Войти
Закрыть

Хімічна рівновага

11 клас

Необоротні ті реакції, продукти яких не здатні реагувати один з одним, утворюючи початкові речовини. Тому в необоротних реакціях усі реагенти взаємодіють один з одним повністю з утворенням продуктів реакції. Більшість реакцій у неорганічній хімії є саме необоротними, на відміну від реакцій за участі органічних речовин. Поняття про хімічну рівновагу Оборотні реакції ніколи не відбуваються до кінця. Оскільки пряма та зворотна реакції відбуваються одночасно, то в певний момент часу їхні швидкості зрівняються, і настане хімічна рівновага. Водень із йодом взаємодіють з утворенням йодоводню, і за певних умов ця реакція є оборотною:...
0 Переглянути

Залежність фізичних властивостей речовин від їхньої будови

11 клас

Йонні сполуки за кімнатної температури тверді, а плавляться і киплять лише за високої температури. Це пояснюється тим, що йони в кристалі сильно притягуються один до одного, і, щоб зрушити їх, необхідно багато енергії. Утім, незважаючи на твердість, йонні речовини крихкі. Це зумовлене будовою кристала: навіть незначний зсув наближає один до одного однойменно заряджені йони, і вони починають відштовхуватися. Наслідком цього є тріщини в кристалі й навіть його руйнування (мал. 10.3, с. 48)....
0 Переглянути

Кристалічний і аморфний стани твердих речовин

11 клас

Аморфні речовини за внутрішньою будовою нагадують рідини, тільки не можуть текти. Під час нагрівання вони поступово розм'якшуються і нарешті стають рідкими. Аморфним речовинам, як і рідинам, можна надати будь-якої форми. За певних умов речовина може з кристалічної перетворюватися на аморфну, і навпаки. Звичайне скло — аморфна речовина, але з часом силіцій(IV) оксид у його складі набуває кристалічної форми. Через це старі склянки під час наливання в них окропу лопаються набагато частіше, ніж нові. Цукор — кристалічна речовина. Але якщо його розплавити та швидко охолодити, то він застигає в аморфному стані. З такого цукру можна виготовляти льодяники, карамельки тощо (мал. 9.1)....
0 Переглянути

Металічний зв'язок

11 клас

Дослідження за допомогою рентгенівського випромінювання довели, що метали у твердому стані існують у вигляді кристалів. Ці кристали складаються з атомів та позитивно заряджених йонів металічних елементів, які утримуються разом у певних положеннях кристалічних ґраток «електронним газом», що може вільно пересуватися (мал. 8.1). В утворенні металічного зв'язку беруть участь електрони зовнішнього енергетичного рівня. Атоми металічних елементів їх утрачають, унаслідок чого ці електрони стають «вільними». Ці електрони вже не належать певному атому, вони делокалізовані, тобто розподілені між усіма позитивними йонами металічних елементів. Електрони не розташовуються електронними парами між сусідніми йонами, а можуть вільно пересуватися по всьому кристалу. Делокалізовані електрони фактично є «цементом», що утримує разом позитивно заряджені йони, інакше кристалічні ґратки розпалися б через відштовхування йонів. Разом із тим, такі електрони утримуються металічними катіонами в межах кристалічних ґраток і не можуть залишити металічний кристал....
0 Переглянути

Водневий зв'язок

11 клас

У багатьох речовинах існує особливий тип хімічного зв'язку — водневий. У 9 класі ви вивчали, що водневий зв'язок є міжмолекулярним, тобто утворюється між молекулами (або між частинами однієї молекули). Розглянемо утворення водневого зв'язку на прикладі молекул води. У молекулі води між атомами Оксигену та Гідрогену зв'язок ковалентний. Через значну різницю електронегативностей (ΔΕΗ = 3,44 - 2,20 = 1,24) цей зв'язок дуже полярний. Унаслідок цього на атомах Гідрогену наявний позитивний заряд і дефіцит електронної густини, а в атома Оксигену заряд негативний і є дві неподілені електронні пари:...
0 Переглянути

Ковалентний зв'язок

11 клас

Ковалентний зв'язок виникає переважно між атомами неметалічних елементів. Для таких елементів характерне те, що вони прагнуть не віддати електрони із зовнішнього енергетичного рівня, а, навпаки, доповнити його до октету. А якщо два атоми не віддають один одному електрони, а намагаються їх забрати, то вони обидва починають притягуватися до цих електронів та «усуспільнюють» їх, тобто утворюють спільну електронну пару. • Хімічний зв'язок, що виникає в результаті утворення спільних електронних пар, називають ковалентним. Існує два способи утворення ковалентного зв'язку: рекомбінаційний (обмінний) та донорно-акцепторний. Рекомбінаційний, або обмінний, механізм утворення ковалентного зв'язку ми вже розглянули у 8 класі. Він полягає в тому, що для утворення спільної електронної пари кожний з атомів надає у спільне користування по одному електрону. Наприклад, під час утворення молекули водню з атомів Гідрогену (мал. 6.1):...
0 Переглянути

Природа хімічного зв'язку. Йонний зв'язок

11 клас

1897 року після відкриття електрона англійським фізиком Дж. Томсоном було висловлене припущення, що хімічні зв'язки мають електронну природу й утворюються завдяки зміщенню або перенесенню електронів від одного атома до іншого. Електронну природу можна проілюструвати енергетичною діаграмою взаємодії двох атомів Гідрогену, що залежить від відстані між ними (мал. 5.1). На великій відстані взаємодією атомів один з одним можна знехтувати, і під час їх зближення до певного моменту їхня сумарна енергія не змінюватиметься. У міру їх зближення ядро одного атома притягує електрон іншого, і навпаки. Між атомами виникає взаємодія, і відстань між ними зменшується доти, поки взаємне притягання не врівноважиться відштовхуванням двох позитивних ядер....
0 Переглянути

Властивості хімічних елементів та їхніх сполук на основі уявлень про електронну будову атомів

11 клас

В елементів однієї підгрупи подібна електронна конфігурація атомів. Наприклад, в атомах Карбону й Силіцію, що розміщені в четвертій групі Періодичної системи, на зовнішньому рівні міститься по чотири електрони (на s- та р-орбіталях). Відмінність лише в тому, що в Карбону зовнішнім є другий енергетичний рівень, а в Силіцію — третій. Отже, ці дві пари елементів є електронними аналогами. Будова зовнішнього енергетичного рівня атомів хімічних елементів однієї підгрупи є подібною (мал. 4.1, с. 20), вони є електронними аналогами і внаслідок цього мають подібні хімічні властивості. Звертаючи увагу на будову електронних оболонок атомів, ми бачимо, що зі збільшенням заряду ядра атомів періодично повторюються електронні формули зовнішніх енергетичних рівнів атомів. Оскільки саме від зовнішнього рівня насамперед залежать властивості елементів та їхніх сполук, то така періодичність зміни електронної конфігурації атомів пояснює справедливість Періодичного закону....
0 Переглянути

Особливості будови атомів у збудженому електронному стані. Валентність. Ступінь окиснення

11 клас

Зазвичай, коли ми говоримо про атоми чи молекули, йдеться про їхній основний енергетичний стан. Основним називають такий стан атома (молекули), у якому енергія атома (молекули) мінімальна. У більшості випадків ця енергія визначається розподілом електронів в електронній оболонці атома згідно з принципом мінімальної енергії. Будь-який енергетичний стан, що відрізняється від основного, називають збудженим. У такий стан атоми (молекули) можуть переходити за певних умов: під час нагрівання, за умови поглинання електромагнітного випромінювання (видимого, ультрафіолетового тощо). Під час збудження атомів відбувається перехід електронів на інші, менш енергетично вигідні орбіталі. Наприклад, під час збудження атомів Гідрогену та Гелію електрони переходять на наступні енергетичні рівні (збуджений стан позначають зірочкою):...
0 Переглянути

Розподіл електронів в електронній оболонці атомів s-, p- та d-елементів

11 клас

Електрони займають орбіталі послідовно починаючи з першого енергетичного рівня за порядком збільшення енергії рівня та підрівня. Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Це правило називають принципом найменшої енергії: • В атомі кожний електрон намагається зайняти орбіталь із мінімальним значенням енергії, що відповідає найміцнішому його зв'язку з ядром. Порівнювати енергії підрівнів слід з урахуванням такого: • енергія s-підрівня завжди менша за енергію р-підрівня того самого енергетичного рівня, тобто s-підрівень заповнюється електронами раніше за р-підрівень; • енергія d-підрівня більша навіть за енергію s-підрівня наступного енергетичного рівня. Порядок заповнення електронами енергетичних підрівнів можна ілюструвати так:...
0 Переглянути
Вперед
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 ... 25
Назад

Навігація