Комплексы: см. лекцию №12;
Кластеры, Клартраты: см. дисциплину «Химия элементов».
Примеры названий веществ по систематической номенклатуре :
NO2 – диоксид азота, оксид азота ( IV );
Cu(OH)2 – гидроксид меди (II);
H2SO4 – тетраоксосульфат (VI) диводорода;
NaHSO3 – гидротриоксосульфат (IV) натрия.
ПОНЯТИЕ О ЧИСТОТЕ ВЕЩЕСТВ.
Классификация химических продуктов:
Сырые продукты – вещества природного происхождения и полуфабрикаты с большим содержанием примесей; Технические продукты – продукты химической промышленности с содержанием основного вещества больше 98%; Реактивы – вещества, применяемые для аналитических и других научно-исследовательских работ (см. ниже); Продукты особой чистоты – вещества с содержанием примесей меньше10-10%.
Классификация химических реактивов:
чистый (ч) – содержание основного вещества больше 98%; чистый для анализа (чда) - содержание основного вещества не меньше 99%; химически чистый (хч) - содержание основного вещества больше 99%; эталонно чистый (вэч) - содержание основного вещества больше 99,998%; особо чистый (осч) - содержание примесей 10-5 - 10-10%.Вопросы для самоконтроля:
1. Дайте определение основным понятиям темы.
Приведите примеры всех веществ по классификации неорганических соединений и дайте им название по систематической номенклатуре. Какие химические свойства характерны для оксидов, кислот, оснований и солей? Какими способами можно получить оксиды, кислоты, основания и соли?Рекомендуемая литература:
Лекция №5,6. Периодический закон и периодическая система в свете строения атома.
Цель: ознакомиться с представлениями об атоме как сложной системе, с периодической системой химических элементов как естественной системой, представлять связь положения химических элементов с их положением в периодической системе со строением их атома и свойствами элементов и их соединений.
Основные вопросы:
История развития представлений о строении атома. Квантово-механическая модель атома водорода. Квантовые числа. Свойства атомов. Физический смысл периодического закона, порядкового номера, номера группы и периода. Периодичность свойств атомов элементов, простых веществ и химических соединений.Краткое содержание:
ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ ПРЕДСТАВЛЕНИЙ О СТРОЕНИИ АТОМА.
1891 г., А. Станней,– электричество существует в виде дискретных единичных зарядов (электроны, катодные лучи), которые появляются из веществ, т. е. входят в состав атома;
Дж..Томсон, Р. Малликен – определена масса, заряд.
1896 г., А. Беккерель – явление радиоактивности;
М. Кюри, П. Кюри – радиоактивное излучение неоднородно: в-лучи (электроны), б-лучи (протоны), г-лучи (нейтроны).
1898 г., Дж. Томсон – первая модель атома: отрицательнозаряженные частицы равномерно распределены между положительнозаряженными частицами.
1900 г., М. Планк – энергия поглощается атомом определенными порциями ( квантами), свет обладает корпускулярно-волновыми свойствами:
E = hн ; E = mc2 ; л = h/ mc,
где E – энергия;
h - постоянная Планка;
н - частота излучения;
m - масса фотона;
c - скорость света;
л - длина волны света.
1909 г., Э. Резерфорд – планетарная модель атома: положительный заряд в центре атома (ядро, в котором сосредоточена вся масса атома ), вокруг ядра движутся электроны по определенным орбитам.
1913 г., Н. Бор – основные постулаты теории строения атома:
Электроны в атоме движутся, не излучая энергию, поэтому атом устойчив; Электроны в атоме движутся по строго определенным стационарным орбитам; При переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую он либо поглощает ( с ближайшей от ядра на удаленную) либо испускает ( с уделенной от ядра на ближайшую) энергию.E1- Е2 = hн можно рассчитать спектр атома.
1924 г., Де Бройль – корпускулярно-волновые свойства – универсальное свойство материального мира: л = h/ mv, где mv – импульс.
КВАНТОВО-МЕХАНИЧЕСКАЯ МОДЕЛЬ АТОМА ВОДОРОДА.
КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА.
Для микрочастиц законы классической механики не выполняются. Движение частиц в микромире подчиняются законам квантовой механики. Если для макротел можно одновременно определить и координаты и скорость движения ( направление), то квантовая механика такую определенность отвергает. Определение может иметь вероятностный характер.
1927 г., В. Гейзенберг – принцип неопределенности: Нельзя одновременно определить и скорость ( импульс) и положение микрочастицы (ее координаты).
ДЧ*Др≥ĥ/2, ĥ = h /2р,
где ДЧ – вероятное значение координаты,
Др - вероятное значение импульса.
Для описания состояния электрона в квантовой механике предлагается волновая функция Ш (пси-функция). Ее свойства:
В любой точке пространства с координатами Ч, Y,Ж пси-функция имеет определенный знак и амплитуду. Квадрат модуля волновой функции – плотность вероятности локализации электрона в точке с координатами Ч, Y,Ж ( электронная плотность). 1926 г., Э. Шредингер – волновое уравнение, описывающее состояние микросистемы:ĤШ = ЕШ,
где Ĥ – оператор Гамильтона.
Решение уравнения Шредингера – определение значений энергии и пси-функции.
Еn= Кn2 ,
где n – простые целые числа,
К – постоянная.
n – главное квантовое число определяет запас энергии и величину электронной орбитали, численно совпадает с номером периода.
n = 1,2,3,….∞.
Максимальное число электронов на данном энергетическом уровне можно определить по формуле:
N =2n2
Состояние электрона в атоме определяется также другими квантовыми числами.
l – орбитальное квантовое число определяет форму электронного облака, подуровень на энергетическом уровне. Число подуровней совпадает с номером энергетического уровня.
l = 0,1,2,….∞, или
l = s, p,d, f,…
s-электронное облако имеет сферическую форму,
p-электронное облако имеет гантелеобразную форму и т. д.
Максимальное число электронов на данном подуровне определяется по формуле:
N = 2(2l+1)
ml – магнитное квантовое число определяет ориентацию электронного облака в пространстве, число энергетических ячеек (атомных орбиталей АО). Число различных положений электронных облаков в пространстве определяется по формуле:
ml = 0, + l,- l.
Например, s-электронное облако имеет одно положение в пространстве,
p-электронное облако имеет три положения в пространстве и т. д.
ms – спиновое квантовое число определяет направление вращения электрона вокруг собственной оси.
ms = +1/2 или –1/2.
Принципы заполнения атомных орбиталей (АО) :
Принцип наименьшей энергии Принцип Паули Принцип Гунда Правила Клечковского.СВОЙСТВА АТОМОВ.
Радиус ( эффективный, металлический, ионный, орбитальный). Энергия ионизации Энергия сродства к электрону Электроотрицательность Магнитные свойства.ФИЗИЧЕСКИЙ СМЫСЛ ПЕРИОДИЧЕСКОГ ЗАКОНА,
ПОРЯДКОВОГО НОМЕРА, НОМЕРА ГРУППЫ И ПЕРИОДА.
Порядковый номер показывает:
- число протонов в ядре
- число электронов в атоме
- заряд ядра атома.
Номер периода показывает
- число энергетических уровней.
Номер группы показывает
- для главных подгрупп число электронов на последней энергетическом уровне для всей группы высшую валентность в соединениях (имеются исключения).
Современная формулировка периодического закона:
Свойства элементов, а также свойства простых веществ и химических соединений, образуемых ими, находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома.
Свойства элементов и веществ, образуемых ими, периодически повторяются потому, что периодически повторяется строение внешнего энергетического уровня.
Вопросы для самоконтроля:
В чем заключается основное положение теории Планка? На основании каких опытов Резерфорд пришел к планетарной модели атома? В чем заключается суть явления радиоактивности? Каковы недостатки теории Резерфорда? Бора? Сколько максимально электронов может находиться на 1,2,3,4 энергетических уровнях? Сколько максимально электронов может находиться на s-,p-,d-,f-подуровнях? Сколько АО может быть на s-,p-,d-,f-подуровнях? Раскройте суть основных принципов заполнения АО. Охарактеризуйте основные свойства атомов. Дайте характеристику элементам №№1,7,11,20 по их положению в периодической системе химических элементов.Рекомендуемая литература:
1. Общая и неорганическая химия.-М.: Высшая школа, 1988.
2. Общая химия.-М.: Интеграл-Пресс.2000.
3. Общая и неорганическая химия. М.: Высшая школа, 2000.
4. имия и периодическая таблица. М.:Мир,1982.
Лекция №7,8. Химическая связь. Межмолекулярное взаимодействие.
Цель: ознакомиться с сущностью и основными типами химической связи, понять взаимосвязь между типом химической связи, типом кристаллической решетки и свойствами вещества.
Основные вопросы:
Основные характеристики химической связи. Основные типы химической связи. Основные положения теории валентных связей. Основные положения метода молекулярных орбиталей. Зависимость свойств веществ от типа химической связи и типа кристаллической решетки. Межмолекулярное взаимодействие.Краткое содержание:
ОСНОВНЫЕ ХАРАКТЕРИСТИКИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ:
- Энергия связи Длина связи Порядок связи Валентный угол Эффективные заряды Полярность связи Насыщаемость Направленность.
ОСНОВНЫЕ ТИПЫ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ:
- Ковалентная (полярная и неполярная) Ионная Металлическая Водородная.
ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ.
Для описания химической связи существуют два метода: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).
1927 г.,В. Гейтлер, Ф. Лондон – основоположники МВС, в основе метода лежит уравнение Шредингера. В качестве волновой функции, описывающей состояние молекулы предложено использовать линейную комбинацию волновых функций атомных орбиталей (ЛК АО) 2-х атомов водорода. Перекрывание АО происходит только при совпадении знаков пси-функций электронных облаков.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 |
