КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология»

Издательство Российского университета дружбы народов

Химия. Конспект лекций для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология». Часть 1. Общая химия. М.: Изд-во РУДН, 2011. – 112 с.

Настоящее учебное пособие представляет собой первую часть конспекта лекций, читаемых автором для студентов медицинского факультета специальности «Стоматология». Составлено в соответствии с Федеральным государственным образовательным стандартом и программой курса «Химия». Содержит теоретический материал лекций, лабораторных и практических занятий, включает примеры типовых задач и их решение. Предназначено для работы студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология» при подготовке к лабораторным занятиям и к экзамену по курсу «Химия».

Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных научных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, радиохимии, космохимии и др.

Химия – это наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.

Объектами изучения химии являются вещества и их мельчайшие частицы – молекулы и атомы.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Атом – наименьшая частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами. Атомы – составные части молекул.

Химический элемент – вид атомов, характеризующийся определенной совокупностью свойств. При соединении друг с другом атомов одного и того же элемента образуются простые вещества, сочетание атомов различных элементов дает сложные вещества.

Моль – это единица измерения количества вещества, содержащая столько молекул, атомов или других структурных единиц, сколько их содержится в 12 г изотопа углерода ¹²С.

Число структурных единиц, содержащееся в 1 моль вещества, называется числом Авогадро (N_A): N_A = 6,02×10²³ моль^-1.

Масса 1 моль вещества, выраженная в граммах, называется молярной массой вещества (М, г/моль).

1. Закон сохранения массы веществ. Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в процессе реакции. Закон впервые сформулирован М.В. Ломоносовым в 1748 г (в 1789 г независимо от Ломоносова установлен французским химиком А. Лавуазье) и экспериментально подтвержден в 1756 г.

2. Закон постоянства состава веществ. Соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Закон сформулирован английским ученым Дж. Дальтоном в 1803 г и справедлив только для веществ с молекулярными кристаллическими решетками.

3. Закон кратных отношений. Если два элемента образуют между собой несколько различных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа. Закон сформулирован Дж. Дальтоном в 1803 г и связан с существованием переменных валентностей химических элементов.

4. Закон эквивалентов. Вещества реагируют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам:

Эквивалент – такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает его эквивалентное количество в химических реакциях (количество вещества, соответствующее единице его валентности).

Молярная масса эквивалента (М_Э) – масса эквивалента вещества, выраженная в граммах:

1. Для простых веществ и элементов в соединении

2. Для кислот и оснований f = 1 / m (m – основность кислоты или кислотность основания).

3. Для оксидов и солей f = 1 / n×В (n – число атомов металла в соединении или элемента в оксиде; В – его валентность).

Число эквивалентов: n = m / М_Э (для любого вещества); n = V / V_Э (для газообразного вещества), V_Э – эквивалентный объем газа (объем, занимаемый одним эквивалентом газа). Например, при нормальных условиях эквивалентный объем водорода (М_Э = 1 г/моль) составляет 11,2 л, а эквивалентный объем кислорода (М_Э = 8 г/моль) – 5,6 л.

Оксиды – это сложные бинарные вещества, содержащие атомы кислорода в степени окисления –2.

Увеличение степени окисления неметалла приводит к изменению свойств его оксида от несолеобразующего к кислотному:

Увеличение степени окисления металла приводит к изменению свойств его оксида от основного к амфотерному и дальше – к кислотному:

1. Основные и кислотные оксиды растворяются в воде в том случае, если в результате реакции образуются растворимые в воде основания и кислоты:

2. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой:

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют как с основными, так и с кислотными оксидами:

Реакции оксидов между собой в стехиометрическом соотношении возможны только в том случае, если их свойства значительно различаются.

В противном случае возможно образование соединений нестехиометрического состава:

x CaO + y Al₂O₃ = x CaO× y Al₂O₃ (двойные оксиды – основа керамик).

а) алюмосиликатные (тройные оксиды, состоящие из оксидов алюминия, кремния и двухвалентного металла)

в) титанатные (на основе TiO₂) и некоторые другие.

4. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами: MgO + 2HCl = MgCl₂ + H₂O

5. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами: SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

Основания – это сложные вещества, которые при диссоциации образуют катионы металлов (или аммония NH₄⁺) и гидроксид-анионы ОН^–.

Классификация оснований: 1) растворимые в воде (щелочи) – это основания щелочных (элементы IA группы) и щелочноземельных (элемненты больших периодов IIA группы), например NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ва(ОН)₂.

2) растворимое в воде слабое олснование – гидроксид аммония, NH₄OH.

3) нерастворимые в воде основания, например Fe(OH)₂.

4) амфотерные основания, которые соответствуют амфотерным оксидам, например Zn(OH)₂, Al(OH)₃ и др.

Число групп ОН^–, входящих в состав основания, определяет его кислотность. Например, КОН – однокислотное основание, Са(ОН)₂ – двухкислотное основание, Al(OH)₃ – трехкислотное основание.

1) реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

2) реагируют с солями (в том случае, если в процессе реакции образуется осадок):

3) реагируют с амфотерными оксидами и основаниями:

1) реагируют с кислотными оксидами и кислотами (реакция нейтрализации):

1) реагируют с кислотными оксидами и кислотами (реакция нейтрализации): Zn(OH)₂ + CO₂ = ZnCO₃ + H₂O

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации образуют катионы водорода Н⁺ и анионы кислотного остатка. Названия некоторых из них приведены ниже:

Основность кислоты (число атомов водорода) определяет возможность полной или неполной нейтрализации кислоты при реакции с основаниями: HCl + NaOH = NaCl + H₂O (для одноосновных кислот возможна только одна реакция нейтрализации, приводящая к образованию средних солей).

Для многоосновных кислот возможна полная и неполная нейтрализация: H₂СО₃ + 2КОН (изб.) = К₂СО₃ + 2Н₂О

(полная нейтрализация – образование средней соли)

(неполная нейтрализация – образование кислой соли)

1. Изменение окраски индикаторов (лакмуса и метилоранжа).

2. Взаимодействие с металлами: Са + 2HCl = CaCl₂ + H₂

3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

4. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

5. Взаимодействие с солями (реакции обмена):

HCl + KNO₂ = KCl + HNO₂ (сильная кислота вытесняет слабую из ее соли)

Соли – это сложные вещества, которые при диссоциации образуют катионы металла (или NН₄⁺) и анионы кислотного остатка.

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в молекуле кислоты на металл или гидроксильных групп в молекуле основания на кислотный остаток.

При растворении в воде ионы соли захватывают и удерживают определенное число молекул воды. Для ряда солей силы взаимодействия с молекулами воды так велики, что последние остаются в составе соли даже при выпаривании раствора. При этом соотношение между количеством вещества соли и воды постоянны для данной соли. Такие соединения называют кристаллогидратами, а вода – кристаллизационной: BaCl₂×2H₂O – дигидрат хлорида бария, СuSO₄×5H₂O – пентагидрат сульфата меди (медный купорос).

1. Взаимодействие с металлами (реакции замещения – более активный металл вытесняет менее активный):

2. Взаимодействие с неметаллами (реакции замещения – более активный неметалл вытесняет менее активный):

3. Взаимодействие сo щелочами (реакции обмена):

4. Взаимодействие с недостатком щелочей (перевод средних солей в основные): CaCl₂ + NaOH (недост.) = CaOHCl + NaCl.

5. Взаимодействие с кислотами (реакции обмена):

6. Взаимодействие с избытком кислоты или кислотного оксида (перевод средних солей в кислые):

7. Взаимодействие солей между собой (реакции обмена):

1) Натрий взаимодействует с водой с образованием гидроксида натрия: 2Na + 2H₂O =2NaOH + H₂.

2) При пропускании избытка оксида углерода (IV) через раствор гидроксида натрия можно получить гидрокарбонат натрия: NaOH + CO₂= NaHCO₃

3) Карбонат натрия получается при нагревании гидрокарбоната натрия: 2NaHCO₃

Na₂CO₃+ CO₂ + H₂O

4) Сульфат натрия можно получить, действуя сильной серной кислотой на соль слабой угольной кислоты (сильная кислота вытесняет слабую из ее солей):

5) Приливая раствор хлорида бария к раствору сульфата натрия, получим в растворе хлорид натрия:

6) Более активный металл – калий – вытесняет натрий из его солей: K + NaCl = Na + KCl

Можно также получить металлический натрий электролизом расплава NaCl: 2NaCl

2Na + Cl₂

2) Действие избытка NaOH на соли хрома в водном растворе приводит к образованию гидроксосоли:

3) При действии окислителей (Br₂) степень окисления хрома (+3) переходит в степень окисления +6. В щелочной среде образуются хроматы (окислительно-восстановительная реакция):

Пример 3. Напишите в молекулярной и ионной формах уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

Пример 4. Теплота образования сульфида меди (II) равна 48,534 кДж. Сколько теплоты выделяется при образовании 144 г сульфида меди (II)?

Запишем термохимическое уравнение реакции:

Понятие строения вещества складывается из следующих моментов: 1) строение атома; 2) строение молекул; 3) строение агрегатов молекул.

Атом – сложная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронных оболочек, на которых помещаются отрицательно заряженные электроны.

Положительный заряд ядра равен сумме отрицательных зарядов электронов, окружающих ядро, поэтому в целом атом электронейтрален.

Протоны, нейтроны и электроны называются элементарными частицами.

Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой или массовым числом атома, М_r. Она близка к сумме масс всех элементарных частиц. Так как массовые числа протона и нейтрона равны 1, а масса электрона пренебрежимо мала, то массовое число атома равно сумме числа протонов и нейтронов.

Символы химических элементов представляются обычно в виде:

a – массовое число (сумма числа протонов и нейтронов);

b – порядковый номер элемента (число протонов);

Природные химические элементы существуют в виде смеси изотопов.

Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разные массовые числа (число нейтронов). Например, природный хлор существует в виде двух изотопов:

, ядро которого содержит 17 протонов и 18 нейтронов, и

(17 протонов и 20 нейтронов). Атомная масса элемента, приведенная в периодической системе элементов, есть средняя масса его природных изотопов.

Протоны и нейтроны объединяются в компактное ядро за счет ядерных сил, возникновение которых приводит к дефекту массы (масса ядра всегда несколько меньше суммы масс протонов и нейтронов). Дефект массы определяет устойчивость атомного ядра и энергию связи нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре.

Элементы с порядковыми номерами Z = 84 – 92 имеют только неустойчивые изотопы.

Элементы с порядковыми номерами больше 92 настолько нестабильны, что не существуют в природе, все они были получены искусственным путем.

Самопроизвольное разложение атомных ядер неустойчивых изотопов носит название «радиоактивность», а реакции, которые протекают в этих случаях – ядерные реакции.

1. Увеличение энергии электронных подуровней идет в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l).

2. В случае равенства суммы (n+l) увеличение энергии подуровней идет в порядке увеличения главного квантового числа.

Графически правила Клечковского можно представить в виде:

Заполнение электронами орбиталей происходит в следующем порядке: 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p и т.д.

В атоме не может существовать двух электронов с одинаковым набором квантовых чисел. В связи с тем, что каждая электронная орбиталь характеризуется набором трех квантовых чисел (главного, орбитального и магнитного), электроны на одной орбитали могут отличаться только значением спинового квантового числа (m_s = ± ½). Следствием принципа Паули является то, что на одной орбитали не может находится более двух электронов.

В связи с вышесказанным на первом энергетическом уровне может максимально находиться два электрона:

на втором энергетическом уровне – 8 электронов:

Максимальное число электронов на уровне N = 2 n ², где n – главное квантовое число.

Внутри подуровня электроны заполняют орбитали таким образом, чтобы суммарное спиновое квантовое число было максимальным (орбитали подуровня сначала заполняются по одному электрону и только после этого происходит их спаривание).

Например, четыре электрона на р -подуровне можно расположить двумя разными способами:

Так как в первом случае суммарное спиновое число больше, то заполнение электронами р -орбиталей идет именно этим способом.

Пример 5. Определите состав ядра атома изотопа

Решение. Порядковый номер элемента Mg – 12, следовательно, ядро этого элемента содержит 12 протонов. Массовое число атома – 26 – это сумма числа протонов и нейтронов: М = N(p) + N(n);

Пример 6. Составьте электронную формулу атома магния.

Решение. Магний имеет порядковый номер 12, следовательно его атом содержит 12 электронов. Так как магний находится в третьем периоде, электроны расположены на трех энергетических уровнях.

На первом энергетическом уровне имеются только s-электроны, на втором и на третьем s- и p- электроны (s- и p- подуровни). Максимальная емкость подуровня s- 2 электрона, подуровня р- 6 электронов.

Таким образом, электронную конфигурацию атома магния можно записать так: 1s²2s²2p⁶3s².

Пример 7. Составьте графические электронные формулы нормального и возбужденных состояний атома хлора и определите его возможные валентности.

Решение. Атом хлора имеет порядковый номер 17. Это значит, что атом содержит 17 протонов, (А – р) = 18 нейтронов и 17 электронов. В соответствии с правилами заполнения электронами атомных орбиталей составим формулу атома хлора:

Валентные электроны хлора – это электроны последнего уровня:

(3s²3p⁵). Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет вид:

В основном (невозбужденном) состоянии атом хлора имеет один неспаренный электрон и может проявлять валентность, равную I.

На последнем (третьем) знергетическом уровне атом хлора имеет свободные орбитали d-подуровня. При затрате некоторой энергии один из спаренных электронов хлора может быть переведен на свободную орбиталь d-подуровня, что соответствует первому возбужденному состоянию атома:

Возбужденное состояние атома отмечено звездочкой. В этом случае атом хлора имеет три неспаренных электрона, а его валентность равна III.

При затрате некоторой энергии следующая пара спаренных спинов р-подуровня может распариться, а атом хлора получит второе возбужденное состояние, которому может соответствовать следующее распределение электронов:

В этом случае атом хлора имеет пять неспаренных электронов, а валентность равна V.

Спаренные 3s-электроны также могут быть распарены на свободную 3d-орбиталь:

В таком состоянии атом хлора имеет 7 неспаренных электронов, а валентность равна VII.

Таким образом, в соединениях хлор может проявлять валентности I, III, V, VII.

Пример 8. Объясните, почему хлор - неметалл и марганец - металл помещают в одну группу периодической системы.

Решение. Электронные формы хлора и марганца можно изобразить следующим образом:

Oба элемента содержат по семь валентных электронов, поэтому имеют одинаковую максимальную положительную степень окисления +7. Однако, хлор относится к р-элементам (у него последним заполняется р-подуровень), поэтому он расположен в VII А группе, а у элемента Mn валентные электроны расположены на последнем четвертом энергетическом уровне s-подуровне и предпоследнем третьем уровне d-подуровне (он относится к d-металлам), поэтому он расположен в VII Б группе.

Пример 9. Составьте формулу высшего оксида мышьяка и соответствующей ему кислоты.

Решение. Мышьяк находится в пятой группе периодической системы, поэтому его максимальная степень окисления равна +5. Формула оксида – As₂O₅. Cогласно Периодическому закону мышьяк аналог фосфора и будет образовывать такие же кислоты. Кислоты образуются при взаимодействии кислотных оксидов с водой:

Пример 10. Какое из соединений: H₂CO₃, H₂SiO₃, HNO₃ или H₃PO₄имеет большие кислотные свойства?

Решение. Наибольшие кислотные свойства проявляет соединение, образованное наиболее активным неметаллом. Известно, что неметаллические свойства для элементов главных подгрупп возрастают сверху вниз, а в периодах при движении слева направо. Из приведенных выше кислотообразующих элементов: С, Si, N и Р – азот стоит правее и выше остальных, следовательно имеет самое высокое значение энергии сродства к электрону и большие неметаллические свойства.

Строение химических соединений в основном определяется природой химической связи.

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, обусловливающем образование химически устойчивой двух- или многоатомной системы (молекулы, кристалла и др.). Образование химической связи связано с общим понижением энергии системы взаимодействующих частиц.

Важнейшими характеристиками химической связи являются энергия, длина, углы между связями в молекуле.

Энергия связи – это количество энергии, выделяющейся при образовании химической связи. Обычно ее выражают в килождоулях на 1 моль образовавшегося вещества. Например, Е^св(HF) = 536 кДж/моль; Е^св(HCl) = 432 кДж/моль; Е^св(HBr) = 360 кДж/моль; Е^св(HI) = 299 кДж/моль. Чем больше энергия связи, тем прочнее связь.

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле. Длины связей обусловлены размерами реагирующих атомов и степенью перекрывания их электронных облаков.

По способу образования различают три основных вида химической связи: ионную, ковалентную, металлическую.

Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Она возникает между одинаковыми атомами, образующими газообразные двухатомные молекулы, а также в конденсированном состоянии с участием атомов неметаллов.

Согласно одной из существующих теорий образования ковалентной связи (метода валентных связей), валентность атома в химическом соединении равна числу образованных общих пар электронов.

Атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности. Это соответствует насыщаемости ковалентной связи.

ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования...

Что вызывает тренды на фондовых и товарных рынках Объяснение теории грузового поезда Первые 17 лет моих рыночных исследований сводились к попыткам вычислить, когда этот...

ЧТО ПРОИСХОДИТ, КОГДА МЫ ССОРИМСЯ Не понимая различий, существующих между мужчинами и женщинами, очень легко довести дело до ссоры...

ЧТО И КАК ПИСАЛИ О МОДЕ В ЖУРНАЛАХ НАЧАЛА XX ВЕКА Первый номер журнала «Аполлон» за 1909 г. начинался, по сути, с программного заявления редакции журнала...

Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: