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 делать, если нет взаимности? А теперь спустимся с небес на землю. Приземлились? Продолжаем разговор...

Живите по правилу: МАЛО ЛИ ЧТО НА СВЕТЕ СУЩЕСТВУЕТ? Я неслучайно подчеркиваю, что место в голове ограничено, а информации вокруг много, и что ваше право...

Что будет с Землей, если ось ее сместится на 6666 км? Что будет с Землей? - задался я вопросом...

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

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