водё почти не изменяется. Связано это с тем, что теплоту, расходуемую на разрушение кристаллической решетки, в данном случае почти полностью компенсирует теплота, выделяющаяся при гидратации 1 моль ионов Na+ и 1 моль ионов С1“.

Таким образом, растворение в воде твердого вещества с ионной кристаллической решеткой сопровождается выделением теплоты в том случае, когда сумма энергии гидратации всех ионов, находящихся в кристалле, больше энергии, необходимой для разрыва связей между ионами. В противном же случае раство рение сопровождается поглощением теплоты.

Свойства гидратированных ионов заметно отличаются от свойств негидратированных ионов. Так, например, в безводном сульфате меди CuSCb негидратированные ионы Си2+ и SO2- бес цветны. Но при растворении соли в воде ионы Си2+ гидратируются и приобретают голубую окраску. Поэтому раствор сульфата ме ди (II) в воде голубой. Некоторые ионы удерживают около себя молекулы воды и после упаривания раствора. Так, при выпарива нии досуха раствора сульфата меди (II) образуются голубые кристаллы медного купороса CuSO4 • 5Н2О, в составе которого содержатся гидратированные ионы меди Си2+ • 4Н2О и гидрати-рованные сульфат-ионы SO4~ • Н2О.

Воду, входящую в состав кристаллов, называют кристал лизационной водой, а вещества, содержащие кристаллизацион ную воду,— кристаллогидратами. Многие соли образуют кри-сталлогидраты. Из часто применяемых солей кристаллогид ратами, кроме медного купороса, являются также железный купорос FeSQ4 • 7Н2О, сульфат натрия Na2SO4 • 10Н2О, гипс CaSO4 • 2Н2О И хлорид бария ВаС12 • 2Н2О.

Аналогично солям ведут себя в водных растворах щелочи.

Поведение электролитов в водном растворе впервые объяс нил в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус. Разработанная им теория получила название теории электролитической диссоциа ции. В развитие этой теории внесли большой вклад отечествен-ные ученые и особенно И. А. Каблуков. Основываясь на теории Д. И. Менделеева о физико-химической природе растворения, он стал рассматривать электролитическую диссоциацию как хими ческое взаимодействие электролитов с водой.

? 1. Чем отличаются ионы, содержащиеся в кристаллической решетке хлори да натрия и гидроксида натрия, от ионов, содержащихся в растворах этих А веществ?

2. ‘Может ли растворение кристаллических веществ идти без выделения и без поглощения теплоты? Почему?

3. Какова роль молекул воды при электролитической диссоциации электро лита в растворе?

4. Чем отличается механизм электролитической диссоциации при растворе нии вещества в воде и при его расплавлении?

§3 . Электролитическая диссоциация кислот

Атомы в молекулах кислот, например соляной НС1, серной H2SO4, азотной HNO3 и фосфорной Н3РО4, связаны между собой полярными ковалентными связями; ионных связей в молекулах этих кислот нет. Однако испытания растворов кислот в воде с помощью прибора (рис. 1) показывают, что растворы кислот обладают электрической проводимостью, значит, они содержат ионы. Таким образом, перечисленные кислоты, как и соли и щелочи, относятся к электролитам.

Каков механизм диссоциации молекул кислот на ионы? Рассмотрим, например, поведение в водном растворе молекул хлороводорода НС1. Связь между атомами в этой молекуле полярная ковалентная. Так как хлор более электроотрицатель ный элемент, чем водород, то электронная пара, соединяющая атомы в молекуле, смещена к атому хлора. В результате на атоме хлора возникает частичный отрицательный заряд, а на атоме водорода — частичный положительный заряд. Поэтому к молекуле хлороводорода НС1 в водной среде присоединяются диполи — молекулы воды (рис. 4). z

К атому водорода в молекуле НС1 молекулы воды притяги ваются своим отрицательным полюсом со стороны атома кислоро да. На внешнем электронном слое этого атома имеются две непо- деленные электронные пары. А электронная пара атома водорода в НС1 смещена к хлору, поэтому электронной оболочки около

Рис. 4. Схема диссоциации молекулы хлороводорода НС1 в воде.

атома водорода в НС1 практически нет. Подошедший атом кисло рода предоставляет этому атому водорода одну из двух своих свободных электронных пар. В результате взаимодействия молеку лы хлороводорода с молекулами воды электронная пара, которой атомы водорода и хлора были связаны между собой, практиче ски переходит к хлору. Связь между этими атомами становится ионной, и молекула НС1 диссоциирует на ионы Н+ и С1“.

Ионы Н+ отличаются от всех остальных ионов тем, что у них нет электронной оболочки, фактически они представляют собой протоны. Поэтому они присоединяются к молекулам воды за счет электронной пары внешнего слоя атома кислорода:

Н Н

Н : О : + Н+[Н : О : Н ] +

Образуется ион гидроксония НзО+, в котором имеются три ковалентные связи водорода с кислородом. Эти три связи образо вались по-разному: две — за счет спарйвания электронов атома кислорода с электронами атомов водорода, а третья — за счет присоединения протона к свободной электронной паре кислорода. В последнем случае атом кислорода молекулы воды дает для образования ковалентной связи с протоном не один, а пару электронов; его называют донором, а протон — акцептором. Меха низм такого образования ковалентной связи называют донорноакцепторным. Но независимо от различного механизма образова ния, все три связи в ионе гидроксония совершенно равноценны.

Таким образом, в водном растворе молекулы хлороводорода диссоциируют на два гидратированных иона — ион гидроксо ния НзСг и хлорид-ион С1~. Подобным образом диссоциируют в водных растворах и молекулы других кислот.

Э Рассмотрите механизм диссоциации кислот в воде на примере иодоводо рода.

§4 . Уравнения диссоциации кислот, щелочей и солей

Электролитическую диссоциацию выражают уравнениями, как и любые другие химические реакции. При написании этих уравнений обычно не указывают формулы молекул воды, присоединившихся к ионам, так как в химических реакциях электролитов ’они обычно не участвуют. Положительно заряженные ионы водо рода, образующиеся при диссоциации кислот, чаще всего обозна чают как Н + , а не Н3О + . Уравнения диссоциации кислот записы вают, например, так:

НС1 = Н+ + СГ, или НС1 + Н2О = Н3О+ + СГ, H2SO4 = 2Н+ + SO'?" 

Для развития ПРОЕКТА!

Полное или частичное копирование материалов сайта разрешается только при указании активной ссылки : Источник материала - "Советское Время"

Яндекс.Метрика