Общая и неорганическая химия

Зубович «Общая и неорганическая химия». Ахметов «Общая и неорганическая химия». Карапетьянц «Общая и неорганическая химия».

Лаб. Практикум

Васильева, Грановская «Лаб. Практикум общей и неорганической химии».

Гольдбарб «Задачи по общей и неорганической химии».

Общая тетрадь по лекциям. Общая тетрадь для лаб. работ.

Общая и неорганическая химия

Химия – это наука о веществах, их строении, свойствах, превращении веществ и о законах, которые управляют этими превращениями. Предметом изучения химии является вещество. Веществом называется вид материи, имеющий массу покоя. Цель химии получать вещества с заранее заданными свойствами, для того, чтобы использовать эти вещества в практической деятельности во благо человека.

Химия зародилась в IV – VI вв. до н. э. Родина – Древняя Греция. Она выделилась в самостоятельную дисциплину одной из первых – из философии. Химия – естественная наука. В начале химия существовала в виде алхимии, т. к. арабы добавили приставку – АЛ. Развитие методов исследования. Химия как наука стала лишь в середине XVIII века, с открытием закона сохранения массы веществ. Этот закон сформулировал Ломоносов в 1748 г. Лавуазье второй раз открыл закон.

Закон сохранения материи.

Сумма масс и энергии веществ до реакции равна массе и энергии веществ после реакции. E=mc2 , отсюда m= .

Стехиометрические законы.

Закон кратных отношений.

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы одного элемента приходящегося на одну и ту же массу другого элемента относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений.

Объем газообразных реагирующих веществ и продуктов реакции относятся между собой, как небольшие целые числа.

Закон Авогадро.

В равных объемах, различных газов при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.

Следствие: молярный объем газа при нормальных условиях равен 22,4 л.

1 моль вещества – это такое его количество, в котором содержится структурных единиц.

Нормальные условия: 105 Па, 760 мм. рт. ст., 1 атм.

t = 0 С, 273 К.

.

;

.

Закон порциальных давлений.

Давление газовой смеси равно сумме порциальных давлений отдельных газов.

Порциальным давлением данного газа называется то давление, которое бы оказывал газ на стенки сосуда, если бы он был один и занимал бы объем равный объему газовой смеси.

Закон постоянства составов.

Независимо от способа получения вещества его количественный и качественный состав постоянный.

Вещества, имеющие постоянные состав называют стехиометрическими (дальтониды). Вещества переменного состава называют нестехиометрическими(бертоллиды). Это вещества: растворы, смеси, сплавы.

Дальтониды Бертоллиды

Закон эквивалентов.

Массы реагирующих веществ прямо пропорциональны молярным массам и эквивалентам.

, где А – вещество.

Эквивалентом вещества называется условная часть атома или молекулы, которая взаимодействует с одним атомом водорода в обменных реакциях или с одним электроном в окислительно-восстановительных реакциях.

Величина - фактор эквивалентности; - число эквивалентности.

Масса одного моля эквивалента носит название молярной массы эквивалента. Молярная масса эквивалента: .

для простого вещества определяется, как его атомная масса делить на валентность. Например .

для оксида рассчитывается, как его молярная масса делить на произведение числа атомов данного элемента в оксиде и его степени окисления. Например:

для кислоты равно числу атомов водорода. Например:

.

для основания равен числу (ОН)-групп. Например:

.

для соли равно числу атомов металла умноженное на его степень окисления. Например: .

При расчете необходимо учитывать, сколько молекул кислоты или гидроксида участвуют в реакции обмена.

.

.

.

Молярный объем эквивалента

,

.

.

Молярную массу эквивалента можно рассчитать как сумму молярных масс эквивалентов отдельных атомов.

.

Для окислительно-восстановительных реакций молярная масса эквивалента, окислителя или восстановителя рассчитывается как произведение фактора эквивалентности на молярную массу всей молекулы окислителя или восстановителя. для окислителя рассчитывается как число принятых электронов в одном элементарном акте взаимодействия. А для восстановителя – как число отданных электронов.

окисл. восст.

.

Классы неорганических соединений.

Кислые соли.

Кислыми солями называются продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла.

- фосфат калия

- дигидрофосфат калия

- гидрофосфат калия

- гипофосфит натрия.

Получение кислых солей:

1). Реакция нейтрализации с избытком кислоты.

изб.

.

2). Основание плюс избыток кислотного оксида.

изб.

3). Средняя соль плюс кислота.

Свойства кислых солей:

1). Кислые соли взаимодействуют с гидроксидами (нейтрализация кислой соли).

.

2). Кислая соль взаимодействует с кислотой.

.

Основные соли.

Основной солью называется продукт неполного замещения гидроксо-группы в основании на кислотный остаток. Щелочи основных солей не образуют.

- хлорид железа

- хлорид

дигидроксожелеза (III)

- хлорид

гидроксожелеза (III).

Получение основных солей.

1). Реакция нейтрализации с избытком основания.

2). Средняя соль плюс щелочь (недостаток).

недост.

.

Свойства основных солей.

1). С кислотами (реакция нейтрализации основной соли).

2). Реакция со щелочами.

Строение атома.

В конце XIX – XX веков были открыты явления, которые указывали на то, что атом сложная частица. К таким явлениям относятся: радиоактивность (Беккерель), открытие катодных лучей (Томсон, Крукс), открытие фотоэффекта (Столетов). В начале XX века катодные лучи представляют собой поток электронов. Электрон – заряженная частица, имеющая очень малую массу. .

Электрон несет отрицательный заряд: .

1904 г. – Томсон. Согласно его модели атом представляет море положительного заряда, в который вкраплены маленькие, отрицательно заряженные электроны.

1911 г. – Резерфорд создает планетарную модель атома. На основании своих опытов Резерфорд рассчитал радиус ядра атома и радиус самого атома.

Модель Резерфорда была основана на законах классической механики, согласно которым любое движущееся тело теряет энергию. Поэтому электрон должен был приближаться к ядру атома. А это приводит к самоуничтожению атома.

1913 г. – Модель Резерфорда попытался спасти датский ученый Н. Бор. Он создает теорию строения атома водорода, используя при этом одно из положений квантовой механики, что микрочастицы испускают и поглощают энергию не непрерывно, а порциями (квантами). Он использовал уравнение М. Планка, что , где h – постоянная Планка, - частота испускания. Он выдвинул 3 постулата и рассчитал радиусы дозволенных (стационарных) орбит и скорости движения электронов на этих орбитах. Он показал, что радиусы атомов стационарных орбит относятся друг к другу как квадраты натуральных чисел. Он рассчитал энергию электрона на каждой из стационарных орбит. Энергия электрона равна , где Z – заряд ядра атома, h – орбиты.

Расчеты Бора достаточно хорошо совпадают с данными по энергии об электронах полученных опытным путем. Опытные данные по энергии электронов были получены на основании излучения спектра атома водорода. Различают спектры испускания и спектры поглощения. Спектры испускания – это спектры, полученные при испускании энергии веществом. Спектры поглощения – это спектры той энергии, которое вещество поглощает.

При переходе на n=1 лучи лежат в инфракрасной области спектра. Спектры атомов линейчатые. Спектры молекул полосатые. Спектры твердых тел сплошные. Теория Бора для атома водорода достаточно хорошо совпадала с данными атома водорода. Однако эта теория не могла объяснить такие явления, как: мультиплексность спектра, яркость линий в спектре, а также эффекты Штарка и Зеемана.

Современная теория строения атома.

Она целиком и полностью основана на законах квантовой механики, основоположником которой явился М. Планк. Квантовая механика рассматривает движения в микромире. Микрочастицами называются частицы невидимые человеческим глазом даже в оптический микроскоп.

Любая микрочастица испускает и поглощает энергию квантами. Микрочастица обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т. е. им присущи и свойства частицы и свойства волны.

Уравнение, объединяющее корпускулярные и волновые свойства электронов было выведено де Бройлем , где - длина волны, - постоянная Планка, - масса микрочастицы, - скорость.

3. Принцип неопределенности. Предложен немецким ученым Гейзенбергом. Невозможно одновременно точно определить местоположение микрочастицы или ее координат и скорость движения микрочастицы или импульс; , где - неопределенность по местоположению, - неопределенность по импульсу.

Отсюда следует, что чем точнее определяется местоположение электронов, тем менее точна его скорость и наоборот. Из принципа неопределенности вытекает понятие электронного облака. Коль невозможно точно определить местоположение электрона, то говорят о вероятности нахождения электрона в пространстве около ядра атома. Отсюда электрон, вероятно, может находиться в любой точке пространства около ядра атома. Вероятность его местоположения около ядра равна нулю. И эта вероятность уменьшается на бесконечно далеком расстоянии от ядра атома. Таким образом, под электронным облаком понимают пространство около ядра атома, в котором вероятно нахождение электрона. А точнее электронное облако включает 90% вероятности. Вероятность пребывания электрона в разных точках электронного облака неодинакова. Там, где она больше, плотность электронного облака выше. Если посмотреть график зависимости плотности электронного облака от расстояния электрона от ядра, то он будет иметь максимумы, т. к. на определенном расстоянии от ядра пребывание электрона наиболее вероятно.

4. Шредингер использую волновые свойства электрона, принцип неопределенности сконструировал уравнение состояния электрона в атоме. Основной величиной в этом уравнении служит буква - она называется волновой функцией.

, где - вторая производная волновой функции по координатам .

, где - масса электрона, , - полная энергия электрона, - потенциальная энергия электрона.

Функция получила название орбиталь. Решая уравнение Шредингера, получают квантовые числа. Из этого уравнения вытекают три квантовых числа (изменение на 1).

Квантовые числа и их физический смысл.

Главное квантовое число n и принимает значения 1, 2, 3, … Оно характеризует главные характеристики электрона: размер электронного облака и энергию электрона (энергетический уровень). Электроны, имеющие одинаковое значение n – это электроны одного энергетического уровня. Второе квантовое число носит название орбитальное. Оно характеризует орбитальный момент количества движения электронов относительно ядра атома. А от орбитального момента количества движения зависит форма электронного облака ().

принимает все целочисленные значения от 0 до n-1

s= О

n=1 =0 p=

n=2 =0 =1

n=3 =0 =1 =2

d=

Электроны, имеющие одинаковое значение n и считаются электронами одного подуровня.

Третье магнитное число принимает все целочисленные значения от , 0 до - () и называется линейным, т. к. характерный магнитный момент движения электронов от которого зависит ориентация электронного облака в пространстве. Число значений магнитного квантового числа определяет число возможных ориентаций данного электронного облака или число электронных облаков на подуровне.

S =0 m=0

P =1 =1, 0, -1.

Электроны, имеющие одинаковое значение m, и считаются электронами одной орбитали.

Четвертое квантовое число – спиновое квантовое число. Оно вытекает из уравнения Шредингера, и было введено Дираком Уленбеком для характеристики собственного момента движения электрона. Обозначается оно и характеризует момент движения электрона относительно собственной внутренней оси. принимает значения от до. Спины электронов графически отображаются стрелками.

Периодический закон и периодическая система

.

Английский ученый Мозели, исследуя рентгеновские спектры атомов различных элементов, установил закономерность, получившую название закона Мозели. Корень квадратный из величины обратной длине волны есть линейная функция от заряда ядра атома для одинаковых серий линий. , где a, b – постоянные, Z – заряд ядра атома.

Этот закон позволил рассчитать заряды ядер атомов всех элементов. Исследования ядра атома показали, что оно имеет тоже сложное строение и состоит из нейтронов и протонов. Атомы, имеющие одинаковое число протонов, т. е. одинаковый заряд ядра, но разное число нейтронов, т. е. разную атомную массу, называются изотопы.

В настоящее время открыто 109 элементов. Электроны в многоэлектронных атомах, уровни и подуровни заполняют согласно правилам:

1. В порядке возрастания энергии уровней и подуровней.

Правило Кличковского. Заполнение уровней и подуровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел. Если для двух орбиталей эта сумма будет одинакова, то электрон идет в ту орбиталь, где n меньше.

Правило Хунда. В пределах одного подуровня заполнение орбиталей электронами происходит таким образом, чтобы суммарный спиновой момент был максимальным.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых бы все 4 квантовых числа были бы одинаковыми.

H Ne

He

n=2

l=1

=-1

=

3d n=3 l=2 n+l=5

4s n=4 l=0 n+l=4

K ……

Ca …...

3d n+l=5

4p n=4 l=1 n+l=5

Sc ……

.........

V...........

Cr......... Cr

Причина электронного провала состоит в стремлении атома получить устойчивую электронную конфигурацию. К стабильным электронным конфигурациям относятся наполовину заполненные подуровни.

Mn..........

Fe............

Co...........

Cu.... (эл. провал)....

Zn..........

От Ga до Kr заполняется p-подуровень.

5 период.

Rb

Sr

Y-Ag

Mo

Pd

Ag

Cd

От In до Xe заполняется 5p-подуровень.

Xe

Остаются свободными .

Cs-Ba заполняется 6p-подуровень.

La

Ce-Lu заполняется подуровень.

Ce..... (эл. провал)....

Pr

Eu

Gd

Tb

Lu

Hf

Hf-Hg заполняется 5d-подуровень с провалами у благородных металлов

Tl-Rn заполняется 6p-подуровень

Fr и Ra заполняется 7s-подуровень

Ac - 6d-подуровень

Th-Lw заполняется 5f-подуровень.

Rf – 6d-подуровень.

Все элементы периодической системы в зависимости от их электронного строения, можно разделить на следующие семейства: s-элементы (это элементы I и II группы главной подгруппы, , где n – число периодов), p-элементы (это элементы с III по VIII группу, число валентных электронов равно номеру подгруппы, располагаются на p и s уровнях), например у сурьмы Sb , d-элементы (элементы побочных подгрупп, особенностью их электронного строения является заполнение предвнешего энергетического уровня d-подуровня, ), f-элементы (Ac, La, заполняют 3 снаружи f-подуровень, ).

Емкость – максимальное число энергетического уровня, определяющееся по формуле , где n – номер уровня. Емкость подуровня , где l – орбитальное квантовое число характеризующееся для данного подуровня.

Физический смысл периодического закона.

Периодическое уменьшение свойств элементов и их соединений связано с периодическим повторением электронной конфигураций валентных электронов.

Изменение свойств элементов и их соединений по

периодической системе.

Радиус атома – расстояние от ядра атома до последнего максимума электронной плотности. В химическом соединении говорят об эффективности радиуса атома, т. е. о том радиусе, который атом имеет при образовании химической связи в данном соединении.

Энергия ионизации () - это та энергия, которую надо приложить к атому, чтобы оторвать один электрон и превратить атом в положительно заряженный ион.

()

().

Энергии сродства электронов () – энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении атомом электронов и превращении атома в отрицательно заряженный ион. .

Электроотрицательность () – полусумма энергии ионизации и энергии сродства электронов. .

Эти четыре характеристики – 4 фундаментальные характеристики атома.

Слева направо радиус атома уменьшается, а энергии увеличиваться.

Главные подгруппы – радиус атома сверху вниз увеличивается, а фундаментальные характеристики уменьшаются. У Ga, который располагается за Zn в состав атома входит электронная конфигурация, что вызывает так называемое d-сжатие.

Побочные подгруппы – следует учитывать f-сжатие или лантаноидное сжатие. Оно проявляется у d-элементов в состав которых входит - электронная конфигурация. После Hf проявляет f-сжатие. Zr и Hf имеют одинаковые радиусы атомов. Zr и Hf близки по своим свойствам и отличаются от Ti. Влияние заполнения конфигурации заключается не только в сжатии, но и в экранировании ядра, заполненной внутренней орбиталью на валентные электроны. Это проявляется в том, что для d-электронов 6 периода, наиболее устойчивы соединения с высшей степенью окисления.

Главная подгруппа – все наоборот. Tl, Pb, Bi, Po, At, наиболее устойчивы соединения со степенью окисления на 2 ниже, чем номер группы.

Tl

Pb

По периоду слева направо усиливаются неметаллические свойства, а металлические ослабевают. В побочной подгруппе вследствие особенностей нарастают благородные свойства металлов. По периоду слева направо усиливаются кислотные свойства кислородных соединений. В группах сверху вниз усиливаются основные свойства, ослабляются кислотные.

Полными электронными аналогами называются элементы, которые будут иметь одинаковое строение внешнего электронного слоя во всех степенях окисления.

Неполные электронные аналоги имеют одинаковое строение внешнего слоя, только при определенной степени окисления.

Например:

N

P

Следовательно, азот и фосфор – неполные электронные аналоги.

Химическая связь.

Проблема химической связи – одна из проблем химической науки. Определить химическую связь – это значит определить распределение электронной плотности в молекуле, от которой зависят свойства вещества.

Параметры химической связи.

1). Энергия связи. При образовании химической связи между двумя атомами происходит выделение энергии. Эта энергия носит название энергия химической связи. Выражается в Дж/моль или кДж/моль. При диссоциации молекулы на атомы происходит разрыв химической связи и поглощение энергии. Энергия, поглощающаяся при разрыве химической связи, называется энергией разрыва связей. Энергия связи и энергия разрыва связи, равна по величине, но противоположна по знаку.

2). Длина связи – расстояние между ядрами химически связанных атомов.

нм

Линия, проходящая через ядра, химически связанных атомов, носит название линия связи.

3). Угол связи – угол между линиями связи в молекуле.

Различают следующие типы химической связи:

1)  Ковалентная

2)  Ионная

3)  Металлическая

4)  Межмолекулярная

Эти типы связей различаются механизмом их образования и свойствами. Однако, природа любой химической связи одинакова. Она электростатическая, т. е. обусловлена взаимным притяжением разноименно заряженных частиц.

Ковалентная связь.

При рассмотрении ковалентной связи различают два различных метода, объясняющие механизм образования ковалентной связи.

1)  Метод валентных связей

2)  Метод молекулярных орбиталей.

Метод валентных связей.