WWW.KNIGA.SELUK.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА - Книги, пособия, учебники, издания, публикации

 

Pages:   || 2 | 3 |

«Э. И. Федорова, кандидат химических наук, профессор Л. А. Никулина, кандидат химических наук, доцент НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Практическое пособие для слушателей ...»

-- [ Страница 1 ] --

Федеральное агентство по образованию

Сыктывкарский лесной институт (филиал)

Санкт-Петербургской государственной

лесотехнической академии им. С. М. Кирова

Э. И. Федорова, кандидат химических наук, профессор

Л. А. Никулина, кандидат химических наук, доцент

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Практическое пособие

для слушателей подготовительных курсов

и подготовительных отделений и студентов первых курсов нехимических специальностей заочной формы обучения Под общей редакцией кандидата химических наук, профессора Э. И. Федоровой СЫКТЫВКАР 2006 УДК 545+547(07532)/техн Ф33 Рассмотрено и рекомендовано к изданию ученым советом Сыктывкарского лесного института 26 июня 2003 г., научно-методическим советом Санкт-Петербургской государственной лесотехнической академии 24 ноября 2005 г.

Утверждено к печати редакционно-издательским советом Сыктывкарского лесного института 6 апреля 2006 г.

Рецензенты:

коллектив учителей химии Коми республиканского физико-математического лицеяинтерната;

соросовский учитель, учитель химии высшей категории Л. И. Трапезникова (Коми республиканский физико-математический лицей-интернат);

учитель химии высшей категории О. Р. Костина (Коми республиканский физико-математический лицей-интернат);

декан естественно-географического факультета кандидат химических наук, доцент В. А. Карпов (Коми государственный педагогический институт);

заведующий кафедрой неорганической и аналитической химии доктор химических наук, профессор Е. В. Школьников (Санкт-Петербургская государственная лесотехническая академия);

доктор химических наук, профессор кафедры химии древесины, физической и коллоидной химии М. К. Федоров (Санкт-Петербургская государственная лесотехническая академия) Федорова Э. И.

Ф33 Неорганическая химия : практ. пособие для слушателей подготов. курсов и подготов. отд. и студ. первых курсов нехим. специальностей заоч. формы обуч.

/ Э. И. Федорова, Л. А. Никулина ; Сыкт. лесн. ин-т. – Сыктывкар, 2006. – 192 с.

ISBN 5-9239-0012- Пособие включает основные теоретические вопросы и иллюстративный материал, необходимые для усвоения основ знаний по химии. Предлагаются алгоритмы по получению форм кислородсодержащих соединений на основе периодической системы Д. И. Менделеева, прогнозированию стереохимии молекул неорганических соединений и продуктов окислительно-восстановительных реакций. Практическое применение теоретических вопросов предусматривает раздел самостоятельной работы и рекомендаций к ней.





Предназначено для слушателей подготовительных курсов, подготовительных отделений для развития навыков восприятия материала по неорганической химии в технических вузах, а также для студентов-заочников первых курсов нехимических специальностей.

УДК 545+547(07532)/техн Темплан 2005/2006 учеб. г. Изд. № 140.

ISBN 5-9239-0012-2 Э. И. Федорова, Л. А. Никулина, Сыктывкарский лесной институт (филиал) Санкт-Петербургской государственной лесотехнической академии им. С. М. Кирова,

П Р Е Д И СЛ О В И Е

Практическое пособие по неорганической химии включает основные разделы программы подготовки к изучению дисциплины «Химия» в технических вузах. Материал пособия может быть использован студентами первых курсов нехимических специальностей, особенно заочной формы обучения, для которых основной вид занятий – самостоятельная работа над учебной программой при выполнении контрольных работ.

Ряд разделов подготовлен по программе химии для слушателей подготовительных отделений. Это квантовые числа, рН среды, совместный гидролиз, электродные потенциалы, расчет ЭДС, метод полуреакций в расстановке коэффициентов окислительно-восстановительных реакций, электролиз растворов и расплавов солей.

Пособие состоит из восьми тем, включающих основные разделы общей химии. Кроме того, в книгу включен раздел «Задачи и вопросы для самостоятельной работы и рекомендации к ним», поэтому студент может контролировать правильность решения задач. После каждой темы приведены вопросы или задачи для самопроверки и закрепления усвоения учебного материала. Дополнительные сведения можно найти в учебниках и учебных пособиях, указанных в списке литературы.

В настоящем пособии вниманию читателей предлагаются разработанные авторами а л г о р и т м ы (по прогнозированию форм химических соединений, их пространственного строения, продуктов окислительновосстановительных реакций и т. д.), построенные на основе обобщения как фактического, так и теоретического материала курса химии. Причем в основе алгоритмов – не химическая символика, а строение электронных оболочек атомов и учет всех их валентных возможностей. Алгоритмизация курса охватывает вопросы химии элементов (получение информации о формах химических соединений элементов, в частности, кислородосодержащих соединений) и их стереохимии. Предлагаются алгоритмы по вопросам гибридизации электронных орбиталей, знания о которой позволяют не только прогнозировать геометрию молекул, но и связывать ее с реакционной способностью и агрегатными состояниями вещества.

В ходе подготовки по темам предусматривается и использование новых подходов к химическим понятиям и представлениям путем их анализа, осмысливания. Предлагается использование алгоритма по получению информации о кислородосодержащих кислотах р-элементов и d-элементов с максимальным значением степени окисления с учетом их положения в периодической системе химических элементов.





Рассматривается новый вариант прогнозирования продуктов окислительно-восстановительных реакций с учетом всех валентных возможностей атомов и использованием метода электронного баланса.

Пособие предполагает проведение обучения на основе ориентиров, какими являются предлагаемые алгоритмы, а также на основе теории функциональных систем, предусматривающей создание «модели» будущего результата. В основе алгоритмов – связь со строением электронных оболочек атомов, участие электронов в различных взаимодействиях между атомами, учет всех валентных возможностей атомов. Именно это создает единые представления о химических понятиях и процессах, и именно этот подход позволяет интенсифицировать учебный процесс.

При изучении химических превращений используемая в химии символика не позволяет глубоко понимать сущность процессов. Кроме того, схематические изображения не могут дать представлений о трехмерном пространстве. Вот почему в настоящий момент так важно использовать информационные технологии в процессе изучения химии. В Сыктывкарском лесном институте профессором Э. И. Федоровой и студентом П. А. Цильке была сделана попытка такого использования при создании электронного учебного пособия с использованием компьютерной программы «Атом. Строение и динамика» (номер госучета в депозитарии электронных изданий ФГУП НТЦ «Информрегистр» 0320300553), которое рассматривает различные валентные возможности атомов на основе строения их электронных оболочек, а динамическая визуализация промотирования электронов, взаимодействия электронных облаков позволяет наглядно представить эти процессы. Часть иллюстративного материала на основе компьютерного моделирования из электронного учебного пособия использована в данном практическом пособии в виде приложенных цветных рисунков.

Материал, представленный в приложениях, позволит студентам находить нужный справочный материал при решении задач.

Слушатели подготовительных отделений после работы с данным пособием будут подготовлены к изучению химических дисциплин на первом курсе любой специальности.

Темы 2, 3, 6, 8, раздел «Задачи и упражнения для самостоятельной работы и рекомендации к ним», введение, заключение, предисловие и послесловие подготовлены профессором Э. И. Федоровой, остальные темы – доцентом Л. А. Никулиной. Иллюстративный материал на цветной вклейке предоставили студенты технологического факультета Сыктывкарского лесного института П. А. Цильке, Н. А. Зеленин, Е. А. Дьяконов. В пособие включены некоторые задачи из книг И. Г. Хомченко, С. А. Пузырева и В. А. Пупкова, А. С. Егоровой, указанных в библиографическом списке.

Авторы выражают благодарность рецензентам доценту В. А. Карпову, учителям химии Л. И. Трапезниковой, О. В. Костиной, профессорам Е. В. Школьникову, М. К. Федорову и начальнику редакционноиздательского отдела СЛИ В. Н. Столыпко за полезные замечания и рекомендации.

ВВЕДЕНИЕ

Химия – наука о свойствах химических элементов и их соединений и закономерностях превращений веществ. Она относится к естественным наукам и тесно взаимосвязана с физикой, биологией, геологией, математикой, а в последнее время в химии широко применяется электронно-вычислительная техника.

Современная химия – это разветвленная система многих наук: общей, неорганической, органической, физической, аналитической химии, биохимии, химии полимеров и т. д.

Объекты изучения в химии – химические элементы и их соединения, простые и сложные вещества, их превращения.

Будущий студент должен быть знаком с основными понятиями химии, ее важнейшими теориями, законами, о также иметь представление о свойствах химических элементов и соединений. Это позволит ему глубже усвоить химию материалов и химических процессов, применяемых в технике.

О С Н О В Н Ы Е П О Н Я Т И Я И З А КО Н Ы Х И М И И

Основы атомно-молекулярного учения заложены М. В. Ломоносовым в 1741 г.

1. В строении вещества М. В. Ломоносов различал две ступени: элементы (атомы в нашем понимании) и корпускулы (молекулы).

2. Большинство веществ состоит из молекул. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ из разных атомов.

3. Молекула наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

4. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.

5. При химических реакциях происходит перегруппировка атомов и образование новых веществ.

Современные представления о строении вещества предполагают следующее:

1. Вещества имеют разное строение: они состоят из атомов одного и того же химического элемента или из атомов разных элементов (химический элемент это вид атомов с одинаковым зарядом ядра), могут состоять из молекул, но большинство неорганических соединений не имеют молекулярного строения.

2. В твердом состоянии вещества образуют кристаллические решетки – трехмерные упорядоченности частиц. В узлах решетки веществ с м о л е к у л я р н ы м с т р о е н и е м находятся геометрически обособленные молекулы, связанные между собой межмолекулярными взаимодействиями (например, Cl2, H2O, SO2, CO2, большинство органических соединений), в узлах кристаллических решеток веществ и о н н о г о с т р о е н и я находятся ионы (CaCl2, KI, NaCl, KOH). Существуют м е т а л л и ч е с к и е кристаллические решетки (металлы), а т о м н ы е кристаллические решетки (алмаз, оксид кремния). Выделение в атомной или ионной структуре простейшей группы атомов, многократное повторение которой воспроизводит структуру вещества, является условным. Такие условные частицы называют формульными единицами. Например, СО2, Н2О, NH3 молекулы, SiO2 вещество атомного строения, NaCl – вещество ионного строения – формульные единицы.

3. Сложные вещества имеют либо постоянный состав (д а л ь т о н и д ы ), либо меняющийся в некоторых пределах (б е р т о л л и д ы ). Например, Н2О, НСl, SO2 дальтониды, FeS бертоллид и может изменять состав.

4. Свойства неорганических и органических соединений зависят от их химического строения.

1. Закон сохранения массы (М. В. Ломоносов, 1748 г.): «Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции».

2. Закон постоянства состава (Пруст, 1806 г.): «Свойства веществ не зависят от способа его получения и предыдущей обработки», закон относится только к молекулярным соединениям.

3. Закон объемных отношений (Гей-Люссак, 1808 г.): «При неизменной температуре и давлении объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газов, как простые целые числа».

4. Гипотезы Авогадро (1811 г.):

1) в равных объемах разных газов при одинаковых условиях (давлении и температуре) содержится равное количество молекул;

2) молекулы простых газообразных веществ (водород, кислород, азот, хлор и др.) состоят из двух атомов.

Первая гипотеза была экспериментально подтверждена и является одним из основных законов идеальных газов.

Следствия из гипотез:

1) моль любого газа при нормальных условиях (273 К и 1,033 105 Па) занимает объем 22,4 л.

В условиях, отличающихся от нормальных, объем любого количества газа может быть рассчитан по уравнению Менделеева – Клапейрона:

где m масса газа, M молекулярная масса, R молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж моль1 град1, p – давление, Т абсолютная температура, V объем газа, m/M = – число молей.

2) молекулярная масса газа или пара равна произведению его плотности по отношению к любому другому газу на молекулярную массу последнего.

5. Периодический закон Д. И. Менделеева в современной формулировке: «Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов».

Предмет химии Химия изучает строение, свойства и взаимопревращения веществ.

Вещество Совокупность атомов и молекул.

Атом Наименьшая частица химического элемента, носящая его свойства.

Молекула Наименьшая частица вещества, обладающая его Химический Определенный вид атомов, имеющий одинаковый элемент заряд ядра.

Относительная Число, показывающее, во сколько раз масса атома атомная масса, больше 1/12 массы атома углерода.

Относительная Число, показывающее, во сколько раз масса молемолекулярная кулы больше 1/12 массы атома углерода.

масса, Mr Моль Количество вещества, содержащее столько же структурных элементов, сколько атомов в углероде Молярная Масса вещества количеством 1 моль масса, М Молярный Объем, занимаемый количеством вещества 1 моль объем, Vm Формула Простейшая (эмпирическая) показывает отношение числа атомов. Истинная (молекулярная) показывает количественный и качественный состав вещества.

Например, формула Н2О показывает, что в молекуле воды содержится 2 атома водорода и 1 атом кислорода, Мr = 18, М = 18 г/моль (молярная масса Относительная Отношение относительных молекулярных или моплотность газов, лярных масс данного и стандартного газов (по водороду или воздуху).

К о л и ч е с т в о в е щ е с т в а (X), моль, можно определить из формулы:

где m(X) – масса вещества Х (г, кг), М(X) – молярная масса вещества Х (г/моль, кг/моль).

NА = 6,02 1023 1/моль – постоянная Авогадро, тогда N – ч и с л о по формуле:

Задача 1. Какое количество вещества железа содержится в образце данного металла массой 28 г?

Решение.

Молярная масса железа М(Fe) = 56 г/моль. По формуле (1.1) находим количество вещества:

Задача 1. Определите массу гидроксида натрия количеством вещества 0, моль.

Решение.

М(NaOH) = 40 г/моль.

m(NaOH) = (NaOH) M(NaOH); m(NaOH) = 0,4 моль 40 г/моль = 16 г.

Задача 1. Сколько молекул содержится в хлоре массой 142 г?

Решение.

Молярная масса хлора Cl2 равна 71 г/моль. Определяем количество вещества:

Число молекул хлора определяем по формуле (1.2):

N(Cl2) = (Cl2) NА = 2 моль 6,02 1023 1/моль = 1,204 1024 молекул 1,2 1024 молекул.

Молярный объем газов Vm при нормальных условиях (р0 = 101325 Па = 101,3 кПа; Т0 = 273 К) составляет 22,4 л/моль.

где Vm – молярный объем газа; V(X) – объем газа Х; (X) – количество вещества газа Х.

В расчетах, связанных с переходами от данных условий к нормальным или наоборот, пользуются формулой объединенного газового закона Клапейрона:

где «0» указывает на нормальные условия.

Задача 1. Какой объем займет при нормальных условиях азот массой 14 г?

Решение.

Определим количество вещества азота:

Исходя из формулы (1.2), найдем объем азота при нормальных условиях:

V(N2) = Vm (N2); V(N2) = 22,4 л/моль 0,5 моль = 11,2 л.

Задача 1. Какую массу будет иметь хлороводород объемом 20 л при нормальных условиях?

Решение.

Молярный объем газа при нормальных условиях Vm = 22,4 л/моль.

Количество вещества хлороводорода определяем по формуле (1.2):

Определяем массу хлороводорода:

m(HCl) = M(HCl) (HCl); m(HCl) = 36,5 г/моль 0,89 моль = 32,4 г.

Задача 1. Какой объем займет при температуре 127 С и давлении 202,6 кПа аммиак массой 34 г?

Решение.

Определяем количество вещества по формуле (1.2):

Объем аммиака при нормальных условиях:

V0(NH3) = Vm (NH3); V0(NH3) = 22,4 л/моль 2 моль = 44,8 л.

Приводим объем к данным условиям:

Задача 1. При разложении 0,927 г азотсодержащего соединения образовалось 126 мл азота при температуре 27 С и давлении 98,64 кПа. Определить массу азота в этом веществе.

Решение.

Воспользуемся уравнением Менделеева – Клапейрона:

Задача 1. Какую массу алюминия и оксида железа (III) надо взять для получения железа массой 140 г?

Решение.

Определяем количество вещества железа, которое надо получить, по формуле (1.1):

Записываем уравнение реакции:

Из уравнения реакции следует, что для получения железа количеством 2 моль требуется 2 моль алюминия, так как (Al) = (Fe). Также из уравнения следует, что для получения железа количеством 2 моль требуется 1 моль оксида железа. Отсюда для получения 2,5 моль железа потребуется 1,25 моль оксида железа:

Находим массы алюминия и оксида железа:

m(Al) = (Al) M(Al); m(Al) = 2,5 моль 27 г/моль = 67,5 г;

m(Fe2O3) = (Fe2O3) M(Fe2O3); m(Fe2O3) = 1,25 моль 160 г/моль = 200 г.

Задача 1. Какой объем водорода выделится при нормальных условиях, если растворить алюминий массой 5,4 г в избытке соляной кислоты?

Решение.

Определяем количество вещества алюминия, вступившего в реакцию, по формуле (1.1):

Записываем уравнение реакции:

Из уравнения реакции следует, что из 2 моль алюминия образуется 3 моль водорода. Находим количество молей водорода:

Определяем объем водорода при нормальных условиях:

V0(H2) = Vm (H2); V0(H2) = 22,4 л/моль 0,3 моль = 6,72 л.

Массовая доля элементов химического соединения (Э) позволяет определить простейшую формулу соединения, которая не всегда совпадает с истинной. Простейшая формула показывает только отношение числа атомов в молекуле. Чтобы определить истинную формулу соединения, надо знать его молярную массу.

где m(Э) – масса элемента; m – масса соединения.

Задача 1. Углеводород содержит 82,64 % углерода и 17,36 % водорода. Относительная плотность данного углеводорода по водороду составляет 28,8.

Найти истинную формулу вещества.

Решение.

1-й способ Принимаем массу углеводорода за 100 г. Массовая доля углерода (С) = 0,8264, водорода (Н) = 0,1736. Тогда масса углерода m(C) = = 100 0,8264 = 82,64 г; масса водорода m(H) = 100 0,1736 = 17,36 г.

Находим количества веществ атомарных углерода и водорода:

Находим отношение количеств веществ:

Так как количественный состав молекулы должен выражаться только целыми числами, то получим:

Находим молярную массу соединения:

Молярная масса простейшей формулы:

M(C2H5) = 12 г/моль 2 + 1,008 г/моль 5 = 29,04 г/моль.

Истинная формула должна отвечать его молярной массе. Значит, формула углеводорода C4H10.

2-й способ М(СXHY) = 2 г/моль 29 = 58 г/моль.

Если (СXHY) = 1 моль, то m(CXHY) = 58 г.

Таким образом, 1 моль СХHY содержит 4 моль С и 10 моль Н. Формула углеводорода С4Н10.

3-й способ По формуле (58 г/моль).

Атомные факторы означают отношение атомов углерода и водорода, они равны:

C : Н = 82,64/12 : 17,36/1 = 6,886 : 17,36 = 1 : 2,5.

Составляем простейшую формулу углеводорода: С1Н2,5.

Находим истинную формулу, исходя из молярной массы:

Задача 1. При полном сгорании 13,8 г органического вещества образовалось 26,4 г СО2 и 16,2 г Н2О. Плотность пара вещества по водороду равна 23.

Вывести формулу вещества.

Решение.

В состав неизвестного вещества входят углерод и водород, так как они находятся в продуктах реакции. Возможно, в состав вещества входит еще и кислород, и формулу вещества можно представить CXHYOZ.

Находим количества веществ углекислого газа, воды, углерода и водорода.

Затем находим массы углерода и водорода:

m(C) = 0,6 моль 12 г/моль = 7,2 г; m(H) = 1,8 моль 1 г/моль = 1,8 г.

Суммарная масса углерода и водорода равна: 7,2 г + 1,8 г = 9 г.

Следовательно, в состав органического вещества входит кислород, масса которого составляет:

m(O) = 13,8 г – 9 г = 4,8 г, а количество его Находим отношение количеств веществ:

Молярная масса вещества М(Х) = М(Н2) DH 2 = 2 г/моль 23 = = 46 г/моль.

Значит, молекулярная формула вещества С2Н6О.

Задача 1. Составить простейшую формулу соединения, массовые доли элементов которого составляют: Na – 42,1 %, P – 18,9 %, O – 39,0 %.

Решение.

Число атомов в соединении прямо пропорционально процентному содержанию элемента и обратно пропорционально его относительной атомной массе:

Х : Y : Z = 42,1/23 : 18,9/31 : 39,0/16 = 1,83 : 0,61 : 2,44.

Полученные величины – атомные факторы, они выражают отношение между молярными массами элементов в соединении и отношения между атомами. Но атомы должны входить в состав молекулы целыми числами, поэтому для приведения атомных факторов к целочисленным значениям необходимо наименьший из них принять за единицу и разделить остальные значения на него.

Задача 1. Вычислить относительную плотность по азоту смеси фтороводорода, хлороводорода, азота, водорода, в которой объемные доли газов равны между собой.

Решение.

Воспользуемся формулой DN Формула для расчета средней молярной массы газовой смеси:

здесь i (i = 1, 2, …, n) объемные доли каждого компонента.

Найдем среднюю молярную массу смеси:

Мср = 36,5 0,25 + 20 0,25 + 28 0,25 + 2 0,25 = 22,12 г/моль.

Задача 1. Плотность оксида углерода при 91,8 кПа равна плотности пропина С3Н4 при 101 кПа (температура одинаковая). Найти формулу оксида углерода.

Решение.

Воспользуемся уравнением Менделеева – Клапейрона:

Преобразуем данную формулу, зная, что СО2.

Задача 1. Вычислить объемные доли газов в кислородно-гелиевой смеси с плотностью по водороду 15.

где х – объемная доля кислорода, (1 – х) – объемная доля гелия.

Задача 1. В закрытом сосуде смешали при одинаковых условиях 10 л водорода и 5 л хлора. Через смесь пропустили электрический разряд. Вычислить объемные доли веществ в смеси.

Решение.

По уравнению реакции H2 + Cl2 = 2HCl в соответствии с законом объемных отношений 5 л водорода остается непрореагировавшим. В результате реакции полученная смесь будет состоять из 10 л хлороводорода и 5 л водорода.

Известно, что объемная доля компонента находится по формуле:

где V(Х) – объем газа, V – суммарный объем газов.

П Е Р И ОД И Ч Е С К И Й З А КО Н И П Е Р И ОД И Ч Е С К А Я С И С Т Е М А Д. И. М Е Н Д Е Л Е Е ВА

Формулировка периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым в 1869 г.: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

На основе периодического закона Д. И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов. Выражением закона является табличная форма. Она состоит из 7 периодов и 8 групп.

Периоды это г о р и з о н т а л ь н ы е ряды таблицы. Периоды подразделяются на малые и большие. В малых периодах находятся два элемента (1 период) или 8 элементов (2, 3 периоды), в больших периодах 18 элементов (4, 5 периоды) или 32 элемента (6 период), 7 период пока не закончен. Каждый период начинается с типичного металла, а заканчивается типичным неметаллом или благородным газом.

В е р т и к а л ь н ы е столбцы называются группами элементов. Каждая группа делится на две подгруппы (главную и побочную). Подгруппа это совокупность элементов, являющихся безусловными химическими аналогами; часто элементы подгруппы обладают высшей степенью окисления, отвечающей номеру группы. Например, элементам подгрупп бериллия и цинка (главная и побочная подгруппы II группы) отвечает высшая степень окисления (+2), элементам подгрупп азота и ванадия (V группа) – высшая степень окисления (+5).

В главных подгруппах химические свойства элементов могут меняться в широком диапазоне: от неметаллических к металлическим (например, в главной подгруппе V группы азот неметалл, а висмут металл). В побочных подгруппах свойства элементов меняются не так резко. Например, элементы побочной подгруппы IV группы титан, цирконий, гафний весьма схожи по своим свойствам (особенно два последних элемента).

В периодической системе типичные металлы расположены в I (LiFr), II (MgRa) и III (In, Tl) группах. Неметаллы расположены в группах VII (FAt), VI (OTe), V (NAs), IV (C, Si) и III (B). Некоторые элементы главных подгрупп (бериллий Be, алюминий Al, германий Ge, сурьма Sb, полоний Po и др.), а также многие элементы побочных подгрупп проявляют как металлические, так и неметаллические свойств (явление амфотерности).

Для некоторых элементов применяют групповые названия: I (LiFr) щелочные металлы, II (CaRa) щелочноземельные металлы, VI (OPo) халькогены, VII (FAt) галогены, VIII (HeRn) благородные газы.

Форма периодической системы, которую предложил Д. И. Менделеев, называется к о р о т к о п е р и о д н о й, или классической. В настоящее время все шире используется другая форма периодической системы д л и н н о п е р и о д н а я, в которой все периоды малые и большие вытянуты в длинные ряды, начинающиеся щелочным металлом и заканчивающиеся благородным газом. Каждая вертикальная последовательность элементов называется группой, которая нумеруется римской цифрой от I до VIII и латинскими буквами А или B. Например, IА-группа это щелочные металлы (т. е. главная подгруппа I группы в короткопериодной форме), а IB-группа это элементы медь, серебро и золото (т. е.

побочная подгруппа I группы); аналогично VIА-группа это халькогены, а VIB-группа это элементы хром, молибден и вольфрам. Таким образом, главные подгруппы это А-группы в длиннопериодной форме, а побочные подгруппы это B-группы; номера групп в обеих формах периодической системы совпадают.

Периодический закон Д. И. Менделеева и периодическая система элементов стали основой современной химии.

После открытия электронов (Дж.-Дж. Томсон, 1897 г.), естественной радиоактивности элементов (А. Беккерель, П. и М. Кюри, 1896 г.), ядра (Э. Резерфорд, 1911 г.), искусственного превращения одного элемента в другой (например, азота в кислород), протонов (Э. Резерфорд, 1919 г.), нейтронов (Дж. Чедвик, 1932 г.) периодический закон получил свое дальнейшее развитие и формулировку: свойства простых тел, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их ядер.

Было установлено, что в атоме каждого элемента присутствуют протоны, нейтроны и электроны, причем протоны и нейтроны сосредоточены в ядре атома, а электроны на его периферии (в электронной оболочке). Число протонов в ядре равно числу электронов в оболочке атома и отвечает порядковому номеру этого элемента в периодической системе.

Например, никель имеет порядковый номер 28. Следовательно, заряд ядра атома никеля равен +28, т. е. содержит 28 протонов, а вокруг ядра движутся 28 электронов. Массовое число никеля равно 58,69 это средняя величина массовых чисел природных изотопов этого элемента с учетом процентного содержания каждого из них.

Иногда в символах изотопов записывают только массовые числа, например, 18О, что означает, что это изотоп кислорода с массовым числом 18 (8 протонов и 10 нейтронов).

Сведения о строении атома и строении электронной оболочки систематизированы ниже.

Атом Атом – электронейтральная частица, состоящая из взаимодействующих положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов (относительная масса электрона = 1/1840 а. е. м.).

Ядро атома Ядро состоит из протонов (заряд = +1, масса = Порядковый Равен числу протонов (числу электронов).

номер элемента Массовое число Равно сумме протонов и нейтронов.

Изотопы Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные Электронная Совокупность всех электронов, вращающихся вокруг оболочка ядра. Подразделяется на энергетические уровни.

Атомная Часть пространства, в которой вероятность нахождеорбиталь ния электрона наибольшая (при нахождении электрона в этой части пространства говорят об электронном облаке).

Квантово- Основные принципы:

механическая 1) электрон одновременно проявляет свойства частеория тицы и волны, можно говорить лишь о вероятности строения атома пребывания электрона в пространстве;

2) состояние электрона в атоме определяется значениями квантовых чисел (безразмерных величин, входящих в уравнения для описания движения электрона вокруг ядра: n, l, ml, ms).

Квантовые n главное квантовое число (характеризует запас числа энергии электрона), l побочное квантовое число (характеризует форму ml магнитное квантовое число (характеризует направление орбиталей в пространстве), ms = 1/2 спиновое квантовое число (характеризует вращение электрона вокруг своей оси – по часовой и Энергетический Совокупность орбиталей, имеющих одинаковое знауровень чение главного квантового числа. Их число равно Электронный Совокупность электронов, находящихся на одном слой энергетическом уровне. Энергия орбиталей, находящихся на одном уровне неодинакова, поэтому энергетические уровни подразделяются на п о д у р о в н и.

Число Число орбиталей одного подуровня l определяет магорбиталей нитное квантовое число (–l через 0 до +l) одна орбиталь в форме сферы, три взаимно перпендикулярные р-орбитали;

одна орбиталь в форме сферы, три взаимно перпендикулярные р-орбитали и пять d-орбиталей.

Каждый электрон, находящийся на орбитали, характеризуется тремя квантовыми числами: главным n, побочным l и магнитным m. Электрон, кроме того, характеризуется спиновым квантовым числом ms, которое определяет направление вращения электрона вокруг своей оси и принимает значения +1/2 и –1/2. На рис. 1 показано слияние двух sорбиталей, а стрелками – направление спина.

Графически свободную электронную орбиталь, спаренные и неспаренные электроны изображают следующим образом: соответственно, Ниже в таблице 2.1 представлены некоторые электроннографические формулы.

См. цветные рисунки на вклейке.

Электронно-графические формулы внешнего энергетического уровня атомов инертных газов 1–4 периодов периода Номер * На рис. 2 цветной вклейки показано образование атома гелия путем слияния двух электронных облаков сферической формы.

При заполнении электронных орбиталей соблюдаются следующие правила:

1. Правило последовательности заселения электронных облаков В. М. Клечковского: сначала заполняются орбитали с минимальной энергией. Последовательность заполнения орбиталей: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d 4f, 6p, 7s 5f 6d, 7p.

2. Правило Гунда: заселение электронами происходит так, чтобы атом имел наибольшее число неспаренных электронов.

3. Принцип Паули: максимальная электронная емкость орбитали равна двум, на одной орбитали не может быть более двух электронов.

Ориентируясь на таблицу 2.1, можно записать электронные формулы элементов 1–4 периодов, поскольку с увеличением порядкового номера электронная оболочка пополняется одним электроном.

Например, элементы 3 периода:

На рис. 3 цветной вклейки показано строение атомов магния, алюминия, а на рис. 4 – строение атомов кремния и фосфора. На рисунках sорбиталь с двумя неспаренными электронами изображена фиолетовым цветом, а с одним электроном – розовым, тогда как р-орбиталь с двумя неспаренными электронами изображена зеленым цветом, а с одним электроном – желтым. Обозначение d-орбиталей для лучшего их распознавание проведено различными цветами.

Используя данные рисунки и знания о строении электронных оболочек, квантовых числах, можно легко установить вид орбитали и квантовые числа (такие задания встречаются в контрольных работах для студентов-заочников нехимических специальностей). Например, в таблице 2.2 показаны квантовые числа электронов атома алюминия.

Квантовые числа электронов атома алюминия Квантовые числа Квантовые числа Аналогично, последовательно заполняя одним электроном электронную оболочку, можно составить электронные формулы для элементов 4 периода:

Используя рис. 3, 4, которые позволяют увидеть форму электронных орбиталей, и данные таблицы 2.1, можно определить квантовые числа для электронов внешнего слоя.

Отнесение элементов к определенным семействам (например, s, p, d) определяет последний внешний электрон. Периодическое повторение строения внешнего электронного слоя показано в таблице 2.3.

Периодическое повторение строения внешнего электронного слоя в атомах элементов периодической системы Номер периода

I II III IV V VI VII VIII

Для ряда элементов наблюдается «провалы» электронов, которые энергетически оправданы и имеют экспериментальное подтверждение.

В таблице 2.3 показано, что с возрастанием порядкового номера на единицу происходит заполнение внешнего энергетического уровня одним электроном. Когда это s-электрон, в вертикальном столбце будут находиться s-элементы; когда же р-электрон, элементы относятся к рсемейству; если d-электрон, то, соответственно, это d-элементы, относящиеся к d-семейству.

На основе таблицы 2.3 можно ответить на вопросы:

1. Каково положение и каков символ элементов, имеющих следующее строение внешнего электронного слоя: а) 5s24d105p1; б) 6s25d1?

Ответ. а) 5s24d105p1. Элемент находится в 5 периоде (первая цифра указывает на внешний энергетический уровень) и в III группе (р1конфигурация соответствует третьей группе). Следовательно, это индий, р-элемент.

б) 6s25d1. Элемент находится в 6 периоде, III группе. Это лантан, dэлемент.

2. К какому электронному семейству относится каждый из элементов: 26Fe; б) 37Rb; в) 51Sb?

Ответ. Находим по периодической таблице Д. И. Менделеева положение этих элементов и определяем отношение к соответствующему семейству по заполнению внешнего энергетического уровня по таблице 2.3, в которой указано, каким электроном пополняется энергетический уровень. Так, для железа это d-электрон, для рубидия – s- и для сурьмы – p-электрон. Это и определяет, к какому семейству относятся железо, рубидий, сурьма.

Важнейшие свойства элементов и их изменение в малых и больших периодах и группах Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера связано с тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

Ниже представлены важнейшие свойства элементов.

Металлический характер Способность атома элемента отдавать Потенциал ионизации (I1) Это работа, которую необходимо затраили энергия ионизации тить на полный отрыв электрона от атома Неметаллический характер Способность атома присоединять элекэлемента трон.

Сродство к электрону, Еср Это количество энергии, которая выделяется в результате присоединения электрона к нейтральному атому, но может и поглощаться при присоединении электрона к нейтральному атому (He, Be, N, Электроотрицательность Характеризует способность атомов приЭО) тягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей.

Величина относительной Фтор 4,0; кислород 3,5; хлор 3,0; сера 2,5;

электроотрицательности азот 3,0; углерод 2,5; фосфор 2,1; водород некоторых элементов 2,1.

Радиус атома, нм Расстояние от ядра до наиболее удаленного от него максимума распределения Валентность Способность образовывать химические Степень окисления (с. о.) Условный заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества.

Изменение свойств элементов в малых периодах:

1. Число электронов на внешнем слое увеличивается от 1 до 8, радиус атома уменьшается.

2. Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается, возрастает электроотрицательность и сродство к электрону.

3. Металлические свойства уменьшаются и возрастают неметаллические.

4. Высшая валентность возрастает от I до VII (исключение 2 период). Высшая валентность связана с числом неспаренных электронов в возбужденном состоянии атома. Валентные возможности обусловлены также числом неспаренных электронов в основном состоянии атома и возможностями п р о м о т и р о в а н и я электронов (перехода на другие электронные орбитали в пределах одного энергетического уровня). Например, у р-элементов (за редким исключением) валентные возможности можно определить, как все нечетные числа от 1 до 7 для нечетных номеров группы и четные числа для четных номеров групп (при условии, что это число не превышает номера группы).

Изменение свойств элементов в больших периодах:

1. Радиусы атомов d-элементов мало различаются между собой, поэтому по свойствам эти элементы похожи, все они являются металлами, электроотрицательность у этих элементов изменяется в незначительном интервале.

2. Валентность в больших периодах увеличивается от I до VII, затем понижается и снова увеличивается от III до VII.

3. Валентные возможности обусловлены электронами не только внешнего, но и предвнешнего электронного слоя.

Нельзя отождествлять понятия «валентность» (она определяется числом химических связей) и «степень окисления», которая является формальным понятием. Тем не менее понятие «степень окисления» широко применяется в химии.

Изменение свойств в группах:

1. Число электронных слоев увеличивается, а число электронов на внешнем слое остается одинаковым.

2. Радиус атома увеличивается, и уменьшается прочность связи электронов внешнего слоя с ядром.

3. Уменьшаются электроотрицательность и энергия ионизации.

4. Металлические свойства увеличиваются.

5. В побочных подгруппах сверх вниз уменьшается химическая активность металлов вследствие d-cжатия (уменьшения радиусов атомов).

Значение периодического закона Периодический закон Д. И. Менделеева один из основных законов природы и важнейший закон химии. Закон открыл возможность химического предвидения, предсказания новых фактов.

Периодический закон является основой естественной систематики химических элементов. Закономерности изменения свойств химических элементов определяются периодическим законом.

Периодический закон и периодическая система беспрерывно развиваются.

Элемент медь существует в природе в виде двух изотопов – 63Сu, Cu. Содержание первого составляет 73 %. Вычислить относительную атомную массу меди Ar (Cu).

Решение.

Ar (Cu) = 63 0,73 + 65 (1 0,73) = 63,54.

Задача 2. Вычислить молекулярную массу воды, в молекуле которой содержится тяжелый изотоп водорода дейтерий.

Решение.

Изотопы водорода 1 Н, 2 Н, 3 Н. По формуле D2О находим относительную атомную массу, равную 20.

Напишите символы изотопов олова, в атомах которых содержится 66, 68, 69, 71, 72 нейтронов.

Рекомендации.

По периодической таблице установите заряд ядра атома олова (число протонов), равный порядковому, и, суммируя число нейтронов, найдите относительную атомную массу.

Задача 2. Определить по рис. 4 квантовые числа внешнего энергетического уровня атома фосфора.

Рекомендации. Заполните таблицу (см. ниже) по аналогии с таблицей 2.2 для внешних электронов 3s2, 3p3 и согласно данным ответа.

Чему равен порядковый номер элемента, если массовое число одного из изотопов равно 31, число нейтронов 16?

Решение.

Заряд ядра = А N, где А массовое число, N число нейтронов.

Порядковый номер равен 15.

Периодичность изменения свойств Упражнение 2. Опишите химические свойства элемента с порядковым номером по его положению в периодической системе.

По периодической системе определяем, что элемент с порядковым номером 23 находится в четвертом периоде и в побочной подгруппе V группы. Этот элемент ванадий V. Электронная формула V:

1s22s22p63s23p63d34s2 или сокращенно 3d34s2. Следовательно, V dэлемент. Элемент может легко отдавать два электрона с 4-го уровня, проявляя степень окисления +2. При этом он образует оксид VO и гидроксид V(OH)2, проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соединений ванадий не образует, так как расположен в побочной подгруппе.

Атом ванадия может также отдавать электроны с d-подуровня предпоследнего энергетического уровня (3 электрона) и таким образом проявлять высшую степень окисления +5 (численно равную номеру группы, в которой расположен элемент). Оксид, соответствующий высшей степени окисления, V2O5. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве гидроксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO3 (соли ее называются ванадаты, это устойчивые соединения).

Упражнение 2.7 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.4 и выводы, рассмотренные ниже, для ответа на вопросы: в чем заключается сходство в строении электронных оболочек атомов и в чем причина различной активности металлов этой группы и их соединений?

Общая характеристика элементов главной подгруппы I группы Химический знак 1. Происходит возрастание химической активности металлов сверху вниз. Так, рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе, реагируют с водой со взрывом. Также сверху вниз усиливается основной характер гидроксидов (взаимодействием с водой с выделением водорода), уменьшается устойчивость гидридов.

2. Сходство в электронной конфигурации внешнего электронного слоя обусловливает сходство форм химических соединений, оксидов, гидроксидов, солей.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Упражнение 2.8 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.5 и выводы, рассмотренные ниже, для ответа на вопросы: в чем заключается сходство в строении электронных оболочек атомов и в чем причина различной активности металлов этой группы и их соединений? Обратите внимание на изменение значения потенциала ионизации I1.

Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы Химический знак Выводы.

1. Наблюдается увеличение химической активности металлов, вытесняют водород из воды и разбавленных кислот, при обычных условиях реагируют с кислородом, с менее активными неметаллами (азот, сера, водород и другие) при нагревании, гидроксиды образуются взаимодействием оксидов с водой, их основной характер увеличивается сверху вниз.

2. Сходство в электронной конфигурации внешнего электронного слоя обусловливает сходство форм химических соединений, оксидов, гидроксидов, солей.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Упражнение 2.9 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.6 и выводы, рассмотренные ниже, для ответа на вопросы: в чем заключается сходство в строении электронных оболочек атомов (обратите внимание на конфигурацию внешнего энергетического уровня) и в чем причина различной активности элементов этой группы и их соединений (обратите внимание на изменение значения потенциала ионизации I1)?

Общая характеристика элементов главной подгруппы III группы Химический знак Химический знак 1. Сходство в электронной конфигурации внешнего электронного слоя обусловливает сходство форм химических соединений, оксидов, гидроксидов, солей.

2. Изменяется характер гидроксидов: от слабой борной кислоты (бор – неметалл) через амфотерные гидроксиды к основному характеру гидроксида таллия.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Упражнение 2.10 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.7 и выводы, рассмотренные ниже, и объясните причину возрастания металлических свойств у элементов этой группы.

Общая характеристика элементов главной подгруппы IV группы Электронная конфиГидроксиды различСтепень окисления, Химический знак 1. Металлические свойства возрастают сверху вниз. Так, углерод и кремний являются неметаллами, германий по внешнему виду напоминает металл, а олово и свинец являются металлами.

2. Характер гидроксидов металлов этой группы изменяется от кислотного, амфотерного характера и усиливается основной.

3. Прочность водородных соединений уменьшается сверху вниз вследствие увеличения радиуса атома.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Упражнение 2.11 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.8 и выводы, рассмотренные ниже, и объясните причину возрастания металлических свойств у элементов V группы. Как изменяется характер гидроксидов, образованных этими элементами?

Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы Химический знак Выводы.

1. Металлические свойства возрастают сверху вниз, прочность водородных соединений уменьшается.

2. Кислотный характер гидроксидов уменьшается, возрастают основные свойства.

3. Вследствие значительной энергии диссоциации молекул азота на атомы, фосфор более активен по сравнению с азотом.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Упражнение 2.12 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.9 и выводы, рассмотренные ниже, и объясните причину уменьшения кислотные свойства и прочность водородных соединений.

Общая характеристика элементов главной подгруппы VI группы Химический знак 1. Типичными неметаллами в этой группе являются только кислород и сера.

2. Прочность водородных соединений убывает сверху вниз.

3. Окислительные свойства кислот со степенью окисления +6 возрастают с увеличением радиуса атома, а кислотные свойства уменьшаются.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Упражнение 2.13 (для самостоятельной работы) Используйте данные таблицы 2.10 и выводы, рассмотренные ниже, и объясните причину изменения свойств для элементов VII группы.

Общая характеристика элементов главной подгруппы VII группы Химический знак Выводы.

1. Окислительная активность сверху вниз убывает. Йод со многими металлами непосредственно не реагирует, а с некоторыми – при повышении температуры.

2. Восстановительная способность галогенводородных кислот возрастает с ростом радиуса атома.

3. В ряду HClO, HClO2, HClO3, HClO4 кислотные свойства возрастают, окислительная способность кислоты уменьшается.

На основании выводов напишите уравнения соответствующих реакций для различных элементов этой группы.

Х И М И Ч Е С К А Я С ВЯ З Ь.

ВА Л Е Н Т Н Ы Е В О З М О ЖН О С Т И АТ О М О В.

Г И Б Р И Д И З А Ц И Я ЭЛ Е К Т Р О Н Н Ы Х

О Р Б И ТА Л Е Й В АТ О М Е.

С Т Р О Е Н И Е В Е Щ Е С Т ВА

Химическая связь это силы, которые обусловливают образование связи между частицами. Существуют к о в а л е н т н а я, и о н н а я, м е т а л л и ч е с к а я и в о д о р о д н а я связи. Результатом связывания атомов является образование сложных структур.

Подавляющее большинство неорганических веществ в условиях комнатной температуры и атмосферного давления твердые вещества.

Для этих веществ введено понятие «кристаллохимическое строение».

Кристаллохимическое строение порядок расположения и природа связи между частицами в пределах элементарной ячейки. При многократном повторении элементарных ячеек получается макроскопическая к р и с т а л л и ч е с к а я р е ш е т к а. Различные типы кристаллических решеток рассмотрены ниже.

Типы связи и примеры соединений с различными типами связи приведены ниже.

Ковалентная связь связь, образованная перекрыванием электронных облаков.

Неполярная ковалентная связь – Вещества с неполярным ковасвязь, при которой область перекры- лентным типом связи: Н2, Cl2, вания электронных облаков находит- N2, O2, Br2, I2 и др.

при образовании которой электронCO2 и др.

ная плотность между взаимодействующими атомами смещена к более Донорно-акцепторный механизм об- Вещества с донорноразования ковалентной связи: атом- акцепторным механизмом обдонор предоставляет неподеленную разования связи:

пару электронов, которая становится общей между ним и атомомакцептором, который предоставляет электронную орбиталь.

за счет электростатического притяжения и о н о в (ион – заряженная частица).

Металлическая связь – связь между Вещества с металлическим тиположительно заряженными ионами пом связи: Fe, Cu, V, Mo, Ni и металлов и свободными электронами др.

в кристаллической решетке металлов.

Водородная связь образована за счет Вещества с водородным типом взаимодействия положительно заря- связи: H2O и др.

женного атома водорода одной молекулы и электроотрицательного атома О–Н...О–Н...О–Н В зависимости от способа перекрывания облаков связи подразделяются на (сигма)- и (пи)-связи. -Связь образуются перекрыванием облаков по прямой, связывающей центры атомов, а -связь образована боковым перекрыванием электронных облаков. На рис. 5 цветной вклейки показано перекрывание электронных облаков в молекуле азота:

-связь образована перекрыванием рх-орбиталей каждого атома азота, две -связи образованы перекрыванием ру- и рz-орбиталей от каждого атома азота. Перекрывание этих орбиталей происходит во взаимно перпендикулярных плоскостях. Таким образом, в молекуле азота образуется тройная связь: одна - и две -связи.

Валентность элемента определяется общим числом неспаренных электронов как в нормальном, так и в возбужденном состояниях атома.

Способ образования ковалентной связи, в которой каждый из взаимодействующих атомов отдает один электрон, называется о б м е н н ы м.

Каждый атом для образования химической связи представляет один неспаренный электрон. Возбуждение атома с переходом электронов из состояния с одним главным квантовым числом n на орбиталь с другим квантовым числом (например, с 1s- на 2s- или с 1s- на 2р-орбиталь) требует больших затрат энергии. Например, у бериллия переход с 2s- на 2рорбиталь с избытком компенсируется образованием двух химических связей.

Промотирование – переход электрона на орбиталь с более высокой энергией приводит к увеличению числа неспаренных электронов, валентные возможности атома при этом возрастают.

На рис. 6а цветной вклейки показано строение электронной оболочки атома хлора, из которого следует, что внешний энергетический уровень содержит один неспаренный р-электрон (желтая окраска) и две рорбитали заполнены двумя электронами (зеленая окраска). Кроме того, атом хлора располагает незаполненными d-орбиталями (неокрашенные).

При взаимодействии хлора с другими атомами его валентные возможности возрастают за счет перехода электрона с р-орбитали (зеленый цвет) на одну из d-орбиталей. На второй картинке этого рисунка видно, что уже две р-орбитали окрашены в желтый цвет (содержат по одному неспаренному электрону) и появляется окрашенная в розовый цвет dорбиталь. Таким образом показан процесс промотирования электронов с р-орбиталей на вакантные d-орбитали. На третьей картинке этого же рисунка показан переход еще одного электрона с р-орбитали на еще одну вакантную d-орбиталь, все р-орбитали окрашены в желтый цвет. Получается, что в возбужденном атоме хлора содержится уже пять неспаренных электронов (три на р-орбиталях и два на d-орбиталях). Промотирование электрона с 3s- еще на одну d-орбиталь повышает валентность хлора до 7. Графическое изображение процесса промотирования электронов на примере атома хлора показано на рис. 6б, где переход каждого из спаренных электронов последовательно показан, как (I), (II), (III).

I II III

Рис. 6б. Графическое изображение процесса промотирования на примере атома хлора Валентность хлора равна нечетным числам от 1 до 7 (значения степени окисления могут быть и другими), это связано с промотированием электронов у р-элементов. Обратите внимание на нечетный номер группы, в котором находятся галогены, и на то, что валентности хлора равны нечетным числам от 1 до 7.

На рис. 7а цветной вклейки представлен процесс промотирования электронов в возбужденном состоянии атома серы, который позволяет повысить валентные возможности серы, как и других элементов этой группы, до 4 и 6, поскольку в основном состоянии на внешнем слое атома находятся только два неспаренных электрона. Таким образом, валентность серы будет равна четным числам от 1 до 7, т. е. 2, 4, 6. Так же, как и в предыдущем случае, обратите внимание на номер группы. Сера находится в группе с четным номером и полученные цифры четные.

На рис. 7б (см. ниже) этот процесс представлен графически. Переход каждого из спаренных электронов последовательно показан, как (I), (II), (III).

Рис. 7б. Графическое изображение процесса промотирования электронов на примере атома серы Обратите внимание, что номер группы для р-элементов (четный или нечетный) будет определять теоретически возможные валентности элемента.

Аналогично можно убедиться в этом на примере р-элементов IV и V групп.

Гибридизация электронных облаков При образовании химических связей, согласно гипотезе Лайнуса Полинга, необходимо достигнуть состояния молекулы, соответствующего минимальной энергии. Это достигается в том случае, когда происходит «смешивание» (г и б р и д и з а ц и я ) электронных облаков, вследствие которой образуются г и б р и д н ы е э л е к т р о н н ы е о б л а к а.

Свойства гибридных электронных облаков:

форма орбитали обеспечивает наиболее эффективное перекрывание с орбиталями других атомов, поэтому гибридные облака имеют форму неправильной восьмерки, - все гибридные орбитали энергетически равноценны, - гибридные орбитали располагаются так, чтобы отталкивание между ними было минимальным.

При этом число гибридных орбиталей должно быть равно не только числу заместителей у атома, который подвергается гибридизации, но и числу неподеленных пар электронов у него, которые также занимают определенные положения в пространстве.

Учитывая число заместителей и число неподеленных пар, можно прогнозировать число гибридных орбиталей и валентный угол, обеспечивающий минимальное отталкивание между электронными орбиталями.

На рис. 8 цветной вклейки показана sp-гибридизация на примере образования молекулы хлорида бериллия BeCl2 (у бериллия два заместителя, и следует предположить образование двух гибридных орбиталей, для которых оптимальный угол будет равен 180):

На верхней картинке рис. 8 показано строение атома бериллия в возбужденном состоянии, один s-электрон переходит на р-орбиталь.

Приближение к атому двух атомов хлора энергетически выгодно с противоположных сторон, и вторая картина рис. 8 показывает смешивание s- и р-орбиталей с образованием двух расположенных линейно гибридных sp-орбиталей. Затем происходит (третья картинка этого рисунка) перекрывание каждой из гибридных орбиталей с рх-орбиталями атомов хлора.

На рис. 9 цветной вклейки рассмотрена sp2-гибридизация на примере хлорида бора BCl3. В возбужденном состоянии на внешнем энергетическом уровне у него три неспаренных электрона:

Три гибридные орбитали должны расположиться таким образом, чтобы отталкивание между ними было минимальным, этому состоянию отвечает угол 120. На третьей картинке рис. 9 показано перекрывание по прямой линии трех гибридных sp2-орбиталей бора с тремя рорбиталями атомов хлора. У атома бора остается одна расположенная перпендикулярно плоскости -связей р-орбиталь, которая может участвовать в образовании связей по доноро-акцепторному механизму.

На рис. 10а цветной вклейки показана sp3-гибридизация на примере образования молекулы метана. Углерод в возбужденном состоянии имеет четыре неспаренных электрона и должен образовать четыре гибридные орбитали, расположенные под углом 10928:

Ниже на рис. 10б показано образование четырех sp3-гибридных орбиталей.

Рис. 10б. Образование sp3-гибридных орбиталей 3.3. Донорно-акцепторные взаимодейст вия Нередко валентность элемента превосходит число неспаренных электронов, потому что помимо обменного способа образования ковалентной связи существует еще и донорно-акцепторный. Один атом (донор) отдает в общее пользование неподеленную пару электронов, другой атом (акцептор) предоставляет свободную орбиталь.

Механизм образования ковалентной связи, образующейся за счет неподеленной пары донора и вакантной орбитали акцептора, называется донорно-акцепторным.

Большинство неорганических соединений образуются путем сочетания обменного и донорно-акцепторного взаимодействия.

Например, кристаллохимическое строение сульфида цинка показывает, что атом цинка соединяется с четырьмя атомами серы. Промотирование в атоме цинка дает два неспаренных электрона, которые образуют две связи с атомом серы по обменному механизму. Две вакантные орбитали в атоме цинка (акцепторе) участвуют в образовании двух связей по донорно-акцепторному механизму с атомом серы (донором). Сера предоставляет неподеленные пары электронов для образования связей по этому механизму.

Молекулы тригалидов бора, как показывает рис. 9 на примере образования ВСl3, могут давать связи по донорно-акцепторному механизму с молекулами воды, аммиака, спирта (доноры), предоставляя вакантную орбиталь (акцептор).

На рис. 11 цветной вклейки показано взаимодействие трихлорида бора с аммиаком. Образование связи между ними осуществляется за счет вакантной р-орбитали бора и sp3-гибридной орбитали с неподеленной парой электронов аммиака. В рассмотренной на рис. 11 молекуле BF3NH3 ковалентная связь образуется по донорно-акцепторному механизму:

Бор (акцептор) предоставляет вакантную орбиталь, а азот неподеленную пару электронов (верхняя картинка, слева – молекула акцептора, справа – аммиака; картинка в центре показывает сближение вакантной орбитали бора и неподеленной орбитали атома азота).

Донорно-акцепторный механизм возникновения ковалентной связи отличается от образования ковалентной связи по обменному механизму, когда каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для образования общей электронной пары, только происхождением общей электронной пары, ответственной за химическую связь (рис. 11, картинка внизу). Ниже в разделе «Алгоритмизация пространственной ориентации электронных орбиталей» показано тетраэдрическое расположение электронных орбиталей в молекуле аммиака.

Способность к донорно-акцепторному взаимодействию определяет применение трифторида и трибромида бора в органическом синтезе как катализатора.

Донорно-акцепторное взаимодействие проявляется в переходном состоянии многих химических реакций, лежит в основе каталитических процессов, обусловливает сольватацию молекул и ионов в растворах, может привести к образованию множества новых соединений. Оно часто обусловливает переход вещества из газообразного в жидкое и твердое состояния. Например, в газообразном состоянии фторид бериллия находится в виде простых линейных молекул. Межмолекулярные взаимодействия по донорно-акцепторному механизму (за счет вакансий у атома бериллия и неподеленных пар хлора) приводят к образованию полимера.

3.4. Алгорит мизация прост ранст венной Определить вид гибридизации для молекул, образованных рэлементами, можно, используя алгоритм 1. Примеры использования алгоритма 1 и сравнение результатов такого использования с литературными данными даны в таблице 3.1.

Алгоритм Число гибридных орбиталей = a + (N a)/2, где a число заместителей при центральном атоме, N номер группы, в которой он находится.

Сравнение пространственной ориентации электронных облаков по алгоритму 1 и по литературным данным Пример SbCl5, PCl ClF3, IF5, * Не учитывается пространственное расположение неподеленной пары электронов.

Вид гибридизации для молекул, образованных р-элементами, содержащими кратные связи, можно определить на основании алгоритма 2. Примеры использования алгоритма 2 и сравнение результатов такого использования с литературными данными даны в таблице 3.2.

Число гибридных орбиталей = a + [(N a) k]/2, где a число заместителей при центральном атоме, N номер группы, в которой он находится, k число кратных связей (соответствует одному электрону от центрального атома для образования -связи).

Сравнение пространственной ориентации электронных облаков по алгоритму 2 и по литературным данным CSCl SOCl2, РО43, SO42, ClO Из таблиц 3.1 и 3.2 следует, что число гибридных орбиталей и их предполагаемая пространственная ориентация соответствуют литературным данным.

Взаимодействия между частицами различной природы обусловливают притяжение молекул данного вещества друг к другу в жидком и твердом агрегатных состояниях. Взаимодействие между полярными молекулами (д и п о л я м и ), которые притягиваются противоположно заряженными концами, называется ориентационным. Под воздействием полярной молекулы происходит п о л я р и з а ц и я (смещение электронной плотности) у неполярной молекулы, и такое взаимодействие называется индуцированным. В неполярных молекулах возникают за счет неравномерного распределения электронной плотности мгновенные диполи, и такое взаимодействие называется дисперсионным. Межмолекулярные взаимодействия оказывают влияния на свойства веществ.

Межмолекулярное взаимодействие между частицами приводит к упорядоченности, что обусловливает определенную геометрическую форму. Такое состояние наблюдается в кристаллах, где частицы расположены так, что получается пространственная сетка – к р и с т а л л и ч е ская решетка.

Геометрическая форма кристалла обусловлена их закономерным внутренним строением, которое и определяет свойства вещества. Кристаллы подразделяют на атомные и молекулярные, ионные и металлические.

У наиболее простых структур элементарные ячейки к у б и ч е с к и е, где все ребра равны и все углы 90. Ниже на рис. 12 представлены кубическая элементарная ячейка и две ее производные.

Рис. 12. Кубическая элементарная ячейка На рис. 13 представлены некоторые геометрические фигуры, отвечающие другим элементарным ячейкам (стороны а, в, с не равны между собой).

гексагональная тетрагональная орторомбическая Рис. 13. Различные виды кристаллических решеток В зависимости от вида кристаллической решетки и характера взаимодействия между частицами для каждого вещества характерны определенные свойства.

Атомные и молекулярные кристаллы В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс выдвинул гипотезу, что существуют силы, обусловливающие притяжение молекул, – в а н д е р в а а л ь с о в ы с и л ы. Вандерваальсовы силы между неполярными молекулами слабы по сравнению с химическими связями. Твердые тела, в которых силами сцепления служат эти силы, мягкие, плавкие и летучие. Вещества с полярными молекулами в узлах имеют более высокую прочность и температуру плавления. Примеры веществ с молекулярной кристаллической решеткой: метан, хлороводород, вода, иод.

Гранецентрированная кубическая решетка, структурными компонентами которой является атомы (тип атомные кристаллы), может соответствовать аргону. Вандерваальсовы силы, действующие между частицами в кристалле, непрочные (эти силы сцепления не зависят от электронной конфигурации атомов), поэтому при испарении, плавлении и растворении кристалла этого типа атомы и молекулы просто рассредоточиваются, и многие физические свойства остаются одинаковыми в твердом и газообразном состоянии, в отличие от ионных и ковалентных кристаллов.

Ковалентные кристаллы В ковалентном кристалле силы сцепления между компонентами велики, кристалл с таким связями в решетке тверд, тугоплавок и нелетуч, например, алмаз, карборунд SiC, нитрид алюминия, диоксид кремния.

Структурный тип алмаза характеризуется расположением атомов углерода (в sp3-гибридизации) по типу гранецентрированной решетки. Следует представить тетраэдр, три атома в котором лежат в центрах граней, а один в вершине куба.

Ионные кристаллы Структурными единицами кристаллов этого типа являются положительно и отрицательно заряженные ионы, образованные из атомов, которые теряют электроны или приобретают их, соответственно. Электростатическое притяжение противоположно заряженных ионов обусловливает ионную связь. Каждый ион может притягивать к себе противоположный ион в любом направлении (ионная связь характеризуется ненаправленностью). В твердом состоянии ионы упакованы так плотно, что каждый из них окружен возможно большим числом противоположно заряженных ионов (это число называют к о о р д и н а ц и о н н ы м ). Из-за ненасыщенности и ненаправленности связей координационное число может быть высоким.

Структура твердых тел с ионными силами сцепления определяется геометрическими факторами (числом ионов и их размерами). В структуре типа хлорида цезия каждый ион имеет координационное число 8, и эти ионы размещаются в вершинах куба. В структуре типа хлорида натрия каждый ион имеет координационное число 6, причем эти шесть ионов расположены октаэдрически. Несомненно, что координационное число зависит от радиуса атома.

Металлические кристаллы, металлический тип связи В твердом металле маловероятно существование ионных связей, поскольку атомы в нем одного вида. Силы сцепления слишком велики, чтобы их можно было приписать силам Ван-дер-Ваальса. Также исключается образование ковалентных связей с обобществлением электронной пары, поскольку каждый атом обычно имеет восемь или двенадцать ближайших соседей. Поскольку у металлов на внешнем слое значительное число вакантных орбиталей и мало электронов, энергетически выгодно, чтобы электроны не были локализованы, а принадлежали всему металлу. Электростатическое взаимодействие между положительно заряженными ионами металла и нелокализованными электронами обусловливает образование связи. Именно такой тип связи причина таких свойств металлов, как характерный блеск, высокая тягучесть, тепло- и электропроводность.

Структура металла, поскольку сила сцепления ненаправленная, представляет собой простейшую кубическую и гексагональную упаковку (12 соседей), объемно-центрированный куб (восемь ближайших соседей и еще шесть, стоящих немного далее).

Следовательно, свойства вещества будет определять тип взаимодействия между частицами в кристаллической решетке.

Упражнение 3. Ответить на вопрос: какие из следующих веществ являются ионными соединениями: СsI, CaCl2, NH3, BaBr2, H2S, HF, H2, BF3 NH3?

Поскольку ионная связь образуется между атомами типичных металлов и атомами типичных неметаллов, к ионным соединениям следует отнести соединения цезия, кальция и бария с галогенами. При отдаче электронов атомы этих металлов превращаются в положительно заряженные ионы (катионы), а при присоединении электронов атомы неметаллов превращаются в отрицательно заряженные ионы (анионы), например:

Следовательно, ионные соединения СsI, CaCl2, BaBr2.

Упражнение 3. Ответить на вопрос: в каком соединении из приведенных в задании 3.1 возможно электростатическое взаимодействие между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы?

Между молекулами фтороводорода образуются частичные положительные и отрицательные заряды:

Таким образом, из приведенных соединений таким свойством обладает фтороводород.

Упражнение 3. Ответить на вопрос: какое соединение из задания 3.1 образовано по донорно-акцепторному механизму?

Донором является атом азота в молекуле аммиака, у атома-донора должен быть неподеленная пара электронов. Таким соединением является BF3NH3.

Упражнение 3. Рассмотрите механизм образования ковалентной связи на примере молекулы азота.

На рис. 5 цветной вклейки показано образование химической связи в молекуле азота, электронная формула внешнего электронного слоя которого 2s22p3. При перекрывании электронных облаков по прямой, связывающей центры двух атомов, образуется -связь (перекрываются рх- и рх-орбитали), оставшиеся ру- и рz-орбитали перекрываются в двух взаимно перпендикулярных плоскостях. Боковое перекрывание р-орбиталей приводит к образованию -связи. На рис. 5 также показано, что перекрывание орбиталей происходит в двух взаимно перпендикулярных плоскостях с образованием двух -связей, что обусловливает высокую прочность данной молекулы.

Образование связи идет по типу обменного взаимодействия, характерного для ковалентной связи.

Упражнение 3. Ответить на вопрос: какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки металлов? Привести примеры металлов.

В узлах кристаллической решетки металлов находятся положительные ионы и атомы металлов, а между узлами электроны, которые являются общими для всех атомов и ионов и могут достаточно свободно перемещаться по всей кристаллической решетке. Примеры металлов – магний, медь, палладий, платина, железо, цинк.

Упражнение 3.6 (для самостоятельной работы) Ответить на вопрос: какие из перечисленных ниже веществ в твердом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку: Rb2O, Zn, I2, Mg, KCl, Fe, Mo?

Упражнение 3.7 (для самостоятельной работы) Заполните пустые ячейки в предложенной ниже таблице, определив, о каком типе связи идет речь, к какому типу кристаллической решетки можно отнести вещества: лед, марганец, алмаз, кремний, гидроксид калия, хлорида калия.

Зависимость физических свойств вещества от типа межмолекулярного взаимодействия частиц, образующих кристаллы Тип кристаллической решетки физические кие, очень дые, многие Примеры Предлагаемый алгоритм 1 для определения пространственного расположения орбиталей не учитывает влияния таких факторов, как изменение радиуса атома и его электроотрицательности. Например, в ряду водородных соединений элементов главных подгрупп с увеличением радиуса устойчивость водородных соединений уменьшается, как и реакционная способность неподеленной пары электронов. Так, фосфин РН проявляет донорные свойства только с сильными акцепторами электронов. По мере увеличения размеров электронных облаков в этой подгруппе прочность связи ЭН уменьшается, и участие s-электронов в гибридизации ослабевает. Угловая форма молекулы сероводорода (валентный угол равен 92) и отсутствие гибридизации электронов в атоме серы объясняет его различие в свойствах по сравнению с водой. Также существенные отличия наблюдаются у силана SiН4 (проявляет кислотную природу) по сравнению с метаном СН4.

Аналогичные факторы надо учитывать и при применении алгоритма 2. В третьем периоде, например, в ряду SiPSCl следует учитывать энергетическое различие между 3s- и 3р-орбиталями и уменьшение роли гибридизации в стабилизации анионов этих элементов в этом ряду. При этом следует учитывать и такой фактор, как уменьшение длины связи между атомами SiO, РО, SО, ClО, что связано с образованием -связи между этими атомами. Таким образом, устойчивость в ионе ClO4 будет определять именно -связывание, в то время как высокая устойчивость иона SiO44 определяет sp3-гибридное состояние (их тетраэдрическое расположение, схемы 3.1, 3.2).

Таким образом, в периодах увеличение энергетических различий между орбиталями уменьшает возможность sp3-гибридизации, тогда как в группах это происходит при увеличении радиуса атома.

ВА Ж Н Е Й Ш И Е К Л АС С Ы

Н Е О Р ГА Н И Ч Е С К И Х С О Е Д И Н Е Н И Й

Все химические соединения в неорганической и органической химии подразделяются на к л а с с ы. В неорганической химии вещества, в первую очередь, подразделяются на простые и сложные.

Простые вещества – это металлы и неметаллы.

Сложные вещества делятся на классы: во-первых, по составу (бинарные, т. е. двухэлементные; многоэлементные; кислородосодержащие;

азотосодержащие и т. д.); во-вторых, по свойствам или функциям (по кислотно-основным, окислительно-восстановительным).

К важнейшим бинарным соединениям относятся: о к с и д ы – соединения с кислородом; г а л о г е н и д ы – соединения элемента с галогенами; н и т р и д ы – соединения элемента с азотом; к а р б и д ы – соединения элемента с углеродом; г и д р и д ы – соединения металла с водородом. Например: Mg3N2 – нитрид магния; Na2O – оксид натрия; CaH2 – гидрид кальция; ZnS – сульфид цинка.

Если менее электроотрицательный элемент может образовывать соединения, находясь в различных степенях окисления, то после наименования соединения в скобках цифрами указывается степень окисления, например: СО – оксид углерода (+2), СО2 – оксид углерода (+4).

Оксиды – это соединения элементов с кислородом, степень окисления которого равна –2.

Оксиды подразделяются на две группы: несолеобразующие (безразличные, например, CO, NO) и солеобразующие.

Солеобразующие принято делить на три подгруппы: основные, кислотные и амфотерные.

К о с н о в н ы м относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (СаО, Na2O).

К ним также относят оксиды, образованные металлами в низшей степени окисления (FeO, MnO). Основные оксиды, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами (кальцием, стронцием, барием), непосредственно реагируют с водой, образуя гидроксиды металлов:

Нерастворимые гидроксиды получают косвенным путем. Основные оксиды образуют соли с кислотами и кислотными оксидами.

К и с л о т н ы м и оксидами называют оксиды, которые, присоединяя прямо или косвенно воду, образуют кислоты. Кислотные оксиды образуются неметаллами и металлами, находящимися в высокой степени окисления: +5, +6, +7 (CrO3, Mn2O7). Кислотные оксиды образуют соли с основаниями или основными оксидами:

Чтобы написать формулу соли, следует представить формулу кислоты, соответствующей этому оксиду. В данном случае степени окисления +6 в оксиде соответствует серная кислота.

Наиболее часто встречаются кислотные оксиды: SO2, SO3, CO2, N2O5, P2O5 и др., взаимодействием с водой они дают кислоты:

Оксид кремния SiO2 не реагирует с водой, кремневая кислота получается косвенным путем.

Кислотные и основные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей:

К а м ф о т е р н ы м относят оксиды, которые могут проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов. Амфотерные оксиды образуются некоторыми металлами в степени окисления +2 (BeO, ZnO, SnO, PbO), +3 (Al2O3, Cr2O3). Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и со щелочами. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды:

При взаимодействии оксида цинка с гидроксидами металлов образуются соли – цинкаты металлов, поэтому при написании уравнений надо учитывать следующую запись:

Примеры амфотерных свойств оксида алюминия:

Ниже представлена схема классификации оксидов (схема 4.1).

Гидроксиды делятся на о с н о в а н и я, к и с л о т ы (кислородосодержащие) и а м ф о т е р н ы е. Принадлежность гидроксида к основаниям или кислотам определяется прочностью связи между элементом (Э) и кислородом (О) и водородом (Н). Если в гидроксидах связь О–Н более полярная, чем связь О–Э, то при попадании в полярный растворитель эта связь будет еще больше поляризоваться и перейдет в ионную, образуя катион водорода и анион так называемого кислотного остатка. Такой гидроксид относят к классу кислот:

Если же оказывается более полярной связь между элементом и кислородом, то в полярном растворителе при поляризации связи электронная плотность смещается в сторону кислорода и образуются гидроксильный анион и катион элемента:

Если же связи Э–О и О–Н в молекуле гидроксида примерно одинаковы, то такие гидроксиды называются амфотерными. В зависимости от условий может разрываться либо связь Э–О, и тогда гидроксид будет проявлять свойства основания:

либо связь О– Н, и гидроксид проявляет свойства кислоты:

Кислоты – соединения, образующие при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+, которые способны замещаться металлами. Число атомов водорода, способных к замещению определяют основность кислоты. По содержанию атомов кислорода кислоты подразделяются на бескислородные и кислородосодержащие. Примеры таких кислот показаны в таблице 4.1.

Примеры бескислородных и кислородосодержащих кислот бескислородных кислот кислородосодержащих кислот Примером одноосновных кислот являются галогенсодержащие кислоты HCl, HI, двухосновных – H2SO4, H2CO3, трехосновных – Н3РО4, H3AsO3.

Методические рекомендации по прогнозированию формул кислородосодержащих кислот на основе периодической системы Д. И. Менделеева Общие формы монокислот химических элементов получены на основе гипотетической связи между водородными соединениями химических элементов и кислородосодержащими кислотами. Эту взаимосвязь можно представить общей схемой 4.2, где х = 8 – N (N – номер группы), R – элемент. Значение х соответствует отрицательной степени окисления элемента (а также числу атомов водорода), n – положительной степени окисления элемента.

Для получения формул необходимо последовательно выполнить следующие действия, используя общую форму кислородосодержащих монокислот (периодическая система Д. И. Менделеева):

а) найти положение элемента в периодической системе, определить для него значение х = 8 – N, равное числу атомов водорода, и значения h, соответствующие дополнительному числу атомов водорода (для мета-, мезо- и ортоформ кислот);

б) определить (таблица 4.2) все значения степени окисления для заданного элемента;

в) достроить такое количество атомов кислорода (найти значение у), чтобы при заданном значении степени окисления сумма отрицательных и положительных ее значений равнялась нулю.

При других значениях n для кислородосодержащих кислот алгебраическая сумма отрицательных и положительных значений степени окисления не будет равна нулю.

Для получения формул кислот сумма х + n должна быть четным числом (х – нечетное, n – нечетное или х – четное, n – четное). Также очевидна связь между числом атомов водорода в водородных соединениях элемента и числом этих атомов в соответствующей этому элементу кислоте.

В таблице 4.3 представлены формулы некоторых кислот, которые можно вывести при выполнении указанных выше действия на основе общей формы монокислот Hx+hR+nOy.

Общая форма монокислот и значения x, n, h Физический смысл n, x, h, общая форма кислородосодержащих кислот р-элементов

IV V VI VII

значения от 1 до 7, для четных N – это четные числа, для нечетных – нечетные, но n N мых элементом в водородных соединениях, х = 8 – N (х = 8 минус номер группы р-элемента) Общая форма монокислот Hx + h R+n Oy элементов найти значения n, x, h, нокислот значение y, где y = [(х + h) + n]/2.

Формулы кислородосодержащих кислот элементов главных подгрупп IV–VII групп 2 – 5 периодов Периоды * Формула Н2СО2 соответствует муравьиной кислоте.

Значение h зависит от радиуса атома. При этом следует отметить, что у элементов второго периода кислоты существуют в метаформах (минус Н2О от ортоформы, h = –2 на два атома водорода меньше), и в то же время при увеличении металлических свойств в группах сверху вниз усиливается основной характер соединений (h принимает минимальные значения). Эти закономерности позволят также вычислять значения h, не пользуясь таблицей 4.2.

Предлагаемый способ установления формул кислородосодержащих соединений позволяет, несмотря на исключения, прогнозировать большинство формул этих соединений.

Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами, основаниями, солями, металлами. Реакция взаимодействия кислоты с основанием с образованием соли и воды, называется реакцией нейтрализации.

Свойства кислот 1. Если в реакции участвуют многоосновные кислоты и многокислотные основания, то продуктами реакции могут быть не только средние, но и основные и кислые соли:

2. Сильные кислоты (серная, азотная, хлороводородная, бромоводородная, йодоводородная) вытесняют более слабые кислоты из растворов их солей:

Сильные кислоты не вытесняют друг друга из водных растворов их солей. Так, реакция в водных растворах между сульфатом натрия и соляной кислотой не идет.

3. Растворимые кислоты реагируют с растворимыми солями с образованием осадка:

4. Кислоты взаимодействуют с металлами, характер продуктов реакций зависит от концентрации и природы кислоты, активности металла, которая определяется по положению в э л е к т р о х и м и ч е с к о м р я д у н а п р я ж е н и й м е т а л л о в. Активность металлов уменьшается слева направо, например:

а) разбавленная серная и хлороводородная кислота реагируют с металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений правее водорода, при этом образуется соль и газообразный водород:

б) концентрированная серная кислота не реагирует на холоду с алюминием, железом, хромом, при нагревании реагирует с металлами, стоящими не только справа от водорода, но и с медью, серебром, ртутью, при этом водород не образуется:

в) на холоду концентрированная азотная кислота пассивирует железо и хром. Азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме золота и платины, и при этом водород никогда не выделяется.

г) концентрированная азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами:

Основания – сложные соединения, образующие при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН–.

Классификация оснований представлена в таблице 4.4.

(примеры: NaOH, KOH, CsOH, (примеры: Ca(OH)2, CsOH, Двухкислотные (примеры: Mg(OH)2, Ba(OH)2, Fe(OH)2) Трехкислотные (примеры: Bi(OH)3, Sc(OH)3) Сильными основаниями являются гидроксиды натрия, калия, кальция, бария. Гидроксид магния – средней силы. Слабым основанием является гидроксид амммония.

Гидроксиды вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, с солями.

а) Взаимодействие растворимых солей с растворимыми основаниями:

б) Реакции взаимодействия амфотерных оснований с кислотами и щелочами:

При взаимодействии с растворами щелочей, в зависимости от концентрации растворов щелочи и соотношения реагентов, получаются тетрагидроксоалюминат натрия и гексагидроксоалюминат натрия:

При сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами образуется мета- или ортоалюминат:

в) Взаимодействие оснований с кислотными и амфотерными оксидами:

Образование соли угольной кислоты очевидно, если представить, что эта кислота соответствует данному оксиду.

Кроме оксидов, кислот и оснований, в химии существует класс солей. Соли подразделяются на о с н о в н ы е (при неполной нейтрализации многокислотных оснований), к и с л ы е (при неполной нейтрализации многоосновных кислот) и с р е д н и е (при полной нейтрализации кислот и оснований). Например: AlOHSO4 – основная соль; NaHCO3 – кислая соль; Ca3(PO4)2 – средняя соль. Также соли бывают к и с л о р о д о с о д е р ж а щ и е и б е с к и с л о р о д н ы е. Классификация солей представлена в таблице 4.5.

Соли бывают р а с т в о р и м ы е, м а л о р а с т в о р и м ы е и н е р а с т в о р и м ы е. Данные о растворимости указаны в таблице растворимости.

Растворы солей взаимодействуют со щелочами, кислотами, металлами. Соли взаимодействуют между собой.

а) Взаимодействие солей с металлами, причем данный металл может вытеснять из раствора солей только те металлы, которые находятся правее в электрохимическом ряду напряжений:

б) Взаимодействие солей между собой происходит в случае образования осадка. По таблице растворимости следует составить формулы растворимых солей, и реакция между ними происходит, если одна из новых солей выпадает в осадок.

хлорид гидроксокаль- дигидрофосфат калия фосфат калия ция сульфат дигидроксоа- дигидрофосфат каль- сульфит железа (III) хлорид гидроксожеле- гидрокарбонат натрия карбонат калия за (II) иодид гидроксомеди гидросульфат калия нитрат свинца (II) Между простыми и сложными веществами существует генетическая связь (эта связь между классами неорганических соединений основана на получении вещества одного класса из веществ другого класса), схема 4.3.

Упражнение 4. Составить уравнения реакций:

1. металл + неметалл соль 2. основной оксид + кислотный оксид соль 3. металл + кислота соль + водород 4. основание + кислотный оксид соль + вода 5. основной оксид + кислота соль + вода 6. металл + кислород основной оксид 7. неметалл + кислород кислотный оксид 8. кислотный оксид + вода кислота 9. основание + кислота соль + вода 10. амфотерный гидроксид + щелочь соль + вода 11. амфотерный оксид + щелочь соль + вода 12. соль + металл металл + соль 13. соль + щелочь основание + соль 14. соль + соль соль + соль Упражнение 4. Осуществить превращение:

Na NaOH NaHCO3 Na2CO3 Na2SO4 NaCl Na Упражнение 4. Осуществить превращения:

1. BaCO3 Ba(HCO3)2 BaCO3 BaO Ba(OH)2 BaCl Ba(NO3) 2. Zn ZnO ZnSO4 Zn(NO3)2 ZnO Zn ZnCl 3. N2 NH3 (NH4)2SO4 NH4Cl NH3 NH4NO 4. S SO2 Na2SO3 NaHSO3 H2SO3 SO Упражнение 4. Выведите формулы ангидридов, зная формулы следующих кислот:

H2MoO4, H2Cr2O7, HNO3, HBO2, HMnO4.

Упражнение 4. Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих кислот: H2SO4, H2S, H3PO4.

Упражнение 4. Изобразите графические формулы следующих солей: MgSO3, Ca(HCO3), Na2HPO4, Cu2(OH)2SO4.

Упражнение 4. Назовите следующие соли:

Упражнение 4. Исходя из формул солей, выведите формулы соответствующих им кислот: K2H2SB2O7, Na2S2O7, CaWO4, Na2MoO4, KReO4, Ca(VO3)2.

Упражнение 4. Напишите уравнения гидратации следующих оксидов: N2O3, P2O5, CaO, K2O, SO2, Cl2O.

Упражнение 4. С какими из перечисленных ниже оксидов будет реагировать хлористоводородная кислота: SiO2, CuO, SO2, Fe2O3, CdO, P2O5, CO2, ZnO, NO?

ЭЛ Е К Т Р ОЛ И Т И Ч Е С К А Я Д И С С О Ц И А Ц И Я

Растворы однородные системы переменного состава, содержащие два или несколько компонентов. Растворитель это компонент раствора, находящийся в том же агрегатном состоянии, что и раствор.

Классификация растворов представлена в таблице 5.1.

По агрегатному состоянию По количеству растворенного Растворитель, растворенное веще- содержащие максимальное коство жидкости (растворы кислот, личество растворенного вещестщелочей, солей). ва.

Растворитель жидкость, раствоНенасыщенные ренное вещество газ (раствор кислорода в воде).

Растворитель жидкость, раство- растворить вещество при данной ренное вещество твердое (соль в температуре.

воде).

Сплавы металлов (золото – сереб- ся его растворимостью.

ро, серебро – медь) Максимальная масса (г) вещества, которая может раствориться при данной температуре в 1000 мл растворителя, называется коэффициентом растворимости.

Р а с т в о р и м о с т ь вещества (отношение массы вещества к объему растворителя) выражают в г/л. Она зависит от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры, давления (для газов, например, при его повышении растворимость увеличивается, тогда как при повышении температуры – уменьшается). Большинство твердых веществ при повышении температуры растворяются лучше, но есть вещества, растворимость которых при этом падает (сульфат и карбонат лития, гидроксид кальция).

Вещества по растворимости бывают:

а) хорошо растворимые в воде (хлорид натрия, сахар, хлорид калия, хлорид кальция, нитрат серебра и др.);

б) практически нерастворимые вещества (хлорид серебра);

в) малорастворимые вещества (гипс).



Pages:   || 2 | 3 |
Похожие работы:

«Министерство образования Республики Беларусь УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМЕНИ ЯНКИ КУПАЛЫ П.В.СЕВАСТЬЯНОВ ФИНАНСОВАЯ МАТЕМАТИКА И МОДЕЛИ ИНВЕСТИЦИЙ Курс лекций по одноименному спецкурсу для студентов специальности Н 01.01.00 Математика Гродно 2001 1 УДК 330.4:332.146 (075.8) ББК 65 С28 Рецензенты: директор Института Математики и Информатики Политехники Ченстоховской (Республика Польша), доктор технических наук, профессор Б. Мохнацкий; доцент кафедры...»

«Направление бакалавриата 210100 Электроника и наноэлектроника Профиль подготовки Микроэлектроника и твердотельная электроника Содержание: История 1 4 Иностранный язык 2 20 Философия 3 35 Экономика и организация производства 4 43 Культурология 5 51 Правоведение 6 63 Политология 7 70 Социология 8 Мировые цивилизации, философии и культуры 9 Математика 10 Физика 11 Химия 12 Экология 13 Информатика 14 Вычислительная математика 15 Методы математической физики 16 Математические основы цифровой техники...»

«А.С. Нинл ТЕНЗОРНАЯ ТРИГОНОМЕТРИЯ ТЕОРИЯ И ПРИЛОЖЕНИЯ Москва МИР 2004 УДК 512.64/514.1/530.12 ББК 22.143 Н 60 Нинул А.С. Н 60 Тензорная тригонометрия. Теория и приложения. М.: Мир, 2004, 336с., ил. ISBN 5-03-003717-9 В монографии изложены основы тензорной тригонометрии, базирующейся на квадратичных метриках в многомерных арифметических пространствах. В теоретическом плане тензорная тригонометрия естественным образом дополняет классические разделы аналитической геометрии и линейной алгебры. В...»

«женщины мужчины FRONTESPIZIO XFORMER O D Y O P T I Sonic руководство по эксплуатации ® / EXE M I Z E R PERSONAL B 8-800-200-383-2 kudesnik54.ru - только полезные товары 3 index Введение Информация о мануальной терапии Добро пожаловать в мир XFormer/EXE Sonic.стр. 9 Противопоказания к использованию XFormer/EXE Sonic Электростимуляция История электростимуляции Об электростимуляции: основные принципы Биологическое описание мышечной системы Типы мышечных волокон Иннервация мышц Элементы...»

«Лев Николаевич Гумилёв Место исторической географии в востоковедных исследованиях Лев Гумилев МЕСТО ИСТОРИЧЕСКОЙ ГЕОГРАФИИ В ВОСТОКОВЕДНЫХ ИССЛЕДОВАНИЯХ Опубликовано Народы Азии и Африки, 1970, N 1, стр. 85-94. О значении географических условий, например рельефа для военной истории, говорилось давно. Еще в XVIII в. один из первых русских историков Иван Никитич Болтин сделал замечание: У историка, не имеющего в руках географии, встречается претыкание [i]. Однако ныне история ставит куда более...»

«Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования СИБИРСКИЙ ФЕДЕРАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ Институт фундаментальной биологии и биотехнологии Кафедра биофизики УТВЕРЖДАЮ Заведующий кафедрой _ подпись инициалы, фамилия _ 20 _ г. БАКАЛАВРСКАЯ РАБОТА 010708.62 – биохимическая физика Возможности использования тройной системы вода/лаурилсульфат натрия/олеиновая кислота для микроэмульсионных моделей клетки Руководители _ П.И. Белобров подпись, дата...»

«429 УДК 543.544 Методы определения свойств обращенно-фазовых хроматографических сорбентов (обзор) Голубицкий Г.Б. ОАО Фармстандарт-Лексредства, Курск Поступила в редакцию 30.05.2013 г. Аннотация Рассмотрены методы определения свойств обращенно-фазовых хроматографических сорбентов, опубликованные в 1990 – 2012 гг. Отдельные источники, отражающие наиболее важные проблемы данной тематики, относятся к более раннему периоду. В обзоре отражены физико-химические, хроматографические методы исследования...»

«Вестник Томского государственного университета. Биология. 2012. № 4 (20). С. 7–20 АГРОхИМИя И ПОЧВОВЕДЕНИЕ УДК 631.4 М.В. Бобровский1, С.В. Лойко2, Г.И. Истигечев2, И.В. Крицков2 Институт физико-химических и биологических проблем почвоведения РАН (г. Пущино) 1 Биологический институт Томского государственного университета (г. Томск) 2 СЛЕДЫ ВЕТРОВАЛОВ В ТЕМНОГУМУСОВЫх ПОЧВАх ЗАПОВЕДНИКА КАЛУжСКИЕ ЗАСЕКИ Работа выполнена при финансовой поддержке РФФИ (проекты № 09-04-01689-а, №...»

«АЗА СТАН РЕСПУБЛИКАСЫ БIЛIМ Ж НЕ ЫЛЫМ МИНИСТРЛIГI МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РЕСПУБЛИКИ КАЗАХСТАН ХАБАРШЫ 1995 жылды а тарынан жылына 6 рет шы ады (87) · 2012 №2 ВЕСТНИК выходит 6 раз в год с января 1995г. Астана Жаратылыстану жне техникалы ылымдар сериясы Серия естественнотехнических наук Жылына 3 рет шы ады Выходит 3 раза в год Бас редактор: Е.Б. Сыды ов тарих ылымдарыны докторы,профессор Бас редакторды орынбасары : Оразбаев Ж.З. техника ылымдарыны докторы Редакция ал асы: Р.I....»

«библиотека трейдера Библиотека трейдера - http://tuttoforex.ucoz.ru www.tuttoforex.ucoz.ru A MARKETPLACE BOOK Trading Chaos Maximize Profits with Proven Technical Techniques SECOND EDITION JUSTINE GREGORY-WILLIAMS and BILL M. WILLIAMS John Wiley & Sons, Inc. КНИГА О РЫНКЕ Торговый Хаос Максимизируйте прибыль, используя доказанные технические приемы ВТОРОЕ ИЗДАНИЕ ДЖАСТИН ГРЕГОРИ-ВИЛЬЯМС и БИЛЛ М. ВИЛЬЯМС Москва ИК Аналитика библиотека трейдера Библиотека трейдера - http://tuttoforex.ucoz.ru...»

«Олег Ермаков Мать Истина, Сок из Луны Жом как подлинный метод Единой теории Поля Все попытки создания универсального миропредставления, именуемого Теорией Всего, или Единой теорией Поля, обречены на крах, доколь столп их есть физика Аристотеля, корень науки дней сих, в постижении сущего опирающаяся на мир, нам видимый, и отметающая как нуль причинный ему горний кра|й — царство Истины, тайное бренным очам. А меж тем, Пра|щур наш знал прямой путь зрить Истину — жом Диониса: давленье ее, как Вина...»

«довольно сильно отличается от опубликованной книги по компоновке (формат книги А5 = (23.5 х 16.5 см), к тому же для удешевления некоторые цветные рисунки были заменены на черно-белые). Но текст (с точностью по редакторской правки издательства), номера рисунков и...»

«Публикации В. М. ТИХОМИРОВ К 100-ЛЕТИЮ СО ДНЯ РОЖДЕНИЯ П. С. УРЫСОНА В этом году исполнилось сто лет со дня рождения Павла Самуиловича Урысона (1898-1924). Его жизнь трагически оборвалась, когда ему было всего двадцать шесть лет, но имя его известно каждому математику — столь фундаментальным явился его вклад в нашу науку. П. С. Урысон родился 3 февраля 1898 года в Одессе. Он рано лишился матери. Заботу о мальчике, наряду с отцом, взяла на себя его сестра — Лина Самойловна Нейман, в будущем —...»

«Министерство образования и науки Российской Федерации Сыктывкарский лесной институт (филиал) федерального государственного бюджетного образовательного учреждения высшего профессионального образования Санкт-Петербургский государственный лесотехнический университет имени С. М. Кирова Кафедра целлюлозно-бумажного производства, лесохимии и промышленной экологии АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ И ФИЗИКОХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА Учебно-методический комплекс по дисциплине для подготовки дипломированного...»

«Вестник Томского государственного университета. Биология. 2013. № 4 (24). С. 20–35 УДК 631.4 С.В. Лойко1, М.В. Бобровский2, Т.А. Новокрещенных1 Томский государственный университет (г. Томск) 1 Институт физико-химических и биологических проблем почвоведения РАН (г. Пущино) 2 ПРИЗНАКИ ВЕТРОВАЛЬНОГО МОРФОГЕНЕЗА В ФОНОВЫх ПОЧВАх ЧЕРНЕВОЙ ТАЙГИ (НА ПРИМЕРЕ ТОМЬ-яЙСКОГО МЕжДУРЕЧЬя) Работа выполнена при финансовой поддержке РФФИ (проекты № 12-04-31514-мол_а, №11-04-90780-моб_ст). Почвы и почвенный...»

«ОГОНЬ ОГНЕЙ СИЯЕТ ВНОВЬ Место центра Вселенной, по праву возвращенное Луне, позволило киевлянину Олегу Ермакову осуществить сокровенную мечту человечества — создать Теорию Всего — Вы написали такую огромную книгу о системе мира и ни разу не упомянули о его Творце! — Сир, я не нуждался в этой гипотезе. Диалог Наполеона и Лапласа Было бы поистине чудом, если бы человек сумел открыть общую основу всех наук — физики, биологии, психологии, социологии и др. Мы стремимся к такой цели, хотя и можем...»

«1 1. Цели освоения дисциплины Целью дисциплины - является овладение слушателями магистратуры дисциплины, а также умения и навыка анализа и проектирования системы севооборотов для хозяйств различных форм собственности. 2. Место дисциплины в структуре магистерской программе Данная дисциплина является вариативной частью профессионального цикла дисциплин, включенных в учебный цикл согласно ФГОС ВПО направления 110400.68 Агрономия. Для успешного освоения дисциплины необходимы знания по следующим...»

«Пояснительная записка Основная задача семинарских занятий заключается в том, чтобы сформировать у студентов основы химического мышления, привить им навыки систематизации фактов, их анализа и объяснения. Поэтому основное внимание на этих занятиях уделяется вопросам теоретического характера, задающим уровень и направленность изучения всего теоретического материала, вопросам по выявлению закономерностей в изменении свойств и поведении рядов сходных веществ (в пределах группы, семейства, периода) и...»

«Полная исследовательская публикация Тематический раздел: Физико-химические исследования. _ Подраздел: Теплофизические свойства веществ. Регистрационный код публикации: 2tp-b25 Поступила в редакцию 10 ноября 2002 г. УДК 536.4 ОСНОВНЫЕ ПАРАМЕТРЫ КРИТИЧЕСКОЙ ТОЧКИ МЕТАЛЛОВ С ПЛОТНОУПАКОВАННОЙ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ СТРУКТУРОЙ © Басин А.С. Институт теплофизики СО РАН Ключевые слова: критические параметры, методика расчета, кристаллическая структура. Резюме Представлен обзор собственных данных и...»

«Геология и геофизика, 2010, т. 51, № 6, с. 761–784 УДК 551.2+551.14+536.25 ГЛОБАЛЬНАЯ ГЕОДИНАМИЧЕСКАЯ ЭВОЛЮЦИЯ ЗЕМЛИ И ГЛОБАЛЬНЫЕ ГЕОДИНАМИЧЕСКИЕ МОДЕЛИ Н.Л. Добрецов Институт геологии и минералогии им. В.С. Соболева СО РАН, 630090, Новосибирск, просп. Академика Коптюга, 3, Россия Статья представляет анализ системы моделей, определяющих основные геодинамические процессы (спрединг, субдукция, переходящая в коллизию; мантийные плюмы) во взаимосвязи с эволюцией Земли и закономерно изменяющихся...»






 
© 2014 www.kniga.seluk.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Книги, пособия, учебники, издания, публикации»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.