Основным средствами и методами спасения на воде являются:

• предметы, увеличивающие плавучесть человека: спасательный круг, «конец Александрова», спасательные шары, доски;
• плавсредства: лодка, плот, надувной матрац;
• приближение к утопающему по берегу, либо вплавь, извлечение его из воды.

Если пострадавший находится далеко от берега и способен к самостоятельным активным действиям, то ему необходимо бросить одно из описанных ниже специальных спасательных средств.

Спасательный круг нужно взять одной рукой, второй рукой взяться за леер (веревку), сделать 2-3 круговых движения вытянутой рукой на уровне плеча и бросить его плашмя в сторону утопающего. Бросок должен быть сделан так, чтобы круг упал на расстоянии 0,5-1,5 м от человека. Бросать круг прямо на него нельзя – это может привести к травме. При бросании круга с лодки делать это нужно со стороны кормы или носа. Пострадавший может держаться за круг, леер или надеть круг на пояс.

«Конец Александрова» нужно взять за большую петлю и сделать 2-3 витка веревки, малую петлю и оставшуюся часть веревки следует удерживать в другой руке. Сделав несколько замахов рукой с большой петлей «конец Александрова» бросают пострадавшему. Тот в свою очередь должен надеть петлю через голову под руки или держать за поплавки. После этого пострадавшего подтягивают к берегу.

Спасательные шары можно взять одной рукой, а другой рукой взять трос, соединяющий их. После выполнения 2-3 замахов бросить шары пострадавшему.

Плавсредства. При оказании помощи утопающему могут использоваться лодки. Приближаться к пострадавшему нужно очень осторожно, с учетом направления ветра и течения, чтобы не нанести ему травму веслом, корпусом лодки, мотором. Пострадавшего можно поднять на борт или транспортировать к берегу по воде.

Чаще всего утопающему приходится оказывать помощь вплавь. Этот способ требует от спасающих умения хорошо плавать, нырять, транспортировать пострадавших в воде, оказывать помощь, знать приемы освобождения от захватов.

Прежде чем войти в воду, нужно быстро оценить ситуацию, приблизиться к утопающему по берегу, войти в воду и плыть к нему. Если пострадавший контролирует свои действия, он должен держаться за плечи спасателя и вместе с ним плыть к берегу. В случае бесконтрольного поведения утопающего необходимо приблизиться к нему со стороны спины, осуществить захват и транспортировать к берегу. Во время транспортировки голова пострадавшего должна находиться над водой.

Если пострадавший опустился на дно водоема и лежит спиной на грунте, то к нему нужно подплыть со стороны головы, подхватить под мышки, оттолкнуться от дна и подняться на поверхность воды. В случае расположения пострадавшего на боку или животе к нему нужно подплывать со стороны ног. Поиск пострадавшего под водой осуществляется с использованием маски или специальных очков, а при их отсутствии можно открыть глаза под водой. При наличии течения нужно учитывать возможность сноса пострадавшего.

Главным условием оказания помощи утопающему является оперативное проведение всего комплекса работ. Это связано с тем, что после 5-6 минут нахождения под водой в организме начинаются необратимые процессы и человек погибает.

Необходимо помнить, что утопающий представляет собой реальную угрозу для тех, кто оказывает ему помощь. Охваченный страхом, он не контролирует свои действия, делает хаотичные движения, может сильно схватить находящегося рядом человека и вместе с ним погрузиться под воду. Учитывая это, подплывать к утопающему нужно со стороны спины, действовать четко, бесцеремонно, а при необходимости жестко, стараться избегать захватов. Если все же это произошло, нужно как можно быстрее освободиться от них.

Одним из надежных и эффективных способов освобождения от захватов считается уход под воду вместе с пострадавшим, который обязательно отпустит спасателя и постарается подняться на поверхность, чтобы осуществить вдох.

Нередки случаи, когда в воде одновременно оказывается несколько тонущих детей. В этой ситуации наиболее опасным является захват спасателя несколькими пострадавшими одновременно.

Подплывая к группе тонущих, нужно выбрать пострадавшего, который находится в самом критическом положении, и оказать ему помощь.

Для поддержания плавучести людей в воде им нужно бросить плавающие предметы. С целью ускорения спасательной операции целесообразно использовать лодку. Подплывать к тонущему нужно против течения, при ветреной погоде – против ветра и волн. Если лодка оснащена мотором, подъем пострадавших в нее должен осуществляться со стороны кормы. Это нужно делать через борт. Находиться в лодке нужно на корточках или на коленях, что позволит не раскачивать ее и исключит опрокидывание.

Поднимая пострадавшего на плавательное средство, нужно исключить возможность травмирования об острые и выступающие части. Если отсутствует возможность подъема пострадавшего на судно, ему следует бросить спасательное средство.

Максимально допустимая загрузка лодки должна обеспечить высоту борта над поверхностью воды 25 см. Если эксплуатация лодки осуществляется в ветреную погоду, ночью, на неизвестном водоеме, высота свободного борта над водой должна составлять 50 см.

После извлечения человека из воды необходимо незамедлительно приступить к оказанию первой помощи, степень которой определяется с учетом состояния пострадавшего.

Правила оказания помощи при утоплении

Понятие и основные причины утопления

Под утоплением понимают комплекс изменений в организме, приводящих в конечном итоге к смерти, вследствие закрытия дыхательных путей жидкостью. При утоплении происходит вынужденное прекращение доступа воздуха в дыхательные пути, нарушается газообмен, быстро развивается гипоксия (недостаток кислорода в крови). Через 5-6 минут после погружения под воду в организме начинаются необратимые процессы и человек погибает.

Признаками утопления являются:

выделение пены изо рта;

остановка дыхания и сердечной деятельности;

посинение кожных покровов;

расширение зрачков.

Утопление бывает трех видов:

истинным;

• синкопальным.

Истинное утопление происходит в результате попадания воды (жидкости) в дыхательные пути и легкие человека, что препятствует поступлению воздуха. Кожные покровы синеют, изо рта и носа выделяется пенистая жидкость.

Сухое утопление происходит в результате спазма голосовых связок (ларингоспазма) при попадании в верхние дыхательные пути небольшого количества жидкости, которая в легкие не поступает. Пострадавший теряет сознание и сразу опускается на дно.

Синкопальное (бледное) утопление происходит в результате внезапной остановки сердцебиения и дыхания.

Основные причины утопления:

нарушение правил поведения на воде, заведомо опасные действия;

неумение плавать;

стремительное, бурное течение водного потока;

спазм дыхательных путей при неожиданном попадании в холодную воду («холодовой шок»);

травмы, потеря сознания в воде;

пренебрежение средствами индивидуальной защиты;

ныряние в неизвестных местах;

купание в опасных местах: быстрое течение, наличие водорослей и посторонних предметов в воде, сильные волны, водосбросы, судоходные фарватеры;

судороги, усталость, переохлаждение.

Рассмотрим некоторые из них. Длительное пребывание человека в воде может вызвать непроизвольное болезненное сокращение мышц, которое называется судорогой. Чаще всего судороги охватывают икроножные мышцы, что препятствует выполнению активных действий ногами. В этой ситуации нужно сделать глубокий вдох, погрузиться вертикально в воду с головой, выпрямить ноги, осуществить захват руками больших пальцев ног и сильно потянуть на себя.

Положительный эффект достигается путем проведения массажа пораженных мышц. При судорогах мышц передней поверхности бедра ноги нужно максимально согнуть в коленях и подтянуть (прижать) их руками к задней поверхности бедра.

Судороги мышц живота устраняют путем подтягивания согнутых в коленях ног к животу.

Судороги мышц рук устраняют путем сжимания и разжимания кулаков, сгибания и разгибания рук в локтевом суставе.

Устранив судороги, нужно плыть к берегу, поскольку они могут охватить мышцы снова. Если судороги охватили ноги и их не удалось ликвидировать, нужно лечь на спину и плыть к берегу, работая руками. Если поражены руки, то работать нужно ногами. Главное в этой непростой ситуации заключается в мобилизации всех сил на выход из создавшегося чрезвычайного положения, подавление страха и паники.

Причиной утопления могут стать водовороты. Они образуются в местах сильного течения рек, на изгибах, за крупными камнями, над неровностями дна, в момент затопления судна. Вращательное движение воды в водовороте бывает настолько сильным, что выбраться из него довольно трудно. Водоворот затягивает человека под воду, вращает его, нарушает координацию движений, вызывает головокружение. При попадании в водоворот необходимо принять горизонтальное положение тела и попытаться выплыть в безопасное место. Если водоворот затянул, то необходимо глубоко вдохнуть, нырнуть и под водой отплыть как можно дальше в сторону. На поверхности воды сделать это значительно труднее. Для ориентации под водой в направлении «вверх-вниз» надо выпустить несколько пузырьков воздуха изо рта, которые всегда поднимаются вверх.

Опасность для человека в воде также представляют водоросли. Они могут обвить петлями ноги, руки, туловище, сковать движения и явиться причиной утопления. Особенно опасны водоросли для ныряльщиков. При попадании в заросшее водорослями место нужно принять горизонтальное положение тела, не делать резких движений, осторожно покинуть опасное место. Если водоросли зацепили тело, следует осторожно ослабить петли растений руками, при этом движения должны быть спокойными, неторопливыми, уверенными. После освобождения плыть нужно в ту сторону, откуда приплыли.

Одной из причин утопления являются высокие волны. При их наличии лучше держаться подальше от воды. Плавание в этих условиях связано с повышенным риском, постоянным обрушиванием на человека вершин волн, что приводит к потере сил, нарушению ритма дыхания, попаданию воды в дыхательные пути, необходимости частого погружения под воду с целью исключения ударов волн. Опасность представляют собой волны, идущие от берега, они могут унести человека далеко в воду. Оказавшись в подобных условиях, необходимо как можно быстрее добраться до берега.

Человек может утонуть при потере сознания в результате уменьшения снабжения головного мозга кислородом при задержке дыхания во время ныряния. Положение усугубляется тем, что критическое состояние наступает неожиданно, пострадавший теряет сознание под водой, он не может самостоятельно противодействовать случившемуся или позвать на помощь.

Человек может оказаться в воде как по своей воле (купание, подводная охота, рыбная ловля), так и совершенно случайно (авария плавательного средства, падение в воду, оказание помощи пострадавшим).

Для предотвращения погружения человека под воду можно использовать несколько способов:

умение плавать;

поддержание горизонтального или вертикального положения тела за счет активных движений руками и ногами;

принятие позы «поплавок»;

использование плавающих в воде предметов и специальных спасательных средств.

Плавание относится к активному способу удержания человека на воде и передвижения, однако оно связано с большими физическими затратами и быстрым утомлением.

Для отдыха на воде можно использовать позу лежа на спине: лечь на спину, развести руки и ноги, закрыть глаза, положить голову на воду, расслабиться, дышать глубоко и спокойно, удерживать горизонтальное положение за счет работы рук и ног. Эта поза самая безопасная и менее утомительная.

Отдых на воде обеспечивает поза «поплавок». Для ее выполнения необходимо глубоко вдохнуть, погрузить лицо в воду, обхватить колени руками и прижать их к туловищу, выдох делать медленно в воду. После окончания выдоха следует поднять голову, осуществить вдох, опустить голову в воду и сделать выдох под водой.

Для отдыха в воде можно использовать плавающие в ней различные предметы (доски, бревна, куски пенопласта и т.д.).

Спокойное, уверенное поведение человека в воде позволит долго удержаться на ее поверхности, дождаться помощи, набраться сил и самостоятельно добраться до берега.

Беспорядочное барахтанье в воде приводит к быстрой потере сил, попаданию воды в дыхательные пути, что способствует утоплению.

Тонущий человек хаотично размахивает руками, просит о помощи, периодически уходит под воду и всплывает. В этой ситуации ему необходимо немедленно оказать помощь. Главная задача заключается в быстром извлечении пострадавшего из воды на берег или плавательное средство. Если помощь оказать в первую минуту после утопления, то исход может оказаться положительным в 90% и более случаев, через 5-6 минут число благополучных исходов резко сокращается.

Тонущий человек должен все силы направить на максимально возможное удержание на поверхности воды, самостоятельное достижение берега, обеспечение безопасности на берегу.

Одним из основных профилактических мероприятий по предупреждению утоплений является обучение плаванию. Научиться плавать и уверенно держаться на воде можно довольно быстро. Умение плавать, держаться на воде – одно из условий сохранения жизни при наводнении и других чрезвычайных ситуациях на воде.

Для эффективной помощи пострадавшим в воде необходимо знать основные приемы спасения, иметь в наличии средства оказания помощи, уметь ими пользоваться.

Первая помощь при утоплении

Если пострадавший находится в сознании, у него не нарушено дыхание и пульс, достаточно его уложить, дать горячее питье, согреть и успокоить.

В случае бессознательного состояния утонувшего сразу же после извлечения его из воды необходимо:

перевернуть лицом вниз и опустить голову (голова должна находиться ниже уровня таза);

очистить рот от инородного содержимого и резко надавить на корень языка;

при появлении рвотного и кашлевого рефлексов добиться полного удаления воды из дыхательных путей и желудка;

в случае развития отека легких: усадить, наложить жгуты на бедра и, при возможности, наладить вдыхание кислорода через пары спирта;

при остановке дыхания и сердечной деятельности незамедлительно приступить к их восстановлению. К числу основных реанимационных мероприятий относятся искусственное дыхание и непрямой массаж сердца.

Искусственное дыхание. Проводится в случае остановки дыхания. Основными способами проведения искусственного дыхания являются: «рот в рот», «рот в нос», «рот в стому».

Искусственное дыхание проводится путем принудительного наполнения дыхательных путей пострадавшего выдыхаемым воздухом человека, который оказывает первую помощь.

Выдыхаемый воздух содержит 16% кислорода, которого вполне достаточно для поддержания жизнедеятельности организма, возбуждения дыхательного центра и восстановления дыхания.

Для проведения искусственного дыхания необходимо положить пострадавшего на спину, очистить его ротовую полость от посторонних предметов, запрокинуть голову назад и приподнять подбородок, что обеспечит освобождение дыхательных путей. Далее нужно проделать в ткани (носовом платке, марле, салфетке) отверстие диаметром 3-5 см, накрыть ею лицо пострадавшего таким образом, чтобы отверстие совпало с его ртом. Зажать нос пострадавшего большим и указательным пальцами, глубоко вдохнуть, плотно прижаться губами к его губам, сделать сильный выдох в его рот. После подъема грудной клетки следует освободить губы пострадавшего и дать возможность воздуху выйти наружу.

В ряде случаев приходится выдыхать воздух через нос пострадавшего. Для этого нос обхватывается ртом, и производится сильный выдох.

В числе пострадавших могут оказаться люди, которые перенесли операцию на дыхательных путях, и поэтому они используют для дыхания специальную трубку – стому. Таким пострадавшим нужно закрыть рот и нос, а вдох делать через стому.

Количество дыхательных циклов должно составлять 10-12 раз в минуту.

Проводя искусственное дыхание, необходимо ежеминутно проверять, не произошла ли остановка сердца. Если пульсации сонной артерии нет – надо немедленно начинать непрямой массаж сердца, сочетая его с искусственным дыханием.

Непрямой массаж сердца проводится в случае остановки сердца для возобновления его работы с целью восстановления кровообращения. Он заключается в ритмичном надавливании ладонями рук на грудную клетку, что приводит к принудительному сжатию сердца и, как следствие, к поступлению крови в артерии. При ослаблении усилия грудная клетка поднимается и кровь по венам наполняет сердце. Такая принудительная циркуляция крови обеспечивает поддержание необходимых жизненных функций до восстановления самостоятельной работы сердца. Непрямой массаж сердца необходимо проводить незамедлительно в случае его остановки. Признаками внезапной остановки сердца являются: резкое побледнение кожных покровов, потеря сознания, прекращение пульса, дыхания, появление редких судорожных вдохов, расширение зрачков.

Для проведения непрямого массажа сердца пострадавшего необходимо положить на спину, на твердое основание, расположить его руки вдоль туловища, придать ногам возвышенное положение для облегчения притока венозной крови к сердцу. Оказывающий первую помощь располагается сбоку, размещает ладонь одной руки таким образом, чтобы ее основание располагалось в нижней части грудины, вдоль продольной оси, а ладонь второй руки накладывает сверху первой для усиления давления. Надавливание осуществляется в вертикальном направлении, величина прогиба грудной клетки должна составлять 3-4 см. Количество надавливаний 75-85 раз в минуту. Непрямой массаж сердца необходимо делать до восстановления его функций. В случае отсутствия признаков жизни по истечении 25-30 минут массажа его нужно прекратить.

С целью насыщения крови кислородом непрямой массаж сердца следует проводить одновременно с искусственным дыханием. В этой работе должно участвовать не менее двух человек. Если такой возможности нет, то и одни человек может проводить реанимационные мероприятия.

Последовательность их выполнения такова: необходимо сделать 2-3 цикла искусственного дыхания, за тем 15-16 нажатий на грудную клетку.

Этот ритм следует сохранять до восстановления функций дыхания и сердцебиения.

Через каждые 3 минуты необходимо проводить контрольные замеры дыхания и частоты сердечных сокращений.

Непрямой массаж сердца – простое реанимационное мероприятие, позволяющее спасти жизнь пострадавшего. О его эффективности можно судить по появлению самостоятельного пульса и дыхания, сужению зрачков.

Транспортировать пострадавшего в лечебное заведение нужно после восстановления сердечной деятельности и дыхания. Оптимальной позой при этом является поза «лежа на боку с опущенной головой».

Необходимость госпитализации всех пострадавших в лечебное учреждение в данном случае связана с опасностью развития так называемого «вторичного утопления», когда появляются признаки острой дыхательной недостаточности, боль в груди, кашель, одышка, чувство нехватки воздуха, кровохаркание, возбуждение, учащение пульса. В течение нескольких суток остается высокой вероятность развития отека легких.

.

Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная), металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними – ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах – их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

Ионная связь.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи – ковалентные полярные).­­­ ­ ­­ ­­ ­

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара – это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

Ковалентная полярная связь.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.

Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относите-льно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свобо-дные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положи-тельными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристал-лической решетки металлов.

Водородная связь.

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2­ O, NH 3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.

Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки».

При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.

Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.

Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Аммиак — нитрид водорода.

Формула – NH 3 . Молярная масса – 17 г/моль.

Физические свойства аммиака

Аммиак (NH 3) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см 3 .

Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB 3 . В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp 3 . Аммиак имеет геометрическую структуру типа AB 3 E – тригональная пирамида (рис. 1).

Рис. 1. Строение молекулы аммиака.

Химические свойства аммиака

В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.

При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор – платина)

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагревании)

Получение аммиака

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O

Эта реакция является качественной на ионы аммония.

Применение аммиака

Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Каковы масса и объем аммиака, которые потребуются для получения 5т нитрата аммония?
Решение	Запишем уравнение реакции получения нитрата аммония из аммиака и азотной кислоты: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 По уравнению реакции количество вещества нитрата аммония равно 1 моль — v(NH 4 NO 3) = 1моль. Тогда, масса нитрата аммония, рассчитанная по уравнению реакции: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 т Согласно уравнению реакции, количество вещества аммиака также равно 1 моль — v(NH 3) = 1моль. Тогда, масса аммиака, рассчитанная по уравнению: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3); m(NH 3) = 1×17 = 17 т Составим пропорцию и найдем массу аммиака (практическую): х г NH 3 – 5 т NH 4 NO 3 17 т NH 3 – 80 т NH 4 NO 3 х = 17×5/80 = 1,06 m(NH 3) = 1,06 т Аналогичную пропорцию составим для нахождения объема аммиака: 1,06 г NH 3 – х л NH 3 17 т NH 3 – 22,4×10 3 м 3 NH 3 х = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4×10 3 м 3
Ответ	Масса аммиака — 1,06 т, объем аммиака — 1,4×10 м

3.3.1 Ковалентная связь – это двухцентровая двухэлектронная связь, образующаяся за счёт перекрывания электронных облаков, несущих неспаренные электроны с антипараллельными спинами. Как правило образуется между атомами одного химического элемента.

Количественно она характеризуется валентностью. Валентность элемента – это его способность образовывать определенное число химических связей за счёт свободных электронов, находящихся атомной валентной зоне.

Ковалентную связь образует только пара электронов, находящаяся между атомами. Она называется поделенной парой. Остальные пары электронов называют неподеленными парами. Они заполняют оболочки и не принимают участие в связывании. Связь между атомами может осуществляться не только одной, но и двумя и даже тремя поделенными парами. Такие связи называются двойными и тройными - кратными связями.

3.3.1.1 Ковалентная неполярная связь. Связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, называется ковалентной неполярной. Она возникает между атомами с практически равной электроотрицательностью (0,4 > ΔЭО > 0) и, следовательно, равномерным распределением электронной плотности между ядрами атомов у гомоядерных молекул. Например, Н 2 , О 2 , N 2 , Cl 2 и т. д. Дипольный момент таких связей равен нулю. Связь СН в предельных углеводородах (например, в СН 4) считается практически неполярной, т.к. Δ ЭО = 2,5 (С) - 2,1 (Н) = 0,4.

3.3.1.2 Ковалентная полярная связь. Если молекула образована двумя разными атомами, то зона перекрывания электронных облаков (орбиталей) смещается в сторону одного из атомов, и такая связь называется полярной . При такой связи вероятность нахождения электронов возле ядра одного из атомов выше. Например, НCl, H 2 S, PH 3 .

Полярная (несимметричная) ковалентная связь - связь между атомами с различной электроотрицательностью (2 > ΔЭО > 0.4) и несимметричным распределением общей электронной пары. Как правило, она образуется между двумя неметаллами.

Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме - частичного положительного заряда (дельта плюс)

C   Cl   C   O   C  N   O  H   C  Mg  .

Направление смещения электронов обозначается также стрелкой:

CCl, CО, CN, ОН, CMg.

Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения. Поэтому, чем полярнее связь, тем она прочнее.

Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. Третьим свойством ковалентной связи является её направленность.

3.3.2 Ионная связь. Движущей силой ее образования является все то же стремление атомов к октетной оболочке. Но в ряде случаев такая “октетная” оболочка может возникнуть только при передаче электронов от одного атома к другому. Поэтому, как правило, ионная связь образуется между металлом и неметаллом.

Рассмотрим в качестве примера реакцию между атомами натрия (3s 1) и фтора (2s 2 3s 5). Разница электроотрицательности в соединении NaF

ЭО = 4,0 - 0,93 = 3,07

Натрий, отдав фтору свой 3s 1 -электрон, становится ионом Na + и остается с заполненной 2s 2 2p 6 оболочкой, что отвечает электронной конфигурации атома неона. Точно такую же электронную конфигурацию приобретает фтор, приняв один электрон, отданный натрием. В результате возникают силы электро-статического притяжения между противоположно заряженными ионами.

Ионная связь – крайний случай полярной ковалентной связи, основанная на электростатическом притяжении ионов. Такая связь возникает при большой разнице в электроотрицательностях связываемых атомов (ЭО > 2), когда менее электроотрицательный атом почти полностью отдает свои валентные электроны и превращается в катион, а другой, более электроотрицательный атом, эти электроны присоединяет и становится анионом. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. В силу этого иoннaя связь не имеет пространственной направленности и насыщаемости , так как каждый ион связан с определенным числом противоионов (координационное число иона). Поэтому ионно-связанные соединения не имеют молекулярного строения и представляют собой твердые вещества, образующие ионные кристаллические решетки, с высокими температурами плавления и кипения, они высокополярны, часто солеобразны, в водных растворах электропроводны. Например, MgS, NaCl, А 2 O 3 . Соединений с чисто ионными связями практически не существует, поскольку всегда остаётся некоторая доля ковалентности в силу того, что полного перехода одного электрона к другому атому не наблюдается; в самых «ионных» веществах доля ионности связи не превышает 90 %. Например, в NaF поляризация связи составляет около 80 %.

В органических соединениях ионные связи встречаются довольно редко, т.к. атом углерода не склонен ни терять, ни приобретать электроны с образованием ионов.

Валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степенью окисления , которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении.

Степень окисления - это условный заряд, который приобретает атом в результате перераспределения электронной плотности. Количественно она характеризуется числом смещённых электронов от менее электроотри-цательного элемента к более электроотрицательному. Положительно заряженный ион образуется из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион - из элемента, который эти электроны принял.

Элемент, находящийся в высшей степени окисления (максимально положительной), уже отдал все свои валентные электроны, находящиеся в АВЗ. А поскольку их количество определяется номером группы, в которой стоит элемент, то высшая степень окисления для большинства элементов и будет равна номеру группы . Что касается низшей степени окисления (максимально отрицательной), то она появляется при формировании восьмиэлектронной оболочки, то есть в том случае, когда АВЗ заполняется полностью. Для неметаллов она рассчитывается по формуле № группы – 8 . Для металлов равна нулю , поскольку они электроны принимать не могут.

Например, АВЗ серы имеет вид: 3s 2 3р 4 . Если атом отдаст все электроны (шесть), то приобретёт высшую степень окисления +6 , равную номеру группы VI , если примет два, необходимые для завершения устойчивой оболочки, то приобретёт низшую степень окисления –2 , равную № группы – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Металлическая связь. Большинство металлов обладает рядом свойств, имеющих общий характер и отличающихся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло– и электропроводность. Эти особенности объясняются существованием в металлах особого вида взаимодействия – металлической связи.

В соответствии с положением в периодической системе атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов, которые достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них. В результате этого в кристаллической решетке металла появляются положительно заряженные ионы, локализованные в определенных положениях кристаллической решетки, и большое количество делокализованных (свободных) электронов, сравнительно свободно перемещающихся в поле положительных центров и осуществляющих связь между всеми атомами металла за счёт электростатического притяжения.

В этом состоит важное отличие металлических связей от ковалентных, которые имеют строгую направленность в пространстве. Силы связи в металлах не локализованы и не направлены, а свободные электроны, образующие «электронный газ», обусловливают высокую тепло- и электропроводность. Поэтому в этом случае невозможно говорить о направленности связей, так как валентные электроны распределены по кристаллу почти равномерно. Именно этим и объясняется, например, пластичность металлов, т. е. возможность смещения ионов и атомов в любом направлении

3.3.4 Донорно-акцепторная связь. Помимо механизма образования ковалентной связи, согласно которому общая электронная пара возникает при взаимодействии двух электронов, существует также особый донорно-акцепторный механизм . Он заключается в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей (неподелённой) электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора (поставщика свободной атомной орбитали).

После образования она ничем не отличается от ковалентной. Донорно-акцепторный механизм хорошо иллюстрируется схемой образования иона аммония (рисунок 9) (звездочками обозначены электроны внешнего уровня атома азота):

Рисунок 9- Схема образования иона аммония

Электронная формула АВЗ атома азота 2s 2 2р 3 , то есть он имеет три неспаренных электрона, которые вступают в ковалентную связь с тремя атомами водорода (1s 1), каждый из которых имеет один валентный электрон. При этом образуется молекула аммиака NH 3, в которой сохраняется неподелённая электронная пара азота. Если к этой молекуле подойдёт протон водорода (1s 0), не имеющий электронов, то азот передаст свою пару электронов (донор) на эту атомную орбиталь водорода (акцептор), в результате чего образуется ион аммония. В нём каждый атом водорода связан с атомом азота общей электронной парой, одна из которых реализована по донорно-акцепторному механизму. Важно отметить, что связи Н-N, образованные по различным механизмам, никаких различий в свойствах не имеют. Указанное явление обусловлено тем, что в момент образования связи орбитали 2s– и 2р– электронов атома азота изменяют свою форму. В итоге возникают четыре совершенно одинаковые по форме орбитали.

В качестве доноров обычно выступают атомы с большим количеством электронов, но имеющие небольшое число неспаренных электронов. Для элементов II периода такая возможность кроме атома азота имеется у кислорода (две неподеленные пары) и у фтора (три неподеленные пары). Например, ион водорода Н + в водных растворах никогда не бывает в свободном состоянии, так как из молекул воды Н 2 О и иона Н + всегда образуется ион гидроксония Н 3 О + Ион гидроксония присутствует во всех водных растворах, хотя для простоты в написании сохраняется символ H + .

3.3.5 Водородная связь. Атом водорода, связанный с сильно электроотрицательным элементом (азотом, кислородом, фтором и др.), который «стягивает» на себя общую электронную пару, испытывает недостаток электронов и приобретает эффективный положительный заряд. Поэтому он способен взаимодействовать с неподеленной парой электронов другого электроотрицательного атома (который приобретает эффективный отрицательный заряд) этой же (внутримолекулярная связь) или другой молекулы (межмолекулярная связь). В результате возникает водородная связь , которая графически обозначается точками:

Эта связь значительно слабее других химических связей (энергия ее образования 10– 40 кДж/моль) и в основном имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2 O, H 2 F 2 , NH 3 . Например, связи О-Н в Н 2 О имеют заметный полярный характер с избытком отрицательного заряда – на атоме кислорода. Атом водорода, наоборот, приобретает небольшой положительный заряд  + и может взаимодействовать с неподеленными парами электронов атома кислорода соседней молекулы воды.

Взаимодействие между молекулами воды оказывается достаточно сильным, таким, что даже в парах воды присутствуют димеры и тримеры состава (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 и т. д. В растворах же могут возникать длинные цепи ассоциатов такого вида:

поскольку атом кислорода имеет две неподеленные пары электронов.

Наличие водородных связей объясняет высокие температуры кипения воды, спиртов, карбоновых кислот. За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2 Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С. Типичные случаи ассоциации наблюдаются для спиртов и органических кислот.

Водородные связи могут возникать как между различными молекулами, так и внутри молекулы, если в этой молекуле имеются группы с донорной и акцепторной способностями. Например, именно внутримолекулярные водородные связи играют основную роль в образовании пептидных цепей, которые определяют строение белков. Н-связи влияют на физические и химические свойства вещества.

Связи типа водородных не образуют атомы других элементов , поскольку силы электростатического притяжения разноименных концов диполей полярных связей (О-Н, N-H и т.п.) довольно слабы и действуют лишь на малых расстояниях. Водород, обладая наименьшим атомным радиусом, позволяет сблизиться таким диполям настолько, что силы притяжения становятся заметными. Никакой другой элемент с большим атомным радиусом не способен к образованию подобных связей.

3.3.6 Силы межмолекулярного взаимодействия (силы Ван-дер-Ваальса). В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс предположил, что существуют силы, обуславливающие притяжение между молекулами. Эти силы позднее получили название ван-дер-ваальсовых сил – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи. Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж/∙моль.

В зависимости от способа возникновения силы делятся на:

1) ориентационные (диполь-диполь или ион-диполь) - возникают между полярными молекулами или между ионами и полярными молекулами. При сближении полярных молекул они ориентируются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя (рисунок 10).

Рисунок 10 - Ориентационное взаимодействие

2) индукционные (диполь – индуцированный диполь или ион– индуцированный диполь) - возникают между полярными молекулами или ионами и неполярными молекулами, но способными к поляризации. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индицированные (наведенные) диполи. (рисунок 11).

Рисунок 11 - Индукционное взаимодействие

3) дисперсионные (индуцированный диполь – индуцированный диполь) - возникают между неполярными молекулами, способными к поляризации. В любой молекуле или атоме благородного газа возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновенные диполи у соседних молекул. Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происходит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается (рисунок 12).

Рисунок 12 - Дисперсионное взаимодействие

Е.Н.ФРЕНКЕЛЬ

Самоучитель по химии

Пособие для тех, кто не знает, но хочет узнать и понять химию

Часть I. Элементы общей химии
(первый уровень сложности)

Продолжение. Cм. в № 13, 18, 23/2007;
6/2008

Глава 4. Понятие о химической связи

В предыдущих главах данного пособия были обсуждения того, что вещество состоит из молекул, а молекулы – из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему атомы, составляющие молекулу, не разлетаются в разные стороны? Что удерживает атомы в молекуле?

Их удерживает химическая связь .

Для того чтобы понять природу химической связи, достаточно вспомнить простой физический опыт. Два шарика, висящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг на друга. Но если придать одному шарику положительный заряд, а другому – отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли сила притягивает атомы друг к другу? Действительно, исследования показали, что химическая связь имеет электрическую природу .

Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?

Статья опубликована при поддержке онлайн курса подготовки к ЕГЭ "Экзамер". На сайте Вы найдёте все необходимые материалы для самостоятельной подготовки к ЕГЭ - составление уникального плана подготовки для каждого пользователя, отслеживание прогресса по каждой теме предмета, теория и задачи. Все задания соответствуют последним изменениям и дополнениям. Есть также возможность отправлять задания из письменной части ЕГЭ на проверку экспертам для получения баллов и разбора работы по критериям оценивания. Задания в виде квестов с накоплением опыта, прохождением уровней, получением бонусов и наград, соревнования с друзьями на ЕГЭ Арене. Чтобы начать подготовку перейдите по ссылке: https://examer.ru.

При описании строения атомов было показано, что все атомы, за исключением атомов благородных газов, стремятся присоединить или отдать электроны. Причина – образование устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благородных газов). При приеме или отдаче электронов возникают электрические заряды и, как следствие, электростатическое взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь , т.е. связь между ионами.

Ионы – это устойчивые заряженные частицы, которые образуются в результате приема или отдачи электронов.

Например, в реакции участвует атом активного металла и активного неметалла:

В этом процессе атом металла (натрия) отдает электроны:

а) Устойчива ли такая частица?

б) Сколько всего электронов осталось в атоме натрия?

в) Будет ли эта частица иметь заряд?

Таким образом, в этом процессе образовалась устойчивая частица (8 электронов на внешнем уровне), которая имеет заряд, т.к. у ядра атома натрия заряд по-прежнему +11, а оставшиеся электроны имеют суммарный заряд –10. Поэтому заряд иона натрия +1. Кратко запись этого процесса выглядит так:

Что происходит с атомом серы? Этот атом принимает электроны до завершения внешнего уровня:

Простой подсчет показывает, что эта частица имеет заряд:

Разноименно заряженные ионы притягиваются, в результате чего возникает ионная связь и «ионная молекула»:

Существуют и другие способы образования ионов, о которых будет сказано в главе 6.

Формально сульфиду натрия приписывают именно такой состав молекулы, хотя вещество, состоящее из ионов, имеет приблизительно следующее строение (рис. 1):

Таким образом, вещества, состоящие из ионов, не содержат отдельных молекул! В этом случае можно говорить лишь об условной «ионной молекуле».

Задание 4.1. Покажите, как происходит переход электронов при возникновении ионной связи между атомами:

а) кальция и хлора;

б) алюминия и кислорода.

П о м н и т е! Атом металла отдает внешние электроны; атом неметалла принимает недостающие электроны.

Вывод. Ионная связь по описанному выше механизму образуется между атомами активных металлов и активных неметаллов.

Исследования, однако, показывают, что полный переход электронов от одного атома к другому происходит далеко не всегда. Очень часто химическая связь образуется не при отдаче-приеме электронов, а в результате образования общих электронных пар*. Такая связь называется ковалентной .

Ковалентная связь возникает за счет образования общих электронных пар . Этот вид связи образуется, например, между атомами неметаллов. Так, известно, что молекула азота состоит из двух атомов – N 2 . Как возникает ковалентная связь между этими атомами? Чтобы ответить на этот вопрос, необходимо рассмотреть строение атома азота:

В о п р о с. Сколько электронов не хватает до завершения внешнего уровня?

О т в е т. Не хватает трех электронов. Поэтому, обозначив каждый электрон внешнего уровня точкой, получим:

В о п р о с. Почему три электрона обозначены одиночными точками?

О т в е т. Дело в том, что мы хотим показать образование общих пар электронов. А пара – это два электрона. Такая пара возникает, в частности, если каждый атом предоставит по одному электрону для образования пары. Атому азота не хватает трех электронов до завершения внешнего уровня. Значит, он должен «приготовить» три одиночных электрона для образования будущих пар (рис. 2).

Получена электронная формула молекулы азота, которая показывает, что у каждого атома азота имеется теперь восемь электронов (шесть из них обведены в овал плюс по 2 электрона своих); между атомами возникли три общие пары электронов (место пересечения кружков).

Каждая пара электронов соответствует одной ковалентной связи. Сколько ковалентных связей возникло? Три. Каждую связь (каждую общую пару электронов) покажем при помощи черточки (валентный штрих):

Все эти формулы не дают, однако, ответа на вопрос: что же связывает атомы при образовании ковалентной связи? Электронная формула показывает, что общая пара электронов располагается между атомами. В этой области пространства возникает избыточный отрицательный заряд. А ядра атомов, как известно, имеют положительный заряд. Таким образом, ядра обоих атомов притягиваются к общему отрицательному заряду, который возник благодаря общим электронным парам (точнее, пересечению электронных облаков) (рис. 3).

Может ли возникнуть такая связь между разными атомами? Может. Пусть атом азота взаимодействует с атомами водорода:

Строение атома водорода показывает, что атом имеет один электрон. Сколько таких атомов нужно взять, чтобы атом азота «получил желаемое» – три электрона? Очевидно, три атома водорода
(рис. 4):

Крестиком на рис. 4 обозначены электроны атома водорода. Электронная формула молекулы аммиака показывает, что у атома азота стало восемь электронов, а у каждого атома водорода получилось по два электрона (а больше на первом энергетическом уровне и быть не может).

Графическая формула показывает, что атом азота имеет валентность три (три черточки, или три валентных штриха), а каждый атом водорода – валентность один (по одной черточке).

Хотя в состав обеих молекул N 2 и NН 3 входит один и тот же атом азота, химические связи между атомами отличаются друг от друга. В молекуле азота N 2 химические связи образуют одинаковые атомы , поэтому общие пары электронов находятся посередине между атомами. Атомы сохраняют нейтральный характер. Такая химическая связь называется неполярной .

В молекуле аммиака NH 3 химическую связь образуют разные атомы . Поэтому один из атомов (в данном случае – атом азота) сильнее притягивает общую пару электронов. Общие пары электронов смещаются в сторону атома азота, и на нем возникает небольшой отрицательный заряд, а на атоме водорода – положительный, возникли полюса электричества – связь полярная (рис. 5).

Большинство веществ, построенных при помощи ковалентной связи, состоят из отдельных молекул (рис. 6).

Из рис. 6 видно, что между атомами химические связи есть, а между молекулами они отсутствуют или незначительны.

Тип химической связи влияет на свойства вещества, на его поведение в растворах. Так, чем больше, значительнее притяжение между частицами, тем труднее их оторвать друг от друга и сложнее перевести твердое вещество в газообразное или жидкое состояние. Попробуйте определить на схеме, приведенной ниже, между какими частицами силы взаимодействия больше и какая химическая связь при этом образуется (рис. 7).

Если вы внимательно прочитали главу, ответ у вас будет следующим: максимальное взаимодействие между частицами осуществляется в случае I (ионная связь). Поэтому все такие вещества – твердые. Наименьшее взаимодействие между незаряженными частицами (случай III – неполярная ковалентная связь). Такие вещества чаще всего газы.

Задание 4.2. Определите, какая химическая связь осуществляется между атомами в веществах: NаСl, НСl, Сl 2 , АlСl 3 , Н 2 О. Дайте пояснения.

Задание 4.3. Составьте электронные и графические формулы для тех веществ из задания 4.2, в которых вы определили наличие ковалентной связи. Для ионной связи составьте схемы перехода электронов.

Глава 5. Растворы

Нет на Земле человека, который не видел бы растворов. А что это такое?

Раствор – это однородная смесь из двух или более компонентов (составных частей или веществ).

Что такое однородная смесь? Однородность смеси предполагает, что между составляющими ее веществами отсутствует поверхность раздела . В этом случае невозможно, по крайней мере визуально, определить, сколько веществ образовало данную смесь. Например, глядя на водопроводную воду в стакане, трудно предположить, что в ней, кроме молекул воды, содержится еще добрый десяток ионов и молекул (О 2 , СО 2 , Са 2+ и др.). И никакой микроскоп не поможет увидеть эти частицы.

Но отсутствие поверхности раздела – не единственный признак однородности. В однородной смеси состав смеси в любой точке одинаков . Поэтому для получения раствора нужно тщательно перемешать образующие его компоненты (вещества).

Растворы могут иметь разное агрегатное состояние:

Газообразные растворы (например, воздух – смесь газов О 2 , N 2 , СО 2 , Аr);

Жидкие растворы (например, одеколон, сироп, рассол);

Твердые растворы (например, сплавы).

Одно из веществ, которые образуют раствор, называется растворителем . Растворитель имеет то же агрегатное состояние, что и раствор. Так, для жидких растворов – это жидкость: вода, масло, бензин и т.д. Чаще всего на практике применяются водные растворы. О них и пойдет речь далее (если не будет сделана соответствующая оговорка).

Что происходит при растворении различных веществ в воде? Почему одни вещества хорошо растворяются в воде, а другие – плохо? От чего зависит растворимость – способность вещества растворяться в воде?

Представим себе, что в стакан с теплой водой положили кусочек сахара. Полежал он, уменьшился в размерах и... исчез. Куда? Неужели нарушается закон сохранения вещества (его массы, энергии)? Нет. Сделайте глоток полученного раствора, и вы убедитесь, что вода сладкая, сахар не исчез. Но почему его не видно?

Дело в том, что в ходе растворения происходит дробление (измельчение) вещества. В данном случае кусочек сахара распался на молекулы, а их мы видеть не можем. Да, но почему сахар, лежащий на столе, не распадается на молекулы? Почему кусочек маргарина, опущенный в воду, тоже никуда не исчезает? А потому, что дробление растворяемого вещества происходит под действием растворителя, например воды. Но растворитель сможет «растащить» кристалл, твердое вещество на молекулы, если сумеет «уцепиться» за эти частицы. Другими словами, при растворении вещества должно быть взаимодействие между веществом и растворителем .

Когда возможно такое взаимодействие? Только в том случае, когда строение веществ (и растворяемого, и растворителя) похоже, подобно. Издавна известно правило алхимиков: «подобное растворяется в подобном». В наших примерах молекулы сахара полярны и между ними и полярными молекулами воды существуют определенные силы взаимодействия. Такие силы отсутствуют между неполярными молекулами жира и полярными молекулами воды. Поэтому жиры в воде не растворяются. Таким образом, растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя .

В результате взаимодействия между растворяемым веществом и водой образуются соединения – гидраты . Это могут быть очень прочные соединения:

Такие соединения существуют как индивидуальные вещества: основания, кислородсодержащие кислоты. Естественно, при образовании этих соединений возникают прочные химические связи, выделяется теплота. Так при растворении СаО (негашеная известь) в воде выделяется так много теплоты, что смесь закипает.

Но почему при растворении сахара или соли в воде полученный раствор не нагревается? Во-первых, далеко не все гидраты так прочны, как серная кислота или гидроксид кальция. Существуют гидраты солей (кристаллогидраты) , которые легко разлагаются при нагревании:

Во-вторых, при растворении, как уже упоминалось, идет процесс дробления. А на это затрачивается энергия, поглощается теплота.

Поскольку оба процесса происходят одновременно, раствор может нагреваться или охлаждаться, в зависимости от того, какой процесс преобладает.

Задание 5.1. Определите, какой процесс – дробление или гидратация – преобладает в каждом случае:

а) при растворении серной кислоты в воде, если раствор нагрелся;

б) при растворении нитрата аммония в воде, если раствор охладился;

в) при растворении поваренной соли в воде, если температура раствора практически не изменилась.

Поскольку при растворении изменяется температура раствора, естественно предположить, что растворимость зависит от температуры . Действительно, растворимость большинства твердых веществ увеличивается при нагревании. Растворимость газов при нагревании уменьшается. Поэтому твердые вещества обычно растворяют в теплой или горячей воде, а газированные напитки хранят на холоде.

Растворимость (способность растворяться) веществ не зависит от измельчения вещества или интенсивности перемешивания . Но, повышая температуру, измельчая вещество, перемешивая готовый раствор, можно ускорить процесс растворения. Изменяя условия получения раствора, можно получать растворы разных составов. Естественно, существует предел, достигнув который, легко обнаружить, что вещество больше не растворяется в воде. Такой раствор называется насыщенным . Для хорошо растворимых веществ насыщенный раствор будет содержать много растворенного вещества. Так, насыщенный раствор KNO 3 при 100 °С содержит 245 г соли на 100 г воды (в 345 г раствора), это концентрированный раствор. Насыщенные растворы плохо растворимых веществ содержат ничтожные массы растворенных соединений. Так, насыщенный раствор хлорида серебра содержит 0,15 мг AgCl в 100 г воды. Это очень разбавленный раствор.

Таким образом, если раствор содержит много растворенного вещества по отношению к растворителю, он называется концентрированным, если вещества мало – разбавленным. Очень часто от состава раствора зависят его свойства, а значит, и применение.

Так, разбавленный раствор уксусной кислоты (столовый уксус) используют как вкусовую приправу, а концентрированный раствор этой кислоты (уксусная эссенция при приеме внутрь) может вызвать смертельный ожог.

Для того чтобы отразить количественный состав растворов, используют величину, называемую массовой долей растворенного вещества :

где m (в-ва) – масса растворенного вещества в растворе; m (р-ра) – общая масса раствора, содержащая растворенное вещество и растворитель.

Так, если 100 г уксуса содержат 6 г уксусной кислоты, то речь идет о 6%-м растворе уксусной кислоты (это столовый уксус). Способы решения задач с использованием понятия массовой доли растворенного вещества будут рассмотрены в главе 8.

Выводы по главе 5. Растворы – это однородные смеси, состоящие не менее чем из двух веществ, одно их которых называется растворитель, другое – растворенное вещество. При растворении происходит взаимодействие этого вещества с растворителем, благодаря чему растворяемое вещество измельчается. Состав раствора выражают при помощи массовой доли растворенного вещества в растворе.

* Эти электронные пары возникают в месте пересечения электронных облаков.

Продолжение следует