• бүх металл;
• олон металл бус (инерт хий, C , Си , Б , Сэ , гэх мэт , Тэ ).

Молекулууд нь:

• бараг бүх органик бодисууд;
• цөөн тооны органик бус: энгийн ба нарийн төвөгтэй хий ( H 2, O2 , О 3, N 2, F 2, Cl2, NH 3, CO, CO2 , SO 3, SO 2, N2O, ҮГҮЙ, ҮГҮЙ 2, H2S), мөн түүнчлэн H2O, BR 2, би 2болон бусад зарим бодисууд.

Ионууд нь:

• бүх давс;
• олон гидроксид (суурь ба хүчил).

Тэдгээр нь атом эсвэл молекулуудаас бүрддэг - молекул эсвэл ион. Энгийн бодисын молекулуудижил атомуудаас бүрддэг нарийн төвөгтэй бодисын молекулууд- өөр өөр атомуудаас.

Найрлагын тогтвортой байдлын хууль

Найрлагын тогтмол байдлын хуулийг нээсэн Ж.Пруст 1801 онд:

Аливаа бодис нь бэлтгэх аргаас үл хамааран чанарын болон тоон найрлагатай байдаг.

Жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO 2хэд хэдэн аргаар авч болно:

• C + O 2 = t = CO 2
• MgCO 3 +2HCl = MgCl 2 + H 2 O +CO 2
• 2CO + O 2 = 2CO 2
• CaCO 3 = t = CaO + CO 2

Гэсэн хэдий ч бэлтгэх аргаас үл хамааран молекул CO 2үргэлж ижил байдаг нэгдэл: 1 нүүрстөрөгчийн атомТэгээд 2 хүчилтөрөгчийн атом.

Санах нь чухал:

• Эсрэг заалт нь ийм байна тодорхой нэгдэл нь тодорхой найрлагад нийцдэг, буруу. Жишээлбэл, диметил эфирТэгээд этанол -д тусгагдсан ижил чанарын болон тоон найрлагатай байна хамгийн энгийн томъёо C 2 H 6 O, гэхдээ тэдгээр нь өөр өөр бүтэцтэй учраас өөр өөр бодис юм. Тэдний хагас өргөтгөсөн хэлбэрийн оновчтой томъёо нь өөр өөр байх болно.

1. CH 3 – O – CH 3(диметил эфир);
2. CH 3 – CH 2 – OH(этанол).

• Найрлагын тогтвортой байдлын хуульзөвхөн молекулын бүтэцтэй нэгдлүүдэд хатуу хэрэглэнэ ( өнгөний сохор хүмүүс). Молекул бус бүтэцтэй нэгдлүүд ( бертоллид) ихэвчлэн хувьсах найрлагатай байдаг.

Нарийн төвөгтэй бодис ба механик хольцын химийн найрлага

Нарийн төвөгтэй бодис (химийн нэгдэл)янз бүрийн химийн бодисын атомуудаас бүрдэх бодис юм.

Химийн нэгдлүүдийн үндсэн шинж чанарууд:

• Нэгдмэл байдал;
• Найрлагын тогтвортой байдал;
• Физик болон химийн шинж чанарын тогтмол байдал;
• Үүсэх явцад суллах буюу шингээх;
• Физик аргаар бүрэлдэхүүн хэсгүүдэд салгах боломжгүй.

Байгальд туйлын цэвэр бодис байдаггүй. Аливаа бодис нь хамгийн багадаа бага хэмжээний хольц агуулдаг. Тиймээс практик дээр бид бодисын механик хольцтой үргэлж харьцдаг. Гэсэн хэдий ч холимог дахь нэг бодисын агууламж бусад бүх бодисын агууламжаас хамаагүй их байвал нөхцөлтэйгээр ийм бодис байдаг гэж үздэг бие даасан химийн нэгдэл.

Үйлдвэрийн үйлдвэрлэсэн бодис дахь хольцын зөвшөөрөгдөх хэмжээг стандартаар тодорхойлдог бөгөөд тухайн бодисын брэндээс хамаарна.

Дараахь бодисуудын шошгыг ерөнхийд нь хүлээн зөвшөөрдөг.

• технологи – техникийн (20% хүртэл хольц агуулж болно);
• h - цэвэр;
• чда - шинжилгээнд зориулж цэвэрлэх;
• hch - химийн цэвэр;
• PSD - онцгой цэвэр байдал ( зөвшөөрөгдөх хэм хэмжээнайрлага дахь хольц - хүртэл 10 -6 % ).

Механик хольц үүсгэдэг бодисыг нэрлэдэг бүрэлдэхүүн хэсгүүд.Энэ тохиолдолд масс нь хольцын массын ихээхэн хэсгийг бүрдүүлдэг бодисыг нэрлэдэг үндсэн бүрэлдэхүүн хэсгүүд, мөн хольцыг үүсгэгч бусад бүх бодисууд нь хольц.

Механик хольц ба химийн нэгдлүүдийн хоорондох ялгаа:

• Аливаа механик хольцыг ялгаан дээр үндэслэн физик аргаар бүрэлдэхүүн хэсгүүдэд нь салгаж болно нягтралууд, буцлах цэгүүдТэгээд хайлах, уусах чадвар, соронзлох чадварболон хольцыг бүрдүүлж буй бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн бусад физик шинж чанарууд (жишээлбэл, мод, төмрийн үртэсийг ашиглан ялгаж болно. H 2 Oэсвэл соронз);
• Бүтцийн үл нийцэх байдал;
• Физик болон химийн шинж чанарын үл нийцэх байдал;
• Нэг төрлийн бус байдал (хэдийгээр хий ба шингэний холимог нь нэгэн төрлийн байж болно, жишээ нь агаар).
• Механик хольц үүсэх үед энерги ялгардаггүй, шингэдэггүй.

Механик хольц ба химийн нэгдлүүдийн хоорондох завсрын байрлалыг эзэлнэ шийдэл:

Химийн нэгдлүүдийн нэгэн адил уусмалууд нь дараахь шинж чанартай байдаг.

• жигд байдал;
• уусмал үүсэх үед дулаан ялгаруулах буюу шингээх.

Механик хольцын нэгэн адил уусмалууд нь дараахь шинж чанартай байдаг.

• физик аргаар анхдагч бодис болгон ялгахад хялбар байдал (жишээлбэл, уусмалыг ууршуулах ширээний давс, тусад нь авч болно H 2 OТэгээд NaCl);
• найрлагын хэлбэлзэл - тэдгээрийн найрлага нь маш олон янз байж болно.

Масс ба эзэлхүүний химийн найрлага

Химийн нэгдлүүдийн найрлага, түүнчлэн янз бүрийн бодис, уусмалын хольцын найрлагыг массын фракцаар (масс%), шингэн ба хийн хольцын найрлагыг эзэлхүүний фракцаар (эзэлхүүн%) илэрхийлнэ.

Химийн элементүүдийн массын хувиар илэрхийлсэн нарийн төвөгтэй бодисын найрлагыг нэрлэдэг бодисын массын найрлага.

Жишээлбэл, найрлага H 2 Oжингээр:

Өөрөөр хэлбэл, бид үүнийг хэлж чадна химийн найрлагаус (массаар): 11.11% устөрөгч, 88.89% хүчилтөрөгч.

Механик хольц дахь бүрэлдэхүүн хэсгийн массын хувь (W)- энэ нь хольцын нийт массаас бүрэлдэхүүн хэсгийн массыг нэг буюу 100% гэж авсан хольцын аль хэсэг болохыг харуулсан тоо юм.

W 1 = м 1 / м (см.), м (см.) = м 1 + м 2 + .... mn,

Хаана м 1- 1-р (дурын) бүрэлдэхүүн хэсгийн масс; n- хольцын бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тоо; м 1 … м н- хольцыг бүрдүүлж буй бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн масс; м (см.)- хольцын масс.

Жишээлбэл, үндсэн бүрэлдэхүүн хэсгийн массын хэсэг :

W (үндсэн бүрэлдэхүүн) =m (үндсэн бүрэлдэхүүн) /м (см.)

Бохирдлын массын хувь:

W (ойролцоогоор) = м (ойролцоогоор) / м (харна уу)

Хольцыг бүрдүүлж буй бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн массын фракцийн нийлбэр нь тэнцүү байна 1 эсвэл 100% .

Эзлэхүүний хэсэгхийн (эсвэл шингэн) холимог дахь хий (эсвэл шингэн) нь тоо юм , Хольцын нийт эзэлхүүний өгөгдсөн хийн (эсвэл шингэн) эзэлхүүнийг эзлэхүүний аль хэсэг болохыг харуулсан 1 эсвэл төлөө 100% .

Эзлэхүүний фракцаар илэрхийлэгдсэн хий эсвэл шингэний хольцын найрлагыг нэрлэдэг эзлэхүүний хольцын найрлага.

Жишээлбэл, хуурай агаарын хольцын найрлага:

• Эзлэхүүнээр:W тухай ( N2) = 78.1%, Вт хэмжээ (O2) = 20.9%
• Жингээр: W(N2) = 75.5%,W (O2) = 23.1%

Төөрөгдөлөөс зайлсхийхийн тулд зааж өгөх нь үргэлж зөв гэдгийг энэ жишээ тодорхой харуулж байна жингээр эсвэл эзлэхүүнээр хольцын бүрэлдэхүүн хэсгийн агуулгыг зааж өгсөн болно, учир нь эдгээр тоо нь үргэлж өөр байдаг: хүчилтөрөгчийн агаарын хольц дахь массын хувьд энэ нь гарч ирдэг. 23,1 % , эзлэхүүний хувьд - нийт 20,9%.

Шийдэл гэж үзэж болно холимогууссан болон уусгагчаас. Тиймээс тэдгээрийн химийн найрлагыг ямар ч хольцын найрлагатай адил илэрхийлж болно бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн массын хувьд:

W (уусгагч) = m (уусгагч) / м (уусмал),

Хаана

m (уусмал) = m (уусгагч) + m (уусгагч)

эсвэл

m (r-ra) = х(хэмжээ) · V (хэмжээ)

Уусмалын найрлага, ууссан бодисын массын хувиар илэрхийлнэ (д % ), дуудсан концентрацийн хувьэнэ шийдэл.

Шингэн дэх шингэний уусмалын найрлагыг (жишээлбэл, усан дахь спирт, усан дахь ацетон) эзлэхүүний фракцаар илүү тохиромжтой байдлаар илэрхийлдэг.

W эзлэхүүн% (уус. шингэн) = V (уус. шингэн) V (уусмал) 100%;

Хаана

V (хэмжээ) = м (хэмжээ) / p (хэмжээ)

эсвэл ойролцоогоор

V (уусмал) ≈ V (H2O) + V (ууссан шингэн)

Жишээлбэл, дарс, архины бүтээгдэхүүнд агуулагдах спиртийн агууламжийг массаар биш харин дотор нь зааж өгсөн болно эзлэхүүний фракцууд(% ) мөн энэ дугаар руу залгана уу цайзуух

Нийлмэл шингэн дэх хатуу бодисын уусмалэсвэл шингэн дэх хийэзлэхүүний бутархайгаар илэрхийлэгдэхгүй.

Химийн найрлагын тусгал болох химийн томъёо

Бодисын чанарын болон тоон найрлагыг ашиглан харуулна химийн томъёо. Жишээлбэл, кальцийн карбонат байдаг химийн томъёо « CaCO3" . Энэ нийтлэлээс дараах мэдээллийг авч болно.

• Молекулын тоо – 1 .
• Бодисын хэмжээ – 1 мэнгэ.
• Өндөр чанартай найрлага(ямар химийн элементүүд бодисыг үүсгэдэг) - кальци, нүүрстөрөгч, хүчилтөрөгч.
• Бодисын тоон найрлага:

1. Бодисын нэг молекул дахь элемент бүрийн атомын тоо: кальцийн карбонатын молекулаас бүрдэнэ 1 кальцийн атом, 1 нүүрстөрөгчийн атомТэгээд 3 хүчилтөрөгчийн атом .
2. 1 моль бодис дахь элемент бүрийн молийн тоо: 1 мэнгэ дотор CaCO 3(6.02 · 10 23 молекул) агуулсан 1 моль (6.02 10 23 атом) кальци , 1 моль (6.02 10 23 атом) нүүрстөрөгч Тэгээд 3 моль (3 6.02 10 23 атом) химийн элемент хүчилтөрөгч )

• Бодисын массын найрлага:

1. 1 моль бодис дахь элемент бүрийн масс: 1 моль кальцийн карбонат (100 гр) нь дараахь химийн элементүүдийг агуулдаг. 40 гр кальци , 12 гр нүүрстөрөгч, 48 гр хүчилтөрөгч.
2. Бодис дахь химийн элементүүдийн массын хэсэг (бодисын найрлага жингийн хувиар):

W (Ca) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1·40)/100= 0.4 (40%)

W (C) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1 12)/100 = 0.12 (12%)

W (O) = (n (Ca) Ar (Ca))/Ноён (CaCO3) = (3 16)/100 = 0.48 (48%)

• Ионы бүтэцтэй бодисын хувьд (давс, хүчил, суурь) бодисын томъёо нь тухай мэдээллийг өгдөг ионы тоомолекул дахь төрөл бүр, тэдгээрийг тоо хэмжээТэгээд 1 моль бодис дахь ионы масс:

1. Молекул CaCO 3ионоос бүрдэнэ Ca 2+ба ион CO 3 2-
2. 1 моль ( 6.02 10 23молекулууд) CaCO 3агуулсан 1 моль Ca 2+ ионуудТэгээд 1 моль ион CO 3 2- ;
3. 1 моль (100 гр) кальцийн карбонат агуулдаг 40 гр ион Ca 2+Тэгээд 60 гр ион CO 3 2- ;

Лавлагаа:

Бүх энгийн бодисууд органик химихоёр том бүлэгт хуваагддаг: Металл - Металл бус.

Металл (нэр нь Латин металлум - уурхайгаас гаралтай) - металл бус (болон металлоид) -аас ялгаатай нь металлын шинж чанартай элементүүдийн нэг юм. Химийн элементүүдийн дийлэнх нь (ойролцоогоор 70%) нь металл юм. Дэлхийн царцдас дахь хамгийн түгээмэл металл бол хөнгөн цагаан юм.

Металлын онцлог шинж чанар: - металл гялбаа (иодоос бусад. Металл гялбаатай хэдий ч талст иод нь металл бус); - сайн цахилгаан дамжуулах чадвар; - хялбар боловсруулалт хийх боломж (жишээлбэл, хуванцар); - өндөр нягтрал; - өндөр хайлах цэг (мөнгөн ус гэх мэт); - өндөр дулаан дамжуулалт; - урвалын бууруулагч бодисууд.

Бүх металууд (мөнгөн уснаас бусад) хэвийн нөхцөлд хатуу байдаг. Хайлах цэг нь -39 ° C (мөнгөн ус) -аас 3410 ° C (волфрам) хүртэл байдаг. Металлуудыг нягтралаас нь хамааран хөнгөн (нягт 0.53 ÷ 5 г/см³) ба хүнд (5 ÷ 22.5 г/см³) гэж хуваадаг.

Ихэнх металлын гаднах электрон давхаргад цөөн тооны электрон (1-3) байдаг тул ихэнх урвалд тэд ангижруулагчийн үүрэг гүйцэтгэдэг (өөрөөр хэлбэл тэд электроноо "хандив").

Алт, цагаан алтнаас бусад бүх металлууд хүчилтөрөгчтэй урвалд ордог. Мөнгөтэй урвалд орох үед үүсдэг өндөр температур, гэхдээ мөнгөний (II) исэл бараг үүсдэггүй, учир нь энэ нь дулааны хувьд тогтворгүй байдаг. Металлаас хамааран гаралт нь исэл, хэт исэл, хэт ислийг агуулж болно: 2Li + O2 = 2Li2O литийн исэл; 2Na + O2 = Na2O2 натрийн хэт исэл; K + O2 = KO2 калийн хэт исэл.

Хэт исэлээс исэл авахын тулд хэт ислийг металлаар багасгадаг: Na2O2 + 2Na = 2Na2O. Дунд болон бага идэвхтэй металлын хувьд халах үед урвал явагдана: 3Fe + 2O2 = Fe3O4; 2Hg + O2 = 2HgO; 2Cu + O2 = 2CuO.Зөвхөн хамгийн идэвхтэй металлууд нь азоттой урвалд ордог

өрөөний температур

Зөвхөн лити харилцан үйлчилдэг: 6Li + N2 = 2Li3N. Халах үед: 2AL + N2 = 2AlN; 3Ca + N2 = 2Ca3N2.

Алт, цагаан алтнаас бусад бүх металууд хүхэртэй урвалд ордог.
Металл бус.
Ердийн металл бус шинж чанартай элементүүд нь үелэх системийн баруун дээд буланд байрлана. Харгалзах үеийн үндсэн дэд бүлгүүдэд тэдгээрийн байршил дараах байдалтай байна.
2-р үе
3-р үе

4-р үе

5-р үе

6-р үе

Металл бус металлын онцлог шинж чанар нь атомын гаднах энергийн түвшинд илүү их (металтай харьцуулахад) электронуудын тоо юм. Энэ нь тэдний нэмэлт электронуудыг хавсаргах, металаас илүү өндөр исэлдэлтийн идэвхийг харуулах чадварыг тодорхойлдог.

Металл бус металлууд нь электроны хамаарал өндөртэй, цахилгаан сөрөг чанар өндөртэй, исэлдэх чадвар өндөртэй байдаг.

Төмөр бус иончлолын энерги өндөр байдаг тул тэдгээрийн атомууд нь бусад металл бус ба амфотер элементүүдийн атомуудтай ковалент химийн холбоо үүсгэж чаддаг. Ердийн металлын нэгдлүүдийн бүтцийн ионы шинж чанараас ялгаатай нь энгийн металл бус бодис, түүнчлэн металл бус нэгдлүүд нь бүтцийн ковалент шинж чанартай байдаг.

Чөлөөт хэлбэрээр хийн металл бус энгийн бодисууд - фтор, хлор, хүчилтөрөгч, азот, устөрөгч, хатуу бодисууд - иод, астатин, хүхэр, селен, теллур, фосфор, хүнцэл, нүүрстөрөгч, цахиур, өрөөний температурт бор, бром; шингэн төлөвт оршдог. Бүх нарийн төвөгтэй бодисуудыг (хоёр ба түүнээс дээш химийн элементүүдээс бүрдэх) дараах бүлгүүдэд хуваана.

Оксидууд нь дэлхийн царцдас болон ерөнхийдөө орчлон ертөнцөд байдаг маш түгээмэл нэгдлийн төрөл юм. Ийм нэгдлүүдийн жишээ нь зэв, ус, элс, нүүрстөрөгчийн давхар исэл, олон тооны будагч бодисууд юм. Оксид нь хүчилтөрөгчтэй металлын нэгдэл болох эрдсийн анги юм.

Өөр хоорондоо холбогдсон хүчилтөрөгчийн атом агуулсан нэгдлүүдийг хэт исэл (хэт исэл) ба хэт исэл гэж нэрлэдэг. Тэдгээрийг оксид гэж ангилдаггүй.

Химийн шинж чанараас хамааран тэдгээр нь ялгагдана: давс үүсгэдэг оксидууд; үндсэн исэл (жишээлбэл, натрийн оксид Na2O, зэс (II) исэл CuO); хүчиллэг исэл (жишээлбэл, хүхрийн исэл (VI) SO3, азотын исэл (IV) NO2); амфотерийн исэл (жишээлбэл, цайрын оксид ZnO, хөнгөн цагаан исэл Al2O3); давс үүсгэдэггүй исэл (жишээлбэл, нүүрстөрөгчийн дутуу исэл CO, азотын исэл N2O, азотын исэл NO).

Давс - энгийн хоолны давстай төстэй химийн нэгдлүүдийн анги, талст бодис.

Давс нь ионы бүтэцтэй байдаг. Татан буулгах (диссоциаци) дээр усан уусмалдавс нь эерэг цэнэгтэй металлын ион ба хүчиллэг үлдэгдлийн сөрөг цэнэгтэй ионыг (заримдаа устөрөгчийн ион эсвэл гидроксил бүлэг) үүсгэдэг. Саармагжуулах урвал дахь хүчил ба суурийн харьцаанаас хамааран янз бүрийн найрлагатай давс үүсч болно.

Давсны төрөл:

Дунд зэргийн (хэвийн) давс - хүчлийн молекул дахь бүх устөрөгчийн атомууд металлын атомуудаар солигддог. Жишээ нь: Na2CO3, K3PO4;

Хүчиллэг давс - хүчлийн молекул дахь устөрөгчийн атомууд нь металлын атомуудаар хэсэгчлэн солигддог. Тэдгээрийг илүүдэл хүчил бүхий суурийг саармагжуулах замаар олж авдаг. Жишээ нь: NaHCO3, K2HPO4;

Үндсэн давсууд - суурийн гидроксо бүлгүүд (OH-) хүчиллэг үлдэгдэлээр хэсэгчлэн солигдоно. Суурь илүүдэлтэй үед олж авдаг. Жишээ нь: Mg(OH)Cl;

Хүчил дэх устөрөгчийн атомыг хоёр өөр металлын атомаар солиход давхар давс үүсдэг. Жишээ нь: CaCO3 MgCO3, Na2KPO4;

Холимог давс нь нэг катион, хоёр анион агуулдаг. Жишээ нь: Ca(OCl)Cl;

Гидрат давс (талст гидрат) - тэдгээр нь талстжих усны молекулуудыг агуулдаг. Жишээ нь: CuSO4·5H2O;

Нарийн төвөгтэй давс нь давсны тусгай анги юм. Эдгээр нь нарийн төвөгтэй бодисууд бөгөөд тэдгээрийн бүтцэд цогцолбор үүсгэгч (төв бөөмс) ба түүнийг тойрсон лигандуудаас бүрдэх зохицуулалтын хүрээ байдаг. Жишээ нь: K2, Cl3, (NO3)2;

Тусгай бүлэг нь органик хүчлүүдийн давсуудаас бүрддэг бөгөөд тэдгээрийн шинж чанар нь эрдэс давсны шинж чанараас ихээхэн ялгаатай байдаг.

Шалтгаан - (үндсэн гидроксид) - химийн нэгдлүүдийн ангилал, молекулууд нь металлын ионууд эсвэл аммонийн ионууд ба нэг (эсвэл хэд хэдэн) гидроксил бүлэг (гидроксид) -OH-ээс бүрддэг бодисууд. Усан уусмалд тэдгээр нь OH-катионууд ба анионуудыг үүсгэхийн тулд салдаг. Суурийн нэр нь ихэвчлэн "метал/аммонийн гидроксид" гэсэн хоёр үгээс бүрдэнэ. Усанд маш сайн уусдаг суурийг шүлт гэж нэрлэдэг.

Өөр нэг тодорхойлолтоор бол суурь нь химийн нэгдлүүдийн үндсэн ангиллын нэг бөгөөд молекулууд нь протоны хүлээн авагч бодис юм. Органик химийн хувьд уламжлалт байдлаар, баазууд нь хүчтэй хүчилтэй хамт нэмэлт бодис ("давс") үүсгэдэг бодисыг хэлдэг, жишээлбэл, олон алкалоидуудыг "алкалоид-суурь" болон "алкалоид давс" хэлбэрээр дүрсэлсэн байдаг.

Суурийн ангилал: усанд уусдаг суурь (шүлт): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2; усанд бараг уусдаггүй гидроксид: Mg(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3; бусад суурь: NH3 × H2O.

Химийн шинж чанар:

1. Шалгуур үзүүлэлтүүдэд үзүүлэх нөлөө: лакмус - хөх, метил жүрж - шар, фенолфталеин - час улаан,

2. Суурь + хүчил = Давс + ус NaOH + HCl = NaCl + H2O

3. Шүлт + хүчлийн исэл = давс + ус 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

4. Шүлт + давс = (шинэ) суурь + (шинэ) давс Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4&darr + 2NaOH

Хүчил - химийн нэгдлүүдийн үндсэн ангиллын нэг. Тэд азот, хүхэр зэрэг ихэнх хүчлүүдийн исгэлэн амтаас нэрээ авсан. Тодорхойлолтоор хүчил нь суурьтай урвалд ороход протоныг өгдөг протолит (протоныг шилжүүлэхтэй холбоотой урвалд оролцдог бодис), өөрөөр хэлбэл протоныг хүлээн авдаг бодис юм. Электролитийн диссоциацийн онолын хувьд электролитийн диссоциацийн үед хүчил нь электролит бөгөөд зөвхөн катионуудаас устөрөгчийн катионууд үүсдэг.

Хүчиллэгүүдийн ангилал:

Суурь чанараар - устөрөгчийн атомын тоо: monobasic (HPO3), dibasic (H2SeO4, Azelaic acid), tribasic (H3PO4);

Хүч чадлаар: хүчтэй (бараг бүрэн задрах, диссоциацийн тогтмол нь 1·10-3 (HNO3)-аас их) ба сул (диссоциацийн тогтмол нь 1·10-3-аас бага (цууны хүчил Kd = 1.7·10-5));

Тогтвортой байдлын хувьд: тогтвортой (H2SO4) ба тогтворгүй (H2CO3);

Химийн нэгдлүүдийн ангилалд хамаарах байдлаар: органик бус (HBr), органик (HCOOH);

Дэгдэмхий чанараар: дэгдэмхий (H2S) ба дэгдэмхий бус;

Уусах чадвараар: уусдаг (H2SiO3) ба уусдаггүй.

Бүх бодисыг энгийн ба нарийн төвөгтэй гэж хуваадаг.

Энгийн бодисууд- Эдгээр нь нэг элементийн атомуудаас бүрддэг бодисууд юм.

Зарим энгийн бодисуудад нэг элементийн атомууд хоорондоо нийлж молекул үүсгэдэг. Ийм энгийн бодисууд байдаг молекулын бүтэц. Үүнд: , . Эдгээр бүх бодисууд нь хоёр атомт молекулуудаас бүрддэг. (Энгийн бодисуудын нэр нь элементүүдийн нэртэй ижил байна гэдгийг анхаарна уу!)

Бусад энгийн бодисууд байдаг атомын бүтэц , өөрөөр хэлбэл тэдгээр нь тодорхой холбоо бүхий атомуудаас бүрддэг. Ийм энгийн бодисын жишээ нь бүгд (, гэх мэт) ба зарим нь (гэх мэт) юм. Эдгээр энгийн бодисуудын нэрс төдийгүй томъёо нь элементүүдийн тэмдэгтэй давхцдаг.

гэж нэрлэгддэг энгийн бодисуудын бүлэг бас байдаг. Үүнд: гелий Хэ, неон Не, аргон Ар, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn. Эдгээр энгийн бодисууд нь хоорондоо холбоогүй атомуудаас бүрддэг.

Элемент бүр дор хаяж нэг энгийн бодис үүсгэдэг. Зарим элементүүд нь нэг биш, хоёр ба түүнээс дээш энгийн бодис үүсгэж болно. Энэ үзэгдлийг аллотропи гэж нэрлэдэг.

Аллотропинэг элементээр хэд хэдэн энгийн бодис үүсэх үзэгдэл юм.

Нэг химийн элементээс үүссэн өөр өөр энгийн бодисыг аллотроп өөрчлөлт гэж нэрлэдэг.

Аллотропийн өөрчлөлтүүд нь молекулын найрлагад бие биенээсээ ялгаатай байж болно. Жишээлбэл, хүчилтөрөгчийн элемент нь хоёр энгийн бодис үүсгэдэг. Тэдний нэг нь хоёр атомт молекулуудаас бүрдэх O 2 ба элементтэй ижил нэртэй. Өөр нэг энгийн бодис нь триатом молекулуудаас бүрддэг O 3 бөгөөд өөрийн гэсэн нэртэй байдаг - озон.

Хүчилтөрөгч O 2 ба озон O 3 нь өөр өөр физик, химийн шинж чанартай байдаг.

Аллотропийн өөрчлөлт нь янз бүрийн талст бүтэцтэй хатуу бодис байж болно. Жишээ нь нүүрстөрөгчийн С - алмаз ба бал чулууны аллотропик өөрчлөлтүүд юм.

Мэдэгдэж буй энгийн бодисын тоо (ойролцоогоор 400) нь химийн элементүүдийн тооноос хамаагүй их байдаг, учир нь олон элементүүд нь хоёр ба түүнээс дээш аллотропик өөрчлөлтийг үүсгэж чаддаг.

Нарийн төвөгтэй бодисууд- Эдгээр нь янз бүрийн элементийн атомуудаас бүрддэг бодисууд юм.

Нарийн төвөгтэй бодисын жишээ: HCl, H 2 O, NaCl, CO 2, H 2 SO 4 гэх мэт.

Нарийн төвөгтэй бодисыг ихэвчлэн химийн нэгдлүүд гэж нэрлэдэг. Химийн нэгдлүүдэд эдгээр нэгдлүүдийг үүсгэдэг энгийн бодисын шинж чанар хадгалагдаагүй байдаг. Нийлмэл бодисын шинж чанар нь түүний үүссэн энгийн бодисын шинж чанараас ялгаатай байдаг.

Жишээлбэл, натрийн хлорид NaCl нь энгийн бодисоос үүсч болно - металлын натрийн Na ба хийн хлор Cl NaCl-ийн физик, химийн шинж чанар нь Na ба Cl 2-ийн шинж чанараас ялгаатай.

Байгальд, дүрмээр бол тэд олддоггүй цэвэр бодисууд, гэхдээ бодисын холимог. Практик үйл ажиллагаанд бид ихэвчлэн бодисын хольцыг ашигладаг. Аливаа хольц нь хоёр буюу түүнээс дээш бодисоос бүрддэг холимог бүрэлдэхүүн хэсгүүд.

Жишээлбэл, агаар нь хэд хэдэн хийн бодисуудын холимог юм: хүчилтөрөгч O 2 (эзэлхүүний 21%), (78%), гэх мэт Холимог нь олон бодисын уусмал, зарим металлын хайлш гэх мэт.

Бодисын холимог нь нэгэн төрлийн (нэг төрлийн) ба гетероген (гетероген) юм.

Нэг төрлийн холимог- эдгээр нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хооронд интерфейс байхгүй хольц юм.

Хий (ялангуяа агаар) ба шингэн уусмал (жишээлбэл, усан дахь элсэн чихрийн уусмал) холимог нь нэгэн төрлийн байдаг.

Гетероген хольц- Эдгээр нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийг интерфейсээр тусгаарласан хольц юм.

Гетерогенд хатуу бодисын холимог (элс + шохойн нунтаг), бие биендээ уусдаггүй шингэний холимог (ус + тос), шингэн ба түүнд уусдаггүй хатуу бодисын холимог (ус + шохой) орно.

Холимог болон химийн нэгдлүүдийн хоорондох хамгийн чухал ялгаа:

1. Холимог найрлагад бие даасан бодис (бүрэлдэхүүн хэсэг) -ийн шинж чанар хадгалагдана.
2. Хольцын найрлага нь тогтмол биш юм.

Бодисын ангилал Бүх бодисыг нэг элементийн атомаас бүрдэх энгийн, өөр өөр элементийн атомуудаас бүрдэх нийлмэл бодис гэж хувааж болно. Энгийн бодисыг металл ба металл бус гэж хуваадаг: Металл - s ба d элементүүд. Төмөр бус металлууд нь p элемент юм. Нарийн төвөгтэй бодисыг органик болон органик бус гэж хуваадаг.

Металлын шинж чанар нь атомуудын электроноо өгөх чадвараар тодорхойлогддог. Металлын химийн бондын онцлог төрөл бол металлын холбоо юм. Энэ нь ийм шинж чанартай байдаг физик шинж чанар: уян хатан чанар, уян хатан чанар, дулаан дамжуулалт, цахилгаан дамжуулах чанар. At өрөөний нөхцөлМөнгөн уснаас бусад бүх металлууд хатуу төлөвт байдаг.

Төмөр бус шинж чанарууд нь атомуудын электроныг амархан хүлээн авч, электроныг нь муу өгөх чадвараар тодорхойлогддог. Металл бус металлууд нь металаас ялгаатай физик шинж чанартай байдаг: талстууд нь хэврэг, "металл" гялбаагүй, дулаан, цахилгаан дамжуулалт багатай байдаг. Зарим металл бус материалууд өрөөний нөхцөлд хий хэлбэртэй байдаг.

Органик нэгдлүүдийн ангилал. Нүүрстөрөгчийн араг ясны бүтцээр: Ханасан/ханаагүй Шугаман/салбарласан/циклик Байгаагаар функциональ бүлгүүд: Спирт Хүчилүүд Эфир ба эфир нүүрс ус Альдегид ба кетон

Оксид нь молекулууд нь хоёр элементээс бүрдэх нарийн төвөгтэй бодис бөгөөд тэдгээрийн нэг нь исэлдэлтийн төлөвт байгаа хүчилтөрөгч юм. Оксидыг давс үүсгэдэг ба давс үүсгэдэггүй (хайхрамжгүй) гэж хуваадаг. Давс үүсгэгч ислийг үндсэн, хүчиллэг, амфотер гэж хуваадаг.

Үндсэн ислүүд нь хүчил эсвэл хүчиллэг исэлтэй урвалд орж давс үүсгэдэг исэл юм. Үндсэн исэлүүд нь исэлдэлтийн түвшин багатай (+1, +2) металлаар үүсгэгддэг - эдгээр нь үелэх системийн 1, 2-р бүлгийн элементүүд юм. Үндсэн ислийн жишээ: Na 2 O, Ca. О, Мг. О, Cu. O. Давс үүсэх урвалын жишээ: Cu. O + 2 HCl Cu. Cl 2 + H 2 O, Mg. O + CO 2 мг. CO3.

Үндсэн исэл Шүлт ба шүлтлэг шороон металлын исэл нь устай урвалд орж суурь үүсгэдэг: Na 2 O + H 2 O 2 Na. Өө Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 Бусад металлын оксидууд нь устай харгалзах үндэслэлийг шууд бус аргаар олж авдаг.

Хүчиллэг исэл нь суурь эсвэл үндсэн оксидтэй урвалд орж давс үүсгэдэг исэл юм. Хүчиллэг исэл нь өндөр исэлдэлтийн төлөвт (+5, +6, +7) элементүүд - металл бус ба d - элементүүдээр үүсдэг. Хүчиллэг ислийн жишээ: N 2 O 5, SO 3, CO 2, Cr. O 3, V 2 O 5. Хүчиллэг ислийн урвалын жишээ: SO 3 + 2 KOH K 2 SO 4 + H 2 O Ca. O + CO 2 Ca. CO3

Хүчиллэг исэл Зарим хүчиллэг исэл устай харилцан үйлчилж харгалзах хүчлүүдийг үүсгэдэг: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 Бусад хүчиллэг исэл нь устай шууд урвалд ордоггүй (Si. O 2, Te) O 3, Mo. O 3, WO 3), харгалзах хүчлүүдийг шууд бус аргаар олж авдаг. Хүчиллэг ислийг олж авах нэг арга бол холбогдох хүчлүүдээс усыг зайлуулах явдал юм. Тиймээс хүчиллэг ислийг заримдаа "ангидрид" гэж нэрлэдэг.

Амфотер оксид нь хүчиллэг ба үндсэн ислийн шинж чанартай байдаг. Ийм исэл нь хүчтэй хүчилтэй суурь, хүчтэй суурьтай хүчиллэг урвалд ордог: Sn. O + H 2 SO 4 Sn. SO 4 + H 2 O Sn. O + 2 KOH + H 2 O K 2

Исэл үүсгэх арга Энгийн бодисын исэлдэлт: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3, S + O 2 SO 2. Нийлмэл бодисын шаталт: CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O, 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Давс, суурь ба хүчлүүдийн дулааны задрал. Үүний дагуу жишээнүүд: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2, Cd(OH)2 Cd. O + H 2 O, H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O.

Оксидын нэршил "оксид + уг элементийн нэр" гэсэн томьёог ашиглан ислийн нэрийг бүтээдэг. Хэрэв элемент хэд хэдэн исэл үүсгэдэг бол нэрний дараа элементийн исэлдэлтийн төлөвийг хаалтанд бичнэ. Жишээ нь: CO – нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (II), CO 2 – нүүрстөрөгчийн дутуу исэл (IV), Na 2 O – натрийн исэл. Заримдаа исэлдэлтийн төлөвийн оронд нэр нь хүчилтөрөгчийн атомын тоог илэрхийлдэг: дан исэл, давхар исэл, триоксид гэх мэт.

Гидроксид нь гидроксо бүлэг (-OH) агуулсан нэгдлүүд юм. Доторх бондын бат бөх чанараас хамаарна эгнээ E-O-Hгидроксидыг хүчил ба суурь гэж хуваадаг: Хүчил нь хамгийн сул байдаг O-H холболт, тиймээс тэдгээрийг салгахад E-O- ба H+ үүсдэг. Суурьдаа хамгийн сул E-O холболтТиймээс диссоциацийн үед E+ ба OH- үүсдэг. Амфотерийн гидроксидын хувьд гидроксидын урвалд орох бодисын шинж чанараас хамааран эдгээр хоёр холбоог тасалж болно.

Хүчилүүд Электролитийн диссоциацийн онолын хүрээнд "хүчил" гэсэн нэр томьёо нь дараах тодорхойлолттой байна: Хүчил гэдэг нь уусмалд диссоциацилан устөрөгчийн катион, хүчлийн үлдэгдлийн анион үүсгэдэг бодис юм. HA H++AA хүчлийг хүчтэй ба сул (диссоциацийн чадвараар нь), нэг, хоёр, гурвалсан (ажилласан устөрөгчийн атомын тоогоор) болон хүчилтөрөгч агуулсан, хүчилтөрөгчгүй гэж хуваадаг. Жишээ нь: H 2 SO 4 – хүчтэй, хоёр суурьтай, хүчилтөрөгч агуулсан.

Химийн шинж чанархүчил 1. Суурьтай харилцан үйлчлэхэд давс, ус үүсгэх (саармагжуулах урвал): H 2 SO 4 + Cu (OH) 2 Cu. SO 4 + 2 H 2 O. 2. Үндсэн ба амфотерийн ислүүдтэй харилцан үйлчлэхэд давс ба ус: 2 HNO 3 + Mg. O Mg(NO 3)2 + H 2 O, H 2 SO 4 + Zn. OZn. SO 4 + H 2 O.

Хүчиллэгийн химийн шинж чанар 3. Металлтай харилцан үйлчлэх. Устөрөгчийн өмнө "Стрессийн цуврал"-д багтдаг металууд нь устөрөгчийг хүчиллэг уусмалаас (азотын болон төвлөрсөн хүхрийн хүчлээс бусад) зайлуулдаг; энэ тохиолдолд давс үүснэ: Zn + 2 HCl Zn. Cl 2 + H 2 Устөрөгчийн дараа "Стрессийн цуврал" -д байрлах металууд Cu + 2 HCl ≠ хүчиллэг уусмалаас устөрөгчийг нүүлгэж чадахгүй.

Хүчлийн химийн шинж чанар 4. Зарим хүчил халах үед задардаг: H 2 Si. O 3 H 2 O + Si. O 2 5. Бага дэгдэмхий хүчлүүд нь давснаасаа илүү их дэгдэмхий хүчлүүдийг зайлуулдаг: H 2 SO 4 conc + Na. Cltv Na. HSO 4 + HCl 6. Хүчтэй хүчлүүд нь давсны уусмалаас хүч багатай хүчлүүдийг зайлуулдаг: 2 HCl + Na 2 CO 3 2 Na. Cl + H2O + CO2

Хүчилтөрөгчийн нэршил Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн нэрс нь хүчил үүсгэгч элементийн орос нэрний язгуурт "-o-" дагавар, "устөрөгч" гэсэн төгсгөл, "хүчил" гэсэн үгийг нэмснээр үүсдэг. атомын бүлгийн нэр, жишээлбэл, CN - циан, CNS - rhodan). Жишээ нь: HCl – давсны хүчил H 2 S – гидросульфидын хүчил HCN – цианы хүчил

Хүчилтөрөгчийн нэршил Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн нэрийг "элементийн нэр" + "төгсгөл" + "хүчил" гэсэн томьёог ашиглан үүсгэдэг. Төгсгөл нь хүчил үүсгэгч элементийн исэлдэлтийн зэргээс хамаарч өөр өөр байдаг. “–ova”/“-aya” төгсгөлийг исэлдэлтийн өндөр түвшинд хэрэглэнэ. HCl. O 4 - перхлорт хүчил. Дараа нь "-оватая" гэсэн төгсгөлийг ашигладаг. HCl. O 3 - перхлорын хүчил. Дараа нь “–истая” төгсгөлийг хэрэглэнэ. HCl. O 2 - хлорт хүчил. Эцэст нь сүүлчийн төгсгөл нь "-өндгөвч" HCl юм. O - гипохлорт хүчил.

Хүчиллэгийн нэршил Хэрэв элемент нь зөвхөн хоёр хүчилтөрөгч агуулсан хүчил (жишээлбэл, хүхэр) үүсгэдэг бол исэлдэлтийн хамгийн өндөр төлөвт "-ova" / "-ная" төгсгөлийг, харин "-ista" төгсгөлийг ашиглана. доод хэсэг. Хүхрийн хүчлийн жишээ: H 2 SO 4 – хүхрийн хүчил H 2 SO 3 – хүхрийн хүчил

Хүчиллэгийн нэршил Хэрэв нэг хүчиллэг исэл нь өөр өөр тооны усны молекулуудыг холбож хүчил үүсгэдэг бол их хэмжээний ус агуулсан хүчлийг "орто-" гэсэн угтвар, жижиг нь "мета-" гэсэн угтвараар тэмдэглэнэ. P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 - метафосфорын хүчил P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 - ортофосфорын хүчил.

Суурь Электролитийн диссоциацийн онолын хүрээнд “суурь” гэсэн нэр томьёо нь дараах тодорхойлолттой байна: Суурь гэдэг нь уусмалд задран гидроксидын ион (OH‾) ба металлын ион үүсгэдэг бодис юм. Суурийг сул ба хүчтэй (салах чадвараар), нэг, хоёр, гурван хүчил (хүчиллэг үлдэгдэлээр солигдох гидроксо бүлгийн тоогоор), уусдаг (шүлт) гэж ангилдаг. ба уусдаггүй (усанд уусгах чадварын дагуу). Жишээлбэл, KOH нь хүчтэй, моно хүчил, уусдаг.

Суурийн химийн шинж чанар 1. Хүчилтэй харилцан үйлчлэл: Ca(OH)2 + H 2 SO 4 Ca. SO 4 + H 2 O 2. Хүчиллэг ислүүдтэй харилцан үйлчлэл: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 3. Амфотерийн ислүүдтэй харилцан үйлчлэл: 2 KOH + Sn. O + H 2 O K 2

Суурийн химийн шинж чанар 4. Амфотер суурьтай харилцан үйлчлэл: 2 Na. OH + Zn(OH)2 Na 2 5. Суурийн исэл ба ус үүсэх дулааны задрал: Ca(OH)2 Ca. O + H 2 O. Шүлтлэг металлын гидроксид нь халах үед задардаггүй. 6. Амфотер металлуудтай харилцан үйлчлэх (Zn, Al, Pb, Sn, Be): Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O Na 2 + H 2

Суурийн нэршил Суурийн нэрийг "гидроксид" + "генитив дэх металлын нэр" томъёог ашиглан үүсгэнэ. Хэрэв элемент хэд хэдэн гидроксид үүсгэдэг бол түүний исэлдэлтийн төлөвийг хаалтанд бичнэ. Жишээлбэл, Cr(OH)2 нь хромын (II) гидроксид, Cr(OH)3 нь хромын (III) гидроксид юм. Заримдаа нэр нь "гидроксид" гэсэн үгний угтварыг залгаж, гидроксил бүлгийн тоог илэрхийлдэг - моногидроксид, дигидроксид, тригидроксид гэх мэт.

Давс Электролитийн диссоциацийн онолын хүрээнд “суурь” гэсэн нэр томьёо нь дараах тодорхойлолттой: Давс гэдэг нь уусмалд задрах буюу хайлж устөрөгчийн ионоос бусад эерэг цэнэгтэй ион, гидроксидын ионоос бусад сөрөг цэнэгтэй ион үүсгэх бодис юм. Давс нь устөрөгчийн атомыг металлын атом эсвэл гидроксил бүлгүүдийг хүчиллэг үлдэгдэлтэй хэсэгчлэн эсвэл бүрэн орлуулах бүтээгдэхүүн гэж үздэг. Хэрэв орлуулалт бүрэн явагдсан бол хэвийн (дундаж) давс үүсдэг. Хэрэв орлуулалт хэсэгчлэн тохиолдвол ийм давсыг хүчиллэг (устөрөгчийн атомууд байдаг) эсвэл үндсэн (гидроксо бүлгүүд байдаг) гэж нэрлэдэг.

Давсны химийн шинж чанар 1. Давс нь тунадас, сул электролит үүсэх, хий ялгарах тохиолдолд ион солилцооны урвалд ордог: давс нь шүлттэй урвалд ордог бөгөөд тэдгээрийн металлын катионууд нь уусдаггүй суурьтай тохирдог: Cu. SO 4 + 2 Na. OH Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2↓ давс нь хүчлүүдтэй харилцан үйлчилдэг: a) катионууд нь шинэ хүчлийн анионтой уусдаггүй давс үүсгэдэг: Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 Ba. SO 4↓ + 2 HCl б) анионууд нь тогтворгүй нүүрстөрөгч эсвэл аливаа дэгдэмхий хүчилтэй тохирдог (сүүлийн тохиолдолд урвал нь хатуу давс ба төвлөрсөн хүчил хооронд явагддаг): Na 2 CO 3 + 2 HCl 2 На. Cl + H 2 O + CO 2, Na. Cls + H 2 SO 4 conc Na. HSO 4 + HCl;

Давсны химийн шинж чанар c) анионууд нь бага зэрэг уусдаг хүчилтэй тохирч байна: Na 2 Si. O 3 + 2 HCl H 2 Si. O 3↓ + 2 Na. Cl г) анионууд нь сул хүчилтэй тохирч байна: 2 CH 3 COONa + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 CH 3 COOH 2. шинээр үүссэн давсны аль нэг нь уусдаггүй эсвэл задрах тохиолдолд давсууд хоорондоо харилцан үйлчилнэ ( бүрэн гидролиз болдог) хий буюу тунадас ялгарах үед: Ag. NO 3 + Na. ClNa. NO 3+ Ag. Cl↓ 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O 2 Al (OH)3↓ + 6 Na. Cl + 3 CO 2

Давсны химийн шинж чанар 3. Давсны катион харгалзах металл нь урвалд орж буй чөлөөт металлын баруун талд “Хүчдлийн цуваа”-д байрласан бол давс нь металуудтай харилцан үйлчилж болно (илүү идэвхтэй метал нь уусмалаас идэвхгүй металыг нүүлгэн шилжүүлдэг). түүний давс): Zn + Cu. SO 4 Zn. SO 4 + Cu 4. Зарим давс халах үед задардаг: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 5. Зарим давс нь устай урвалд орж талст гидрат үүсгэдэг: Cu. SO 4 + 5 H 2 O Cu. SO 4*5 H 2 O

Давсны химийн шинж чанар 6. Давс нь гидролизд ордог. Энэ үйл явцыг цаашдын лекцүүдэд дэлгэрэнгүй авч үзэх болно. 7. Хүчиллэг ба үндсэн давсны химийн шинж чанар нь дундаж давсны шинж чанараас ялгаатай нь хүчиллэг давс нь хүчлийн шинж чанартай бүх урвалд ордог ба үндсэн давс нь суурийн шинж чанартай бүх урвалд ордог. Жишээ нь: На. HSO 4 + Na. OH Na 2 SO 4 + H 2 O, Mg. OHCl + HCl Mg. Cl 2 + H 2 O.

Давс бэлтгэх 1. Үндсэн исэл нь хүчилтэй харилцан үйлчлэх: Cu. O + H 2 SO 4 Cu. SO 4 + H 2 O 2. Металл өөр металлын давстай харилцан үйлчлэх: Mg + Zn. Cl 2 Mg. Cl 2 + Zn 3. Металлын хүчилтэй харилцан үйлчлэл: Mg + 2 HCl Mg. Cl 2 + H 2 4. Хүчиллэг исэлтэй суурийн харилцан үйлчлэл: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 5. Суурь ба хүчилтэй харилцан үйлчлэх: Fe(OH)3 + 3 HCl Fe. Cl 3 + 3 H 2 O

Давс бэлтгэх 6. Давсны суурьтай харилцан үйлчлэл: Fe. Cl 2 + 2 KOH Fe(OH)2 + 2 KCl 7. Хоёр давсны харилцан үйлчлэл: Ba(NO 3)2 + K 2 SO 4 Ba. SO 4 + 2 KNO 3 8. Металл металл бустай харилцан үйлчлэх: 2 K + S K 2 S 9. Хүчил ба давстай харилцан үйлчлэх: Ca. CO 3 + 2 HCl Ca. Cl 2 + H 2 O + CO 2 10. Хүчиллэг ба үндсэн ислийн харилцан үйлчлэл: Ca. O + CO 2 Ca. CO3

Давсны нэршил Дундаж давсны нэрийг дараах дүрмийн дагуу үүсгэнэ: "нэрлэсэн тохиолдолд хүчиллэг үлдэгдлийн нэр" + "хүчиллэг дэх металлын нэр". Хэрэв метал хэд хэдэн исэлдэлтийн төлөвт давсны нэг хэсэг байж болох юм бол исэлдэлтийн төлөвийг давсны нэрний дараа хаалтанд бичнэ.

Хүчиллэг үлдэгдлийн нэрс. Хүчилтөрөгчгүй хүчлүүдийн хувьд хүчлийн үлдэгдлийн нэр нь элементийн латин нэрний үндэс ба "id" төгсгөлөөс бүрдэнэ. Жишээ нь: Na 2 S - натрийн сульфид, Na. Cl - натрийн хлорид. Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн хувьд үлдэгдлийн нэр нь Латин нэрийн үндэс ба хэд хэдэн хувилбарын төгсгөлөөс бүрдэнэ.

Хүчиллэг үлдэгдлийн нэрс. Хамгийн их исэлдэлтийн төлөвт байгаа элементүүдийн хүчиллэг үлдэгдлийн хувьд "at" төгсгөлийг ашиглана. Na 2 SO 4 - натрийн сульфат. Исэлдэлтийн түвшин бага (-жинхэнэ хүчил) хүчиллэг үлдэгдлийн хувьд "-it" төгсгөлийг ашиглана. Na 2 SO 3 - натрийн сульфит. Илүү бага исэлдэлтийн түвшинтэй (-ovous acid) хүчиллэг үлдэгдлийн хувьд "hippo-" угтвар ба "-it" төгсгөлийг ашигладаг. На. Cl. O - натрийн гипохлорит.

Хүчиллэг үлдэгдлийн нэрс. Зарим хүчиллэг үлдэгдлийг Na гэсэн түүхэн нэрээр нэрлэдэг. Cl. O 4 - натрийн перхлорат. Хүчиллэг давсны нэрэнд "гидро" угтвар нэмж, түүний өмнө орлуулаагүй (үлдэгдэл) устөрөгчийн атомын тоог харуулсан өөр угтварыг нэмж оруулсан болно. Жишээлбэл, На. H 2 PO 4 - натрийн дигидроген ортофосфат. Үүний нэгэн адил үндсэн давсны металлын нэрэнд "гидроксо-" угтварыг нэмдэг. Жишээлбэл, Cr(OH)2 NO 3 нь дигидроксохром (III) нитрат юм.

Хүчил ба тэдгээрийн үлдэгдлийн нэр, томьёо Хүчлийн үлдэгдлийн томьёо Хүчиллэг үлдэгдлийн нэр 2 3 4 Азотын HNO 3 ‾ нитрат Азот HNO 2 ‾ нитрит Гидробромик HBr Br ‾ бромид Гидроиод HI I ‾ Силикон иод2. O 32¯ силикат манганы HMn. O 4¯ перманганат Манганы H 2 Mn. O 42¯ манганат Метафосфорын HPO 3¯ H 3 As. O 43¯ Хүчиллийн нэр 1 Хүнцэл метафосфатын арсенат

Хүчиллэг томъёо нь хүнцэл H 3 As юм. O 3 Ортофосфор H 3 PO 4 Хүчиллэгийн нэр Пирофосфор H 4 P 2 O 7 Дихром Родиум сульфид Фосфор гидрофтор (давстай) Хлорт хлорт (давстай) Хлорт хлорт хлорт хлорт H2DCrH2) SO 4 H 2 SO 3 H 3 PO 3 Хүчиллэг Үлдэгдэлийн хүчиллэг үлдэгдлийн нэр As. O 33¯ арсенит PO 43¯ ортофосфат (фосфат) пирофосфат P 2 O 7 4 ¯ (дифосфат) Cr 2 O 72¯ дихромат CNS¯ тиоцианат SO 42¯ сульфат SO 42¯ сульфат SO 32¯ F ¯C ​​¯ сульфат SO 32¯ C ¯ ¯ PO 3 сульфат. O 4 HCl. O3HCl. O2HCl. O H 2 Cr. O4Cl¯Cl. O4¯Cl. O3¯Cl. O2¯Cl. O¯Cr. O 42¯ HCN CN¯ фтор хлорид перхлорат хлорит гипохлорит хромат цианид

Химийн нэгдэл нь дараахь шинж чанартай байдаг өвөрмөц онцлог:

1) Кристал тор нь нэгдэл үүсгэдэг бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн сүлжээнээс ялгаатай.

2) Нэгдэл нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийнхээ энгийн олон тооны харьцааг үргэлж хадгалж байдаг. Энэ нь A ба B нь харгалзах элементүүд, n ба m нь анхны тоонууд болох энгийн A m B n томъёогоор тэдгээрийн найрлагыг илэрхийлэх боломжтой болгодог.

3) Нэгдлийн шинж чанар нь түүний бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн шинж чанараас эрс ялгаатай.

4) Хайлах (диссоциацийн) температур тогтмол байна.

5) Химийн нэгдэл үүсэх нь дулааны мэдэгдэхүйц нөлөөг дагалддаг.

Химийн нэгдлүүд нь маш их ялгаатай бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн хооронд үүсдэг цахим бүтэцатом ба болор тор.

Ердийн химийн нэгдлүүдийн жишээнд үелэх системийн IV-VI бүлгийн элементүүдтэй магнийн нэгдлүүд орно: Mg 2 Sn, Mg 2 Pb, Mg 2 P, Mg 3 Sb, MgS болон бусад.

Нэг металлын нэгдлүүдийг нөгөө металлын нэгдэл гэж нэрлэдэг.

Металл бус (нитрид, исэл, карбид гэх мэт) бүхий металлын нэгдлүүд нь металл болон ионы холбоо байж болно. Металл холбоо бүхий нэгдлүүдийг металлын нэгдлүүд гэж нэрлэдэг.

Их тооМеталл хайлшаас үүссэн химийн нэгдлүүд нь валентын хуулийг дагаж мөрддөггүй, тогтмол найрлагатай байдаггүй тул ердийн химийн нэгдлүүдээс ялгаатай байдаг. Хамгийн чухал зүйлийг авч үзье химийн нэгдлүүд, хайлшаар үүсгэгдсэн .

7.2.1.Хэрэгжүүлэх үе шатууд. Шилжилтийн металууд (Fe, Mn, Cr, Mo гэх мэт) нь нүүрстөрөгч, азот, бор, устөрөгчтэй хамт үүсдэг, өөрөөр хэлбэл. жижиг атомын радиустай элементүүдтэй, нэгдлүүд: карбид, нитрид, борид, гидрид. Тэдгээр нь нийтлэг бүтэц, шинж чанартай байдаг бөгөөд тэдгээрийг ихэвчлэн хэрэгжүүлэх үе шат гэж нэрлэдэг.

Завсрын үе шатууд нь M 4 X (Fe 4 N, Mn 4 N гэх мэт), M 2 X (W 2 C, Fe 2 N гэх мэт), MX (WC, TiC, TiN гэх мэт) томъёотой байна.

Завсрын фазын талст бүтцийг металл бус (R x) ба металлын (RM) атомын радиусуудын харьцаагаар тодорхойлно. Хэрэв R x / R M<59, то атомы в этих фазах расположены по типу одной из кристаллических решеток: кубической или гексагональной, в которую внедряются атомы неметалла, занимая в ней определенные поры.

Хэрэгжүүлэх үе шатууд нь хувьсах найрлагатай үе шатууд юм. Карбид ба нитрид нь өндөр хатуулагтай байдаг. Завсрын фазын болор тор нь металл тороос ялгаатай.

7.2.2. Цахим холболтууд (Hume-Rothery үе шатууд).Эдгээр нэгдлүүд нь ихэвчлэн нэг валенттай (Cu, Ag, Au, Li, Na) металлууд эсвэл шилжилтийн бүлгийн металлууд (Fe, Mn, Co гэх мэт), нэг талаас 2-оос валенттай энгийн металлуудын хооронд үүсдэг. 5 (Байх,

Mg, Zn, Cd, Al гэх мэт), нөгөө талаас. Энэ төрлийн нэгдлүүд нь валентийн электронуудын тоог атомын тоонд тодорхой харьцаатай байдаг, өөрөөр хэлбэл. тодорхой электрон концентраци. Английн металлофизикч Хьюм-Ротеригийн харуулсан эдгээр харьцаа нь 3/2, 21/13, 7/4 байж болох ба харьцаа тус бүр нь тодорхой болор тортой тохирч байна: бие төвтэй куб эсвэл зургаан өнцөгт тор, нийлмэл куб тор. мөн нүүр төвтэй куб тортой тус тус.

7.2.3 Лавсын үе шатууд. Эдгээр үе шатууд нь AB 2 томьёотой бөгөөд атомын диаметр нь ойролцоогоор 1: 1.2 харьцаатай элементүүдийн хооронд үүсдэг. Жишээлбэл, MgZn 2, TiCr 2 гэх мэт. Лавын фазууд нь халуунд тэсвэртэй хайлш дахь металл хоорондын нэгдлүүдийг бэхжүүлдэг.

Хатуу шийдлүүд

Хатуу уусмалууд нь хайлшийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн аль нэг нь болор торыг хадгалах үе шатууд бөгөөд бусад (эсвэл бусад) бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн атомууд нь эхний бүрэлдэхүүн хэсгийн (уусгагчийн) торонд байрлаж, хэмжээсийг нь өөрчилдөг. Тиймээс хэд хэдэн бүрэлдэхүүн хэсгээс бүрдэх хатуу шийдэл нь нэг төрлийн тортой бөгөөд нэг үе шатыг илэрхийлдэг. Үүнээс гадна хатуу уусмал нь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тодорхой харьцаатай (химийн нэгдэл шиг) байдаггүй, харин концентрацийн хязгаарт байдаг.

Хатуу шийдлүүд байдаг .

Орлуулах хатуу уусмал үүсэх үед ууссан бүрэлдэхүүн хэсгийн атомууд нь түүний талст торонд уусгагч атомуудын нэг хэсгийг орлоно (Зураг 26, б).

Завсрын хатуу уусмал үүсэх үед (Зураг 26, В) ууссан бүрэлдэхүүн хэсгийн атомууд нь уусгагчийн болор торны завсар (хоосон зай) дээр байрладаг.

Зураг.26. BCC болор тор: А- цэвэр металл, б- орлуулах хатуу уусмал, В- завсрын хатуу уусмал; A - үндсэн металлын атомууд, B - орлуулах атомууд, C - завсрын атомууд.

Металууд нь хатуу төлөвт бие биендээ уусч, хязгаарлагдмал эсвэл хязгааргүй уусах чадвартай, орлуулах хатуу уусмал үүсгэдэг. Хязгааргүй уусах чадвартай хатуу уусмалууд нь дараахь нөхцөлд үүсдэг.

1) Бүрэлдэхүүн хэсгүүд нь ижил төрлийн (изоморф) болор тортой байх ёстой.

2) Бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн атомын хэмжээнүүдийн ялгаа нь ач холбогдолгүй бөгөөд 10-15% -иас хэтрэхгүй байх ёстой.

3) Бүрэлдэхүүн хэсгүүд нь элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийн ижил (эсвэл холбогдох) бүлэгт хамаарах ёстой.

Өндөр температурт орлуулах уусмал үүсгэдэг зарим хайлш (жишээлбэл, Cu-Au, Fe-Al) -д (бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн атомуудын эмх замбараагүй ээлжлэн) удаан хөргөх эсвэл тодорхой температурт удаан халаахад атомын дахин хуваарилалтын процесс явагддаг. . Харьцангуй бага температурт тогтвортой хатуу уусмалыг нэрлэдэг захиалсанхатуу уусмал, эсвэл дээд бүтэц. Захиалгат хатуу уусмалыг хатуу уусмал ба химийн нэгдлүүдийн хоорондох завсрын үе шат гэж үзэж болно. Химийн нэгдлүүдээс ялгаатай нь эмх цэгцтэй хатуу уусмалын болор тор нь уусгагч тор юм. Захиалгат хатуу уусмал үүсэх нь физик, механик шинж чанарын өөрчлөлт дагалддаг. Ихэвчлэн хүч чадал нэмэгдэж, уян хатан чанар нь буурдаг.

Хатуу уусмал үүсгэх чадвар нь зөвхөн цэвэр элементүүдээс гадна химийн нэгдлүүдэд ч бас байдаг. Эдгээр тохиолдолд химийн нэгдлүүдийн болор тор хадгалагдах боловч аль нэг бүрэлдэхүүн хэсгийн атомын илүүдэл нь өөр бүрэлдэхүүн хэсгийн тодорхой тооны атомыг орлуулж чаддаг. Үүнээс гадна, энэ тохиолдолд эзэнгүй орон зай - хоосон зай - бие даасан зангилаанд гарч ирж болно. Химийн нэгдлүүд дээр суурилсан хатуу уусмалууд нь торны хэсгүүдэд хоосон орон зай гарч ирдэг бөгөөд тэдгээрийг хасах уусмал гэж нэрлэдэг.

Үргэлжлүүлэх

Доод хайлшхоёр буюу түүнээс дээш элементийг нэгтгэн гаргаж авсан бодисыг хэлнэ.

Тэнцвэрт байгаа үе шатуудын багцыг нэрлэдэг систем. Үе шатбүрэлдэхүүн хэсгүүдээс тусгаарлагдсан ижил бүтэц, талст бүтэц, шинж чанар, нэгтгэх төлөв, интерфейсүүд нь ижил системийн нэгэн төрлийн бүрэлдэхүүн хэсгүүд юм. Доод бүтэцметалл болон хайлш дахь фазын харьцангуй зохион байгуулалтын хэлбэр, хэмжээ, мөн чанарыг ойлгох. Хайлш дахь бүрэлдэхүүн хэсгүүд нь механик хольц, химийн нэгдлүүд эсвэл хатуу уусмал үүсгэж болно.

Механик хольцхоёр бүрэлдэхүүн хэсэг нь хатуу төлөвт харилцан уусах чадваргүй, химийн урвалд орж нэгдэл үүсгэхгүй байх үед үүсдэг.

Химийн нэгдлүүдатомын электрон бүтцэд ихээхэн ялгаатай бүрэлдэхүүн хэсгүүд болон болор торны хооронд үүсдэг. Химийн нэгдлүүдийн бүтэц, шинж чанар нь түүнийг үүсгэсэн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн бүтэц, шинж чанараас ялгаатай байдаг.

Хайлшаас үүссэн хамгийн чухал химийн нэгдлүүд нь:

Хэрэгжүүлэх үе шатууд

Цахим холболтууд (Hume-Rothery үе шатууд)

Лавсын үе шатууд

Хатуу шийдлүүдхайлшийн бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн аль нэг нь болор торыг хадгалж, бусад (эсвэл бусад) бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн атомууд эхний бүрэлдэхүүн хэсгийн (уусгагчийн) торонд байрлаж, хэмжээсийг нь өөрчилдөг үе шат гэж нэрлэдэг.

Хатуу шийдлүүд байдаг орлуулах, хэрэгжүүлэх, хасах.

Хяналтын асуултууд

1. Хайлш гэж юу вэ?

2. "Үе шат", "систем", "бүтэц" гэсэн нэр томъёог тодорхойлно уу.

3. Хайлш дахь бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн механик хольц хэзээ, химийн нэгдэл хэзээ үүсэх вэ?

4. Хатуу уусмал гэж юу вэ? Та ямар төрлийн хатуу шийдлийг мэддэг вэ?

8. БАЙДЛЫН ДИАГРАМ

Төрийн диаграмхайлшийн төлөв байдлын график дүрслэл юм. Төлөвийн диаграммыг тэнцвэрийн нөхцөл эсвэл түүнд хангалттай ойрхон нөхцлөөр бүтээдэг. Тиймээс фазын диаграммыг тэнцвэрийн диаграм гэж нэрлэж болно.

Тэнцвэрийн төлөв нь чөлөөт энергийн хамгийн бага утгатай тохирч байна. Энэ төлөвт хайлш хэт халалт эсвэл дутуу хөргөлт байхгүй тохиолдолд хүрч болно. Фазын диаграм нь онолын тохиолдлыг илэрхийлдэг, учир нь Практикт тэнцвэрийн өөрчлөлтүүд (хэт хөргөлт эсвэл хэт халалтгүйгээр) үүсэх боломжгүй -

Шиа. Ихэвчлэн практикт халаалт эсвэл хөргөлтийн бага хурдтай үед тохиолддог өөрчлөлтүүдийг ашигладаг.

Тогтвортой үе шатуудын зэрэгцэн орших ерөнхий зүй тогтлыг математик хэлбэрээр хэлбэрээр илэрхийлж болно үе шатны дүрэмэсвэл Гиббсын хууль.

Фазын дүрэм нь системийн эрх чөлөөний зэрэг ба бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн фазын тоо хоорондын тоон хамаарлыг өгдөг.

Доод эрх чөлөөний зэрэглэлийн тоо (хувьсах байдал)системүүд нь системийн фазын тоог өөрчлөхгүйгээр өөрчлөх боломжтой гадаад ба дотоод хүчин зүйлсийн тоог (температур, даралт, концентраци) ойлгодог.

Фазын дүрэм.

С= k - f + 2

ХАМТ- эрх чөлөөний зэрэглэлийн тоо, к- бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн тоо, е- үе шатуудын тоо; 2 - гадаад хүчин зүйлийн тоо.

Фазын дүрэм нь зөвхөн тэнцвэрт байдалд хүчинтэй.

Фазын дүрмийн тэгшитгэлийн бие даасан хувьсагч нь концентрац, температур, даралт юм. Хэрэв бид металлын бүх хувиргалт тогтмол даралтын дор явагдана гэж үзвэл хувьсагчийн тоо нэгээр буурах болно.

С= k - f + 1

Жишээ. Нэг бүрэлдэхүүн хэсэгтэй системийн эрх чөлөөний зэрэг хэрхэн өөрчлөгдөхийг харцгаая ( k=1) цэвэр металлын талстжилтын хувьд. Металл шингэн төлөвт байх үед, i.e. f =1(нэг фаз нь шингэн), эрх чөлөөний градусын тоо 1. Энэ тохиолдолд температур нь нэгтгэх төлөвийг өөрчлөхгүйгээр өөрчлөгдөж болно. Талсжих мөчид f =2(хоёр үе шат - хатуу ба шингэн), С=0. Энэ нь хоёр үе шат нь хатуу тогтоосон температурт (хайлах цэг) тэнцвэрт байдалд байгаа гэсэн үг бөгөөд нэг фаз алга болох хүртэл үүнийг өөрчлөх боломжгүй, өөрөөр хэлбэл. систем моновариант болохгүй ( C=1).