Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ





О. В. Ковальчукова

ХИМИЯ

Конспект лекций

 

 

для студентов I курса медицинского факультета специальности «Стоматология»

Часть 1

Общая химия

 

 

Москва

Издательство Российского университета дружбы народов


У т в е р ж д е н о

РИС Ученого совета

Российского университета дружбы народов

 

Ковальчукова О.В

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».

 

Подготовлено на кафедре общей химии.

 

© Ковальчукова О.В.

© Издательство Российского университета

дружбы народов, 2011


ВВЕДЕНИЕ

 

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.



 

 

Основные понятия химии

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 (NA): NA = 6,02×1023 моль-1.

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

Количество вещества n = m / M = N / NA (моль).

 

 

Основные законы химии

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:

n1 = n2 (n – число эквивалентов).

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 (МЭ) – масса эквивалента вещества, выраженная в граммах:

МЭ = f×M (f – фактор эквивалентности).

Вычисление фактора эквивалентности:

1. Для простых веществ и элементов в соединении

f = 1 / В (В – валентность элемента).

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

 

 

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Основные классы

ОКСИДЫ

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

ОКСИДЫ
Солеобразующие Несолеобразующие (безразличные)
Основные Амфотерные Кислотные
Оксиды металлов в низших сте-пенях окис-ления (с.о.)+1 и +2: Na2O, FeO, MgO Некоторые оксиды ме-таллов в с.о. +2, +3 и +4: BeO, ZnO, PbO, SnO, Al2O3, Cr2O3 Оксиды неметаллов в с.о. +3 и выше, а также оксиды металлов в с. о. +4 и выше: В2О3, СО2, P2O5, PbO2, CrO3 Оксиды неметаллов в степенях окисления +1 и +2: СО, SiO, N2O, NO
           

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

N2O NO N2O3 NO2 N2O5
Несолеобразующие оксиды Кислотные оксиды

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

MnO Mn2O3 MnO2 MnO3 Mn2O7
Основные оксиды Амфотерный оксид Кислотные оксиды

 

Химические свойства оксидов:

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

Na2O + H2O = 2NaOH C водой взаимодействуют оксиды щелочных и щелочноземельных металлов
CaO + H2O = Ca(OH)2
FeO + H2O ¹
   
SO3 + H2O = H2SO4   C водой взаимодействуют кислотные оксиды, которым соответствуют растворимые кислоты
P2O5 + H2O (хол.) = 2НРО3
P2O5 + 3H2O (гор.) = 2Н3РО4
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3
СrO3 + H2O = H2CrO4
SiO2 + H2O ¹

 

2. Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой:

Na2O + СО2 = Na2СО3 Если кислотный оксид газообразный, реакция идет при комнатной температуре
CaO + SO2 = CaSO3
 
Na2O + SiO2 Na2SiO3 Если кислотный оксид твердый, реакция идет при нагревании (сплавлении)
FeO + PbO2 FePbO3
 

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

ZnO + Na2O Na2ZnO2 Al2O3 + K2O 2KAlO2
    ZnO + CO2 = ZnCO3 Al2O3+3SiO2 Al2(SiO3)3
       

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).

По составу керамики делятся на:

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

x Al2O3×y SiO2×z MO

б) магнезиальные (на основе оксида магния);

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

 

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

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

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

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

ZnO + 2NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4]

Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O или

Al2O3 + 6NaOH (изб.) 2Na3AlO3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH + 7Н2О 2Na[Al(OH)4(H2O)2] или

Al2O3 + 6NaOH (изб.) + 3H2O 2Na3[Al(OH)6]

 

ОСНОВАНИЯ

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.

 

Химические свойства оснований:

Щелочи:

1) реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

2КОН + SO3 = K2SO4 + H2O Реакция нейтрализации
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

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

2NaOH + FeCl2 = Fe(OH)2¯ + 2NaCl

Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4¯ + 2NaOH

NaOH + BaCl2 ¹

3) реагируют с амфотерными оксидами и основаниями:

2NaOH + BeO Na2BeO2 + H2O

3NaOH + Cr(OH)3 Na3[Cr(OH)6]

 

Нерастворимые основания:

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

Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O

2) реагируют со щелочами:

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2¯+Na2SO4

3) разлагаются при нагревании: Cu(OH)2 CuO + H2O

Амфотерные основания:

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

2) реагируют со щелочами:

Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

4) разлагаются при нагревании:

2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O

 

КИСЛОТЫ

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

Кислота Название Кислотный остаток Название
HCl хлороводородная (соляная) Cl хлорид
HBr бромоводородная Br бромид
HI иодоводородная I иодид
H2S сероводородная HS гидросульфид
S2– сульфид
H2SO3 сернистая HSO3 гидросульфит
SO32– сульфит
H2SO4 серная HSO4 гидросульфат
SO42– сульфат
HNO2 азотистая NO2 нитрит
HNO3 азотная NO3 нитрат
H3PO4 (орто)фосфорная H2PO4 дигидрофосфат
HPO42– гидрофосфат
PO43– (орто)фосфат
HPO3 метафосфорная PO3 метафосфат
H2CO3 угольная HCO3 гидрокарбонат
CO32– карбонат
H2SiO3 кремниевая HSiO3 гидросиликат
SiO32– силикат
CH3COOH уксусная CH3COO ацетат
H2CrO4 хромовая CrO42– хромат
H2Cr2O7 двухромовая Cr2O72– дихромат
HMnO4 марганцевая MnO4 перманганат
HClO4 хлорная ClO4 перхлорат

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)

H2СО3 + КОН (недост.) = КНСО3 + Н2О

(неполная нейтрализация – образование кислой соли)

 

Химические свойства кислот:

1. Изменение окраски индикаторов (лакмуса и метилоранжа).

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

3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

СuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

Al2O3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O

4. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

5. Взаимодействие с солями (реакции обмена):

H2SO4 + BaCl2 = 2HCl + BaSO4¯ (осадок)

2HNO3 + СаСО3 = Ca(NO3)2 + H2O + CO2­ (газ)

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

 

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).

 

Химические свойства солей:

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

FeCl2 + Zn = Fe + ZnCl2.

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

2NaBr + Сl2 = Br2 + 2NaCl.

3. Взаимодействие сo щелочами (реакции обмена):

MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2¯ + 2NaCl.

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

5. Взаимодействие с кислотами (реакции обмена):

СаCl2 + H2SO4 = CaSO4¯ + 2HCl.

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

Na2SO4 + H2SO4 (изб.) = 2NaHSO4

CaCO3¯ + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

7. Взаимодействие солей между собой (реакции обмена):

CuCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl¯ + Cu(NO3)2.


Примеры решения задач

Пример 1. Осуществите превращения:

Na ® NaOH ® NaHCO3 ® Na2CO3 ® Na2SO4 ® NaCl ® Na

Решение.

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 ­ + H2

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

Na2CO3 +H2SO4=Na2SO4 +CO2­+H2O.

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

Na2SO4+BaCl2 =2NaCl+BaSO4¯

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

 

Пример 2. Осуществите превращения:

Cr A В C

Решение.

1) Металлы реагируют с неметаллами:

2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3 (A = CrCl3)

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

CrCl3 + 6NaOH = Na3[Cr(OH)6] + 3NaCl (B = Na3[Cr(OH)6])

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

(окислитель) (восстановление)
(восстановитель) (окисление)

(C = Na2CrO4).

 

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

Решение.

1. Si + 2Mg Mg2Si

2. Mg2Si + 2H2SO4 → 2MgSO4 + SiH4

Mg2Si + 4H+ → 2Mg2+ + SiH4

3. SiH4 + 2O2 → 2H2O + SiO2

4. Si + O2 → SiO2

5. SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si

6. Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2

Si + 2OH- + H2O → SiO32- + 2H2

7. Na2SiO3 + CaCl2 → CaSiO3 + 2NaCl

SiO32- + Ca2+ → CaSiO3

8. SiO2 + Ca(OH)2 → CaSiO3 + H2O

SiO2 + 2OH- + Ca2+→ CaSiO3 + H2O

Примеры решения задач

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

Решение.

Запишем термохимическое уравнение реакции:

M(CuS) = M(Cu) + M(S) = 64 + 32 = 98 (г/моль)

71,315 (кДж)

 

 

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

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

 

Строение атома

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.

 

Атом

 
 

 

  Ядро Электронные оболочки
         
  протоны (р) нейтроны (n) электроны (е)
Масса (кг) 1,672×10-27 1,674×10-27 9,1×10-31
Масса (а.е.м.) 1/1860
Заряд (Кл) +1,602×10-19 –1,602×10-19
Заряд (е) +1 –1

 

Протоны, нейтроны и электроны называются элементарными частицами.

 

Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой или массовым числом атома, Мr. 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:

,

где X – символ элемента;

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

b – порядковый номер элемента (число протонов);

с – заряд иона.

 

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.

Примеры ядерных реакций.

– выделение a-частиц;

– выделение нейтронов;

(нейтрино) – электронный захват.

 

Правила Клечковского

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:

 

n l
1s      
2s 2p    
3 3s 3p 3d  
4 4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f

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

 

Принцип Паули

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 (ms = ± 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:

­¯ или 1s2;
1s  

на втором энергетическом уровне – 8 электронов:

­¯   ­¯ ­¯ ­¯ или 2s22p6 и т.д.
2s     2p    

Максимальное число электронов на уровне N = 2n2, где n – главное квантовое число.

 

Правило Хунда

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:

­¯ ­ ­ или ­¯ ­¯  
S(ms) = + 1   S(ms) = 0

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

 

Примеры решения задач

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);

N(n) = M – N(p) = 26 – 12 = 14.

 

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.

 

↑↓   ↑↓   ↑↓ ↑↓ ↑↓   ↑↓
1s 2s   2p   3s

 

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:

17Cl 1s22s22p63s23p5

Валентные электроны хлора – это электроны последнего уровня:

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

17Cl

↑↓   ↑↓ ↑↓            
3s   3p   3d

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:

17Cl*

↑↓   ↑↓          
3s   3p   3d

 

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:

17Cl**

↑↓          
3s   3p   3d

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

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

 

17Cl***

       
3s   3p   3d

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.

 

Примеры решения задач

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:

17Cl [Ne]3s23p5 25Mn [Ar]4s23d5

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:

As2O5 + 3H2O = 2H3AsO4.

 

Пример 10. Какое из соединений: H2CO3, H2SiO3, HNO3 или H3PO4 имеет 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.

Химическая связь

Строение химических соединений в основном определяется природой химической связи.

Химическая связьвозникает 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, Есв(HF) = 536 кДж/моль; Есв(HCl) = 432 кДж/моль; Есв(HBr) = 360 кДж/моль; Есв(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.

Ковалентная связь

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.

В зависимости









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


©2015- 2019 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.