Тема 4. Основні закони хімії

← К оглавлению

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92

КОРОТКИЙ ЗМІСТ

Один із фундаментальних і загальних законів природи – закон збереження маси: маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції.

Хімічним еквівалентом елемента називається кількість речовини його, яка сполучається з 1моль атомів водню або заміщує таку саму кількість його в сполуках. Еквівалент як кількість речовини має розмірність "моль".

Масу одного еквіваленту речовини (г) називають еквівалентною масою mе , еквівалентну масу виражають в г/моль (г/моль екв.)

Закон еквівалентів: хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам:

Закон сталості складу речовин: кожна хімічна сполука незалежно від способу й умов її добування має певний масовий склад.

Закон кратних відношень: якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то масові кількості одного із елементів, що припадають у цих сполуках на ту саму масову кількість другого елемента відносяться між собою як прості цілі числа.

Атомна маса – це маса атома, виражена в атомних одиницях маси.

Атомна одиниця маси (а.о.м.) дорівнює 1,667·10–24 г. Атомна маса показує, в скільки разів маса даного елемента більша за 1/12 маси нукліду вуглецю (1а.о.м.).

Закон об'ємних відношень: за однакових умов об’єми газів, що вступають у реакцію, відносяться між собою і до об’ємів газів, що утворились, як невеликі цілі числа.

Закон Авогадро: у рівних об’ємах будь-яких газів за однакових умов міститься однакове число молекул.

Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.

Для вимірюваний кількості речовини в хімії використовують одиницю, що носить назву моль.

Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів тощо), скільки атомів містить 12 г нукліду .

Кількість структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, електронів), що містить один моль речовини, дорівнює N = 6,02·1023. Ця величина носить назву числа Авогадро.

Для газів було встановлено, що моль будь-якої речовини за нормальних умов (0 °С; 101325 Па) займає однаковий об’єм, а саме 22,4дм3.

Рівняння стану газу (Менделєєва – Клапейрона) має вигляд:

Якщо брати один моль речовини за нормальних умов (V0 = 22,4 дм3,
Р0 = 101,325кПа, Т0 = 273 К), то відношення Р0V0/Т0 = R є сталою величиною і називається універсальною газовою сталою.

Згідно з атомно-молекулярним вченням, об’єктом хімії є атоми і молекули. Атом — це найменша частинка хімічного елемента, що зберігає його типові властивості. Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, які перебувають на певних енергетичних рівнях.

Хімічним елементом називають сукупність атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою.

Хімічні елементи позначають відповідними символами, які складаються з першої або двох перших букв латинської назви цього елемента.

Молекулою називають найменшу частинку речовини, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічні властивості речовини. Для газоподібних речовин склад найменших їхніх частинок співпадає з формулами цих речовин, наприклад О2, СО2, СН4, НСl тощо.

Простою речовиною називають індивідуальну речовину, молекули або кристали якої складаються з атомів одного елемента, наприклад Н2, N2, алмаз, сірка.

Хімічною сполукою, або складною речовиною, називають індивідуальну речовину, молекули або кристали якої складаються з атомів двох або більше елементів, наприклад НСl, NаСl, НNО3, НNСS, СаС2.

ЛІТЕРАТУРА

1. Корчинський Г.А. Хімія. – Вінниця, 2002. –525с.

2. Телегус В.С. та ін. Основи загальної хімії. –Львів: Світ, 2000. –424с.

3. Григор’єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія.–К.: Вища шк., 1991. –431с.

4. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высш. школа, 1997. –384с.

5. Глинка Н.Л. Общая химия.– Л.: Химия, 1988. –702с.

6. Хомченко І.Г. Загальна хімія./Пер. з рос. М.Д.Михайлової.– К.: Вища шк., 1993.– 424с.

7. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии.– М.: Высш шк., 1991.– 288с.

8. Каличак Я.М., Кінжибало В.В. та ін. Хімія. Задачі, вправи, тести.–Львів: Світ, 2001. –289с.

ПИТАННЯ

– Основні поняття

Атом, молекула

Атомна маса, Молекулярна маса

Хімічний елемент

Прості та складні речовини

Хімічний еквівалент, еквівалентна маса

Моль, число Авогадро.

Універсальна газова стала

– Основні закони

Закон збереження маси

Закон еквівалентів

Закон сталості складу

Закон кратних відношень

Закон об'ємних відношень

Закон Авогадро

Рівняння стану газу (Менделєєва – Клапейрона)

Хімія як наука бере свій початок з другої половини XVII ст., коли були застосовані кількісні методи дослідження хімічних реакцій. За допомогою кількісних методів у кінці XVII – на початку XVIII ст. були встановлені основні закони хімії, що зумовило дальший розвиток хімії як точної природничої науки.

Закон збереження маси

Один із фундаментальних і загальних законів природи – закон збереження маси – встановив російський вчений М.В.Ломоносов: маса речовин, що вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, що утворилися внаслідок реакції.

На початку XX ст. А.Ейнштейн пропонує принцип еквівалентності маси і енергії, згідно з яким зміна маси речовини А/га відповідає певній кількості енергії: Е = Dmс2.

Оскільки швидкість світла с велика (с ≈ 3·108 м/с), то незначні зміни маси повинні зумовлювати велике виділення енергії і, навпаки, відносно невеликі енергетичні ефекти хімічних реакцій [(1...5)·102 кДж/моль] не можуть привести до помітної зміни мас речовин, що реагують [Dm = (1...6)·10–6 г]. Саме тому неодноразові спроби перевірки закону збереження маси речовин завжди підтверджували його правильність.

Закон еквівалентів

Вже перші кількісні дослідження хімічних перетворень показали, що речовини реагують між собою тільки в певних масових співвідношеннях. Для характеристики масових кількостей речовин, що сполучаються одна з одною без залишку, було введено поняття "еквівалент".

Еквівалентну масу можна обчислити виходячи з даних про склад сполуки. Наприклад, до складу Гідроген сульфіду Н2S входять 5,9 масових частин водню і 94,1 масових частин Сульфуру, звідки еквівалентна маса Сульфуру дорівнює 16г/моль екв., а еквівалент – 1/2моль. В Магній оксиді МgО 60,4 масових частин Магнію сполучаються з 39,6 масовими частинами Оксигену; отже, еквівалентна маса mе(Мg) = 12,15, еквівалент ЕМg = 1/2моль. Поняття про еквівалент у хімії поширюється не тільки на елементи, а й на складні речовини, іони, радикали тощо.

Закон еквівалентів був експериментально встановлений німецьким вченим В.Ріхтером в 1797 р., а остаточно сформульований Дж.Дальтоном у 1803р.: хімічні елементи і речовини реагують між собою у масових кількостях, пропорційних їхнім еквівалентам:

Крім визначення еквівалентної маси за хімічним складом сполуки даного елемента з Гідрогеном чи Оксигеном (прямий метод) або за кількістю Гідрогену, що заміщує елемент у сполуках (метод витіснення), еквівалентну масу будь-якої речовини можна обчислити, знаючи атомну або молекулярну масу. Так, еквівалентну масу простої речовини або елемента в складній сполуці обчислюють виходячи з даних про атомну масу А і валентність елемента:

mе = А/В,

а еквівалентну масу складної сполуки АnВm обчислюють за формулою

де М – молекулярна маса речовини; n – кількість атомів у сполуці; В – валентність елемента.

Очевидно також, що еквівалентна маса складної сполуки дорівнює сумі еквівалентних мас її складових частин.

Отже, еквівалент і еквівалентна маса – величини змінні і залежать від хімічної природи сполуки, зокрема від валентності елемента в ній. Наприклад, в оксиді МnО еквівалентна маса мангану дорівнює 27,47г/моль екв. (еквівалент – 1/2моль), в Мn2О3 – 18,31г/моль екв. (1/3моль), а в МnО2 – 13,73г/моль екв. (1/4моль).

Закон сталості складу. Сполуки сталого та змінного складу

Із закону еквівалентів випливає, що співвідношення елементів у складній речовині повинно мати певну величину і не залежати від зовнішніх умов. Закон сталості складу речовин був встановлений у 1801 р. Ж.Прустом.

Зміст його полягає в тому, що кожна хімічна сполука незалежно від способу й умов її добування має певний масовий склад.

Наприклад, Сульфур(IV) оксид можна добути за допомогою кількох хімічних реакцій:

S + О2 = SО2;

Сu + 2Н2SО4 (конц.) = СuSО4 + SО2 + 2Н2О;

2Н2S + 3О2 = 2SО2 + 2Н2О.

Але в дійсності існує лише один Сульфур(IV) оксид, в якому масові частки Сульфуру і Оксигену завжди становлять по 50 %.

Ще за часів Ж.Пруста правильність цього закону заперечувалась французьким хіміком К.Бертолле, який вважав, що склад речовини може змінюватись у певних межах. На той час переміг Ж.Пруст, який кількісними методами довів, що склад хімічної сполуки завжди сталий. Лише в XX ст. завдяки роботам Н.С.Курнакова було показано, що в природі є два типи сполук: із сталим і змінним складом.

Сполуки, які мають сталий склад і цілочислове атомне співвідношення компонентів, називаються дальтонідами.

Для сполук сталого складу характерний ковалентний зв’язок між атомами, в тому чи іншому агрегатному стані вони мають молекулярну структуру. До сполук сталого складу належать речовини, що за звичайних умов перебувають в газоподібному (СО2, NН3, NО, НСl) або рідкому (Н2О, С6Н6) стані, чи можуть бути легко переведені в них. До сполук сталого складу належать також кристалічні речовини з молекулярною структурою (І2, С10Н8).

Сполуки, щю мають змінний склад, а стехіометричне співвідношення компонентів яких не відповідає цілим числам, називаються бертолідами.

Сполуки змінного складу не мають молекулярної структури. До них належить більшість твердих речовин і, зокрема, переважна більшість кристалічних сполук перехідних металів. Так, сполуками змінного складу є оксиди, гідриди, сульфіди, нітриди, карбіди та інші бінарні сполуки d- і f-елементів.

Прикладом сполук змінного складу може бути Титан(II) оксид формального складу ТіО. Особливістю Титан(ІІ) оксиду як сполуки змінного складу є те, що залежно від умов добування в ньому можливі як нестача атомів Титану, так і нестача атомів Оксигену, тобто порушення стехіометричного співвідношення відбувається відносно обох атомів. В цілому нестехіометричний склад Титан(II) оксиду існує в межах нестехіометричного складу, що відповідає формулі ТіО0,58–1,33.

Отже, склад хімічних сполук залежно від типу хімічного зв’язку, агрегатного стану речовин та умов їх добування може бути як сталим, так і змінним. Тому закон сталості складу формулюють так: якщо хімічна сполука має молекулярну структуру, то незалежно від умов її добування склад її залишається сталим. Склад хімічної сполуки, що не має молекулярної структури, може змінюватись у певних межах (ділянка гомогенності) залежно від умов добування.

Закон кратних відношень

Велике значення для ствердження атомістичної теорії мало відкриття Дж.Дальтоном закону кратних відношень: якщо два елементи утворюють між собою кілька хімічних сполук, то масові кількості одного із елементів, що припадають у цих сполуках на ту саму масову кількість другого елемента відносяться між собою як прості цілі числа. Цей закон стосується сполук сталого складу, тобто тих, що мають молекулярну структуру.

Так, Нітроген з Оксигеном утворює п’ять оксидів молекулярної структури (табл.1), де співвідношення між масовими кількостями кисню, що припадають на ту саму масову кількість азоту, дорівнює 1:2:3:4:5.

Таблиця 1. Масові співвідношення між елементами оксидах Нітрогену

Склад,

мас. частка, %

Масова частка кисню на одну масову частку азоту

Співвідношення

між кількостями кисню

азот

кисень

N₂О

NО

N₂О₃ NО₂ N₂О₅

63,7 46,7 36,9 30,5 25,9

36,3 53,3

63,1 69,5 74,1

1:0,57

1:1,14

1:1,71

1:2,28

1:2,86

Отже, для кожного елемента є найменша масова кількість, яка може сполучатися з іншими елементами. Ця найменша кількість елемента називається атомом.

Атомна маса

Поняття про атомну масу було введено Дж.Дальтоном. Оскільки абсолютну масу атома визначити в той час було неможливо, для характеристики маси кожного атома Дж.Дальтон запропонував скористатись відносними атомними масами. За одиницю атомної маси він взяв масу атома найлегшого елемента – Гідрогену. Маси атомів інших елементів визначали з даних про хімічний склад їхніх сполук з Гідрогеном.

Після Дж.Дальтона обчислення багатьох атомних мас здійснив Я.Берцеліус, який відносив їх до атомної маси Оксигену, прийнявши її за 100. У 1860р. Ж.Стас запропонував прийняти атомну масу кисню (Оксигену) за 16, тоді атомна маса водню (Гідрогену) дорівнює 1,008. Киснева шкала атомних мас набула загального визнання і всі атомні маси елементів визначали за цією шкалою.

У 1960 р. на міжнародному з’їзді фізиків, а в 1961 р. на міжнародному з’їзді хіміків було прийнято єдину сучасну вуглецеву шкалу атомних мас, в основу якої покладено одиницю, що дорівнює 1/12 маси атома легкого ізотопу вуглецю (Карбону).

Атомна маса – це маса атома, виражена в атомних одиницях маси.

Атомна одиниця маси (а.о.м.) дорівнює 1,667·10–24 г. Атомна маса показує, в скільки разів маса даного елемента більша за 1/12 маси нукліду Карбону (1а.о.м.). Наприклад, атомна маса Сульфуру дорівнює 32 а.о.м. Це означає, що атом Сульфуру в 32 рази важчий за 1 а.о.м. Значення атомних мас елементів у атомних одиницях маси наведені в періодичній системі елементів.

Закон об'ємних відношень Гей-Люссака

Вивчаючи співвідношення між об’ємами реагуючих газів, французький хімік Гей-Люссак встановив: за однакових умов об’єми газів, що вступають у реакцію, відносяться між собою і до об’ємів газів, що утворились, як невеликі цілі числа.

Так, наприклад, з одним об’ємом кисню завжди реагують два об’єми водню з утворенням двох об’ємів водяної пари, тобто їхні об’ємні співвідношення дорівнюють 1:2:2.

Молекулярна маса

Закон Авогадро. У 1811 р. А.Авогадро сформулював закон: у рівних об’ємах будь-яких газів за однакових умов міститься однакове число молекул.

Лише в середині XIX ст. завдяки працям С. Канніццаро закон Авогадро набув широкого визнання. На основі закону Авогадро в 1860 р. С. Канніццаро запропонував метод визначення молекулярних мас. Крім того, закон Авогадро дав змогу встановити склад молекул простих газів. Так, молекули фтору, хлору, брому, азоту, кисню, водню складаються з двох атомів. Відомо, що хлор і водень реагують з утворенням хлороводню в об’ємних співвідношеннях 1:1:2.
З погляду закону Авогадро це означає, що при взаємодії хлору і водню утворюється вдвоє більше молекул хлороводню, ніж було взято молекул водню і хлору. Це можливо лише за умови, що молекули хлору і водню двохатомні, а реакція між ними відбувається за рівнянням

Н2 + Сl2 = 2НСl.

1об’єм 1об’єм 2об’єми

Отже, закон Авогадро пояснив уже відомі факти, обгрунтував поняття про молекулу, дав змогу встановити склад молекул і визначити основну їхню характеристику – молекулярну масу.

Молекулярну масу речовини можна визначити як відносну масу молекули, що виражена в атомних одиницях маси. Молекулярна маса речовини дорівнює сумі атомних мас елементів, що входять до складу молекули.

Моль, молярний об’єм. У практичній діяльності ми не оперуємо такими кількостями речовини як атом і молекула. Для вимірюваний кількості речовини в хімії використовують одиницю, що носить назву моль.

Моль – це кількість речовини, що містить стільки структурних одиниць (молекул, атомів, іонів, еквівалентів тощо), скільки атомів містить 12 г нукліду .

Отже, моль будь-якої речовини – це така її кількість, що містить 6,02·1023 молекул, атомів, іонів тощо.

Маса одного моля даної речовини в грамах має назву молярної маси. Молярну масу вимірюють у грамах на моль (г/моль). Чисельно вона дорівнює молекулярній (або атомній чи еквівалентній) масі тієї або іншої речовини. При застосуванні понять "моль" і "молярна маса" слід чітко розрізняти структурні одиниці речовини, про які йдеться в кожному конкретному випадку. Так, молярна маса дорівнює (г/моль):

молекул водню Н2 – 2; атомів Гідрогену Н – 1;

молекул Н2SО4 – 98; еквівалентів Н2SО4 – 49;

атомів Кальцію Са – 40; іонів Кальцію Са2+ – 40.

Відповідно до закону Авогадро, одна й та сама кількість молекул будь-якого газу за однакових умов займає один і той самий об’єм. Оскільки моль будь-якої речовини у газоподібному стані містить 6,02·1023 молекул, то їхні об’єми за однакових умов будуть однаковими. Дійсно, для газів було встановлено, що моль будь-якої речовини за нормальних умов (0 °С; 101325 Па) займає однаковий об’єм, а саме 22,4дм3 (л). Так, відомо, що маса 1дм3 водню за нормальних умов дорівнює 0,09 г, звідки

Знаючи число Авогадро і величину моля, можна обчислити абсолютні маси атомів і молекул. Так, маса одного атома Гідрогену дорівнює:

mН = 1,0г/6,023·1023 = 1,67·10–24г,

а маса найважчого в природі атома – Урану

mU = 238г/6,023·1023 = 3,97·10–22г

Маси інших атомів мають проміжні значення між воднем і ураном.

Визначення молекулярних мас. Один з найпростіших методів визначення молекулярних мас грунтується на законі Авогадро. Відповідно до цього закону, маси однакових об’ємів газів за однакових умов відносяться як їхні молекулярні маси:

Відношення мас однакових об’ємів двох різних газів називаються відносною густиною першого газу за другим:

Якщо один з газів – водень, молекулярна маса якого М(Н2) = 2,016, то подане рівняння можна записати як і .

Тобто молекулярна маса будь-якого газу дорівнює подвійній густині цього газу за воднем. Знаючи густину газу за повітрям, можна обчислити молекулярну масу за рівнянням

М = 29Dпов ,

де число 29 – середня молекулярна маса повітря.

Отже, визначення молекулярних мас за законом Авогадро зводиться до встановлення відносної густини речовини в газоподібному стані.

Молекулярну масу можна також обчислити, виходячи з рівняння стану газу:

де V – об’єм газу при тиску Р і температурі Т; V0 – об’єм газу при нормальному тиску Р0 і температурі Т0 (273 К).

Залежно від одиниць вимірювання

R = 8,31Дж/град·моль

R = 0,082 дм3·атм/град·моль;

R = 62 400 см3·мм.рт.ст./град·моль.

Рівняння стану газу для одного моля речовини має вигляд

РV = RТ,

а для будь-якої кількості газу

РV = nRТ.

Підставивши в останнє рівняння n = m/М, тобто кількість молів речовини, матимемо: (1)

За рівнянням Менделєєва – Клапейрона (1) можна обчислити молекулярну масу речовини, знаючи, який об’єм займає відома маса газу m при температурі Т і тиску Р.

Значення атомно-молекулярного вчення

Атомно-молекулярне вчення мало дуже велике значення для розвитку хімії. На основі атомно-молекулярного вчення остаточно визначені поняття "атом" і "молекула"; встановлено різницю між атомними, молекулярними і еквівалентними масами, введено для користування єдині хімічні формули.

Згідно з атомно-молекулярним вченням, об’єктом хімії є атоми і молекули.

Атом — це найменша частинка хімічного елемента, що зберігає його типові властивості. Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, які перебувають на певних енергетичних рівнях. Атоми різних елементів відрізняються один від одного величиною заряду ядра і мають різні атомні маси.

Отже, з погляду атомно-молекулярного вчення хімічним елементом називають сукупність атомів, що мають однаковий заряд ядра і характеризуються певною атомною масою.

Хімічні елементи позначають відповідними символами, які складаються з першої або двох перших букв латинської назви цього елемента. Наприклад, Н – Нуdrоgеnіum (Гідроген), Не – Неlіum (Гелій), Lі – Lіthіum (Літій), Ве – Веrуllіum (Берилій), О – Охуgеnіum (Оксиген), Сu –Сuрrum (Купрум).

Згідно з атомно-молекулярним вченням, молекулою називають найменшу частинку речовини, яка здатна самостійно існувати і має всі хімічні властивості речовини. Для газоподібних речовин склад найменших їхніх частинок співпадає з формулами цих речовин, наприклад О2, СО2, СН4, НСl тощо.

Для твердих тіл, особливо для кристалічних речовин, найменша частинка не завжди здатна самостійно існувати. Носієм хімічних властивостей у твердому тілі є комбінації атомів або іонів, що утворюють речовину. В кристалах усі атоми зв’язані однаковими валентними зв’язками, тобто сили, що об’єднують атоми в молекулу, поширюються на весь об’єм кристала. Отже, можна вважати, що монокристал будь-якого розміру – це одна молекула. Так, кристал алмазу незалежно від його величини є молекулою вуглецю.

Визначення поняття атома і молекули дало змогу встановити відмінність між простою і складною речовиною, або хімічною сполукою.

Атомно-молекулярне вчення дало також чітке визначення валентності елемента: валентність елемента – це здатність його атомів приєднувати певне число атомів іншого елемента.

За одиницю валентності прийняли валентність атома Гідрогену, тобто число атомів Гідрогену, яке атом певного елемента може приєднати або заміщувати у сполуках.

Сучасні уявлення про валентність подано у розділі "Хімічний зв’язок. Будова молекул".

Поширення елементів у природі

Геохімічні дослідження кількісного і якісного складу мінералів нашої планети дали змогу визначити відносний вміст елементів у земній корі. Останніми роками встановлено, що в космосі трапляються ті самі елементи, що і на Землі, а також, що відношення вмісту ізотопів для того самого елемента земної поверхні, метеоритів і зразків місячної поверхні дуже близькі між собою. Це свідчить про спільність походження всіх тіл сонячної системи і про те, що атомний вміст основних елементів для них має близькі значення.

У табл.2 подано атомний вміст елементів у земній корі, Сонці і метеоритах, який виражається кількістю атомів елемента, що припадає на 106 атомів кремнію.

Як видно з таблиці, вміст основних елементів (О, Nа, Мg, Sі, S, Са, Fе, Сu) у них однаковий, для інших (Н, В, С, Мо, Рb та ін.) – він дещо відрізняється. Так, вміст таких елементів, як Н, Не, у земній корі значно менший, що, очевидно, пов’язано з легкістю цих газів, завдяки чому вони зникли за час існування нашої планети.

Дані про відносний вміст елементів у земній корі подано в табл.3. У геохімії відносний вміст елементів прийнято виражати у кларках.

Кларком називають кількість певного елемента в системі, що виражається у процентах (масовий або атомний кларк).

Середні значення відносного вмісту елементів (масові кларки) вперше були визначені в кінці XIX – на початку XX ст. Д.Кларком, В.Гольдшмідтом та А.Ферсманом. У 1962 р. А.П.Виноградов отримав найбільш достовірні дані про відносний вміст елементів у земній корі, які наведено далі.

Таблиця 2. Вміст хімічних елементів Таблиця 3. Атомні і масові кларки
у земній корі, Сонці і метеоритах деяких елементів

Елемент

Логарифм вмісту атомів

у земній корі

у метеоритах

на Сонці

Lі

Nа

Мg

Аl

Sі

Са

Ті

Fе

Сu

Мо

Рb

6,0

1,7

0,8

4,5

6,5

4,8

6,0

5,0

6,0

4,1

5,7

3,6

4,9

3,4

6,0

2,8

0,4

0,2

–

Ї,7

1,4

3,7

6,5

4,7

6,0

4,7

6,0

3,4

5,0

3,5

4,7

3,2

5,8

2,4

–0,01

–0,8

10,5

–0,7

1,3

7,1

7,3

4,7

6,0

4,9

6,0

3,9

5,7

3,5

4,8

3,2

6,1

2,7

0,4

0,3

Елемент

Відносний вміст

у земній корі

ат. %

мас.

частка, %

Sі

Аl

Nа

Мg

Са

Fе

Ті

58,0

20,0

6,6

3,0

2,4

2,0

1,4

0,25

0,15

47,0

29,0

8,05

0,15

2,5

1,87

2,96

4,65

2,50

0,45

0,023

Найпоширенішим елементом на Землі є Оксиген, атомний кларк якого становить 58%, а масовий – 47%. Вісім елементів (Оксиген, Силіцій, Алюміній, Ферум, Кальцій, Натрій, Калій та Магній) становлять 98,53% загальної маси земної кори. На всі інші елементи припадає лише 1,47%.

Усі хімічні елементи можна поділити на три умовні групи: поширені, рідкісні і розсіяні.

До поширених елементів належать наведені вище вісім елементів, а також Гідроген, Карбон, Цинк, Купрум, Манган, Хлор, Нітроген, Фосфор, Сульфур, Флуор, Барій, Стронцій та Хром, загальний вміст яких становить 99,15% маси земної кори.

Рідкісні елементи – це мало поширені в природі або мало вивчені елементи. До них належать: Літій, Рубідій, Лантан, Уран, Реній. До рідкісних належать також розсіяні елементи.

Розсіяними називають елементи, вміст яких у земній корі незначний і які не утворюють власних родовищ, а трапляються як домішки до інших елементів. До них належать Індій, Гафній, Телур тощо.

Основою віднесення елемента до поширеного чи рідкісного є не вміст його в земній корі, а здатність утворювати власні родовища і мінерали, а також легкість добування. Так, Купрум (мас. частка 4,7·10–3 %) вважають поширеним елементом, оскільки для неї характерне концентрування у великих родовищах, а Рубідій (мас. частка 1,5·10–2 %), якого значно більше в земній корі, є типовим рідкісним елементом, оскільки він не утворює власних мінералів, а трапляється в природі як домішка до мінералів Калію.

У природі хімічні елементи трапляються у різному стані (табл.5). Благородні гази (Не, Аr, Кr тощо), платинові метали і благородні метали (Рt, Рd, Аu, Аg тощо) містяться в основному в елементарному стані. Найбільше елементів поширено в природі у зв’язаному стані з Оксигеном. До таких елементів належать Гідроген, Карбон, Ферум, Силіцій, Манган, Алюміній тощо. Значна частина елементів, особливо кольорових металів (Zn, Сd, Нg, Сu, Со, Nі, Рb та ін.), трапляються у вигляді сульфідів. Ці метали здатні утворювати родовища, в яких вони зустрічаються разом (полісульфідні руди).

Лужні метали здатні утворювати сполуки з Хлором, Бромом, наприклад NаСl. Родовища цих сполук утворились внаслідок випаровування океанів. Лужно-земельні метали і магній найчастіше зустрічаються у вигляді карбонатів типу СаСО3 або сульфатів ВаSО4.

Отже, у вільному стані в природі зустрічається тільки невелика кількість елементів, а всі інші – у вигляді природних сполук, якими здебільшого є оксиди, сульфіди, галогеніди та карбонати.

Тексти книг належать їх авторам і розміщені для ознайомлення

Книги: 505 А Б В Г Д Е З И Й К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я

Автори: 393 А Б В Г Д Е З И Й К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Э Ю Я