Учебно-методический комплекс дисциплины ЕН. Ф.04. химия: общая и неорганическая (стр. 14 )

Принцип наименьшей энергии — принцип, в соответствии с которым электроны заполняют энергетические подуровни в по­рядке увеличения их энергии. Порядок заполнения подуровней: Is — 2s — 2р — 3s — Зр — 4s — 3d —4р — 5s — 4d — 5р —6s - — 4f — 5d — 6p — 7s — 5f — 6d. Другие подуровни в атомах известных элементов не заполняются.

Правило Гунда определяет порядок заполнения орбиталей, находящихся на одном подуровне. Согласно этому правилу, элек­троны заполняют орбитали одного подуровня таким образом, что­бы число неспаренных электронов было максимальным, причем эти электроны должны иметь параллельные спины.

Основное (невозбужденное) состояние атома — состояние, соответствующее принципу наименьшей энергии и правилу Гун­да.

Периодический закон : свойства элементов и образуемых ими соединений находятся в периодической зави­симости от заряда ядра атома, или порядкового номера элемента. Периодичность изменения свойств элементов обусловлена тем, что при увеличении порядкового номера последовательно увеличива­ется общее число электронов в атомах элементов, а число элект­ронов на внешнем электронном слое периодически повторяется.

Период в периодической системе — последовательность рас­положенных в порядке возрастания заряда ядра элементов, в ато­мах которых электроны заполняют одинаковое число энергети­ческих уровней. Это число равно номеру периода.

Главная подгруппа (подгруппа А) в периодической системе — вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинако­вое число электронов на внешнем слое. Это число равно номеру группы.

s-Элементы — элементы, в атомах которых последним запол­няется электронами s-подуровень внешнего электронного слоя. s-Элементами являются первые два элемента каждого периода.

р-Элементы — элементы, в атомах которых последним запол­няется электронами р-подуровень внешнего электронного слоя. р-Элементами являются последние шесть элементов 2—6 перио­дов.

d-Элементы (переходные элементы) — элементы, в атомах которых последним заполняется электронами d-подуровень пред-внешнего электронного слоя. d-Элементами являются элементы всех побочных подгрупп (подгрупп В).

Электронный октет — конфигурация внешнего слоя атомов благородных газов, включающая 8 электронов (ns2np6).

Металличность элемента — способность его атомов отдавать электроны.

Неметалличность элемента — способность его атомов присое­динять электроны.

Электроотрицательность элемента — количественный крите­рий металличности и неметалличности, характеризующий спо­собность атома данного элемента притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи с другим атомом.

Химическая связь — силы, которые обусловливают связыва­ние атомов.

Ковалентная связь — химическая связь, обусловленная об­разованием общих электронных пар, т. е. перекрыванием элект­ронных облаков (орбиталей).

Валентность элемента — число ковалентных связей, образуемых атомом данного элемента с другими атомами в данной моле­куле.

Одинарная (простая) связь — ковалентная связь, образован­ная одной общей электронной парой.

Кратные связи — связи, образованные двумя или тремя об­щими электронными парами (соответственно, двойная и тройная связи).

Неполярная связь — ковалентная связь между атомами с оди­наковой электроотрицательностью; характеризуется симметрич­ным распределением электронной плотности между ядрами ато­мов. Как правило, реализуется в молекулах простых веществ (Н2, N2, Gla и др.).

Полярная связь — ковалентная связь между атомами с раз­ной электроотрицательностью; при образовании этой связи элект­ронная плотность смещается к более электроотрицательному ато­му.

Диполь — система из двух разноименных зарядов, находя­щихся на определенном расстоянии друг от друга.

Возбужденное состояние атома — это состояние с более высо­кой энергией, чем основное состояние; возникает в результате перехода электронов с одного подуровня на другой подуровень, имеющий большую энергию.

Гибридизация атомных орбиталей — это смешение атомных орбиталей (электронных облаков) различного типа (например, s-и р-орбиталей), в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали (например: sp, sp2, sp3op-битали).

Донорно-акцепторная (координационная) связь — ковалент­ная связь, образующаяся в результате перекрывания орбитали с неподеленной парой электронов атома-донора и свободной орбита­ли атома-акцептора.

Ионная связь — связь, обусловленная электростатическим притяжением между положительно заряженными ионами (катио­нами) и отрицательно заряженными ионами (анионами). Простей­шие примеры ионных соединений — соединения, образуемые ато­мами типичных металлов и типичных неметаллов (NaCt, KF, СаО и др.).

Металлическая связь — связь между всеми катионами ме­таллов и всеми свободными электронами в кристаллической ре­шетке простых веществ-металлов.

Степень окисления элемента — это реальный (в случае ион­ных соединений) или условный (в случае ковалентных соедине­ний) заряд атома данного элемента в данном соединении.

Гидратация в растворах — взаимодействие частиц растворя­емого вещества с молекулами воды, не связанное с разрушением этих молекул.

Гидратированные ионы — ионы, связанные с молекулами воды.

Электролитическая диссоциация (ионизация) — процесс рас­пада ионных соединений или соединений с ковалентной полярной связью на ионы; происходит в водных растворах и в расплавах.

Электролиты — вещества, которые в водных растворах и в расплавах диссоциируют на ионы.

Степень электролитической диссоциации — отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу раство­ренных молекул.

Сильные электролиты — вещества, которые в водных раство­рах полностью распадаются на ионы (степень диссоциации равна 1).

Слабые электролиты — вещества, которые в водных раство­рах лишь частично распадаются на ионы (степень диссоциации меньше 1).

Модуль «Неорганическая химия»

Аллотропия — явление образования нескольких простых ве­ществ атомами одного и того же химического элемента.

Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кио лород в степени окисления -2 (СаО, СО2, Р2О5 ).

Пероксиды — соединения водорода и некоторых металлов с кислородом в степени окисления -1 (Н2О2, Na2O2, CaO2 и др.).

Гидроксиды (гидраты оксидов) — продукты прямого или косвенного соединения оксидов с водой. Делятся на три типа: осно­вания, кислоты и амфотерные гидроксиды.

Основания (основные гидроксиды) — электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов и только один вид анионов — гидроксид-ионы ОН - (NaOH, Ca(OH)2, Bi(OH)3 и др.).

Основные оксиды — оксиды, гидраты которых являются ос­нованиями (Na2O, CaO, Bi2O3 и др.).

Кислоты — электролиты, которые при диссоциации образу­ют только катионы водорода Н+ и анионы кислотных остатков (H2SO4, HNO3, HC1O4 и др.).

Кислотные оксиды — оксиды, гидраты которых являются кислотами (кислотными гидроксидами) (SO3, N2O5, С12О7 и др.).

Амфотерные гидроксиды — электролиты, способные диссо­циировать как по типу оснований, так и по типу кислот (Zn(OH)2, А1(ОН)3 и др.).

Амфотерные оксиды — оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами (ZnO, A12O3 и др.).

Солеобразующие оксиды — общее название основных, кис­лотных и амфотерных оксидов, которые образуют соли при взаи­модействии с кислотами или с основаниями.

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) окси­ды — оксиды, которые не образуют ни гидратов, ни солей (N2O, NO, CO, SiO).

Кислотность основания — число гидроксидных групп в моле­куле (формульной единице) основания.

Щелочи — растворимые в воде основания. Наиболее извест­ными щелочами являются гидроксиды щелочных и щелочнозе­мельных металлов (NaOH, Ca(OH)2 и др.).

Основность кислоты — число атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут отщепляться в виде ионов Н+.

Кислородсодержащие кислоты — гидраты кислотных окси­дов (H2SO4, HNO3, H3PO4 и др.).

Бескислородные кислоты — водные растворы газообразных нодородных соединений некоторых неметаллов (НС1, HBr, H2S и

др.).

Реакция нейтрализации — взаимодействие между кислотой и основанием, в результате которого образуются соль и вода (на­пример: НС1 + NaOH=NaCl + Н2О). Реакции нейтрализации относятся к типу реакций обмена.

Реакции обмена — реакции, в ходе которых исходные слож­ные вещества обмениваются своими составными частями и обра­зуют новые сложные вещества; происходят без изменения степе­ней окисления элементов.

Нормальные (средние) соли — продукты полного замещения атомом водорода в молекулах кислот атомами металла или продукты полного замещения гидроксидных групп в молекулах оснований кислотными остатками (NaCl, FeBr3, A12(SO4)3 и др.).

Кислые соли — продукты неполного замещения атомов водорода в молекулах многоосновных кислот атомами металла (NaHCO3, CaHPO4, Са(Н2РО4)2 и др.).

Основные соли — продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками (CuOHCl, A1(OH)2NO3 и др.).

Смешанные соли — соли, состоящие из катионов одного ме­талла и анионов двух различных кислотных остатков (PbFCl, Са(С1О)С1 и др.).

Двойные соли — соли, состоящие из катионов двух различ­ных металлов (аммония) и анионов одной кислоты (KA1(SO4)2, NH4Fe(SO4)2 и др.).

Комплексные соли — соли, состоящие из катионов металла и комплексных анионов (K4[Fe(CN)6] , Na2[PtCl6] и др.) или из комплексных катионов и анионов кислотных остатков.

РАЗДЕЛ 5. Практикум по решению задач (практических ситуаций) по темам лекций.

5.1 Алгоритмы решения задач

Алгоритм 1. Метод суммарного уравнения параллельных реакций

1. Написать, что дано и что необходимо найти.
2. Написать схемы параллельных реакций, расставить коэффициенты.
3. Написать суммарное уравнение:
– только химические формулы задействованных веществ с соответствующими коэффициентами;
– коэффициенты перед одинаковыми химическими формулами суммируются.
Пример1. Некоторое количество углеводорода состава CnH2n–2 дает с избытком хлора 21,0 г тетрахлорида. То же количество углеводорода с избытком брома дает 38,8 г тетрабромида. Напишите молекулярную формулу всех его возможных изомеров.