Основы органической химии

24

Содержание

1. Основные положения квантовой механики: квантовый характер излучения и поглощения энергии, двойственная природа электрона, принцип неопределенности 2

2. Порядок и правила заполнения электронами энергетических уровней, подуровней и квантовых ячеек 6

3. Распределение валентных электронов по квантовым ячейкам. Понятие о нормальном и возбужденном состоянии атома, о валентности и степени окисления элементов 7

4. Понятие о химической связи, ее природа и механизм образования 8

5. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние концентрации, давления и температуры на смещение химического равновесия 11

6. Диссоциация кислот, оснований и солей разных типов 12

7. Особенности диссоциации амфотерных гидроксидов, ее зависимость от концентрации Н+ и ОН- 12

8. Положение неметаллов в периодической системе Д,И, Менделеева. Электронные формулы атомов неметаллов и возможные степени их окисления 13

9. Ряд активности металлов: принцип его построения, описание окислительно-восстановительных свойств атомов металлов и их ионов, взаимодействие металлов с водой, кислотами-неокислителями и солями 22

Список литературы 24

1. Основные положения квантовой механики: квантовый характер излучения и поглощения энергии, двойственная природа электрона, принцип неопределенности

Как в классической, так и в квантовой механике элементарным объектом изучения является материальная точка. Однако эти объекты, имея одинаковое название, коренным образом отличаются друг от друга: материальная точка классической механики имеет три степени свободы, а материальная точка квантовой механики - бесконечное число степеней свободы. Следовательно, материальная точка квантовой механики обладает неограниченной информационной вместимостью.

Вспомним теперь о голограммах. Основное свойство голограммы, отличающее ее от фотографического снимка, состоит в том, что на снимке регистрируется лишь распределение амплитуды падающей на нее предметной световой волны, в то время как на голограмме, кроме того, регистрируется и распределение фазы предметной волны относительно фазы опорной волны. Информация об амплитуде предметной волны записана на голограмме в виде контраста интерференционного рельефа, а информация о фазе - в виде формы и частоты интерференционных полос. В результате голограмма при освещении опорной волной восстанавливает копию предметной волны.

В тех случаях, когда при записи голограммы свет от каждой точки объекта попадает на всю поверхность голограммы, каждый малый участок последней способен восстановить все изображение объекта. Химия / Под ред. В. Шретера . - М.: Химия, 2001. -321с.

Мы видим, что любой участок голограммы, способный восстановить все изображение объекта, обладает такой же неограниченной информационной вместимостью, как и материальная точка в квантовой механике.

С этой точки зрения квантовые объекты и системы, не являясь ни волнами, ни корпускулами, на самом деле могут существовать в пространстве и времени как многомерные интерференционные структуры, т.е. как голограммы.

Поскольку материальная точка квантовой механики имеет бесконечное число степеней свободы, ее движение в принципе могло бы быть сколь угодно сложным и необозримым. Однако ее движение весьма просто представляется посредством вектора состояния в гильбертовом пространстве. Вектор же состояния и его изменения подчиняются уравнению Шредингера.

С точки зрения голографического подхода вектор состояния - это характеристика голограммы квантово-механического объекта. В квантовой механике существуют различные представления. В представлении Шредингера эволюция микрообъектов во времени предполагает поворот вектора состояния относительно неподвижной системы базисных векторов. В представлении Гейзенберга эволюция микрообъектов во времени предполагает, напротив, поворот системы базисных векторов относительно неподвижного вектора состояния. Наконец, в представлении взаимодействия предполагается как поворот системы базисных векторов, так и поворот вектора состояния.

При голографическом подходе мы можем сопоставить системе базисных векторов систему опорных волн, а вектору состояния - предметную волну и различные их положения относительно друг друга. Рассмотрим, как с голографической точки зрения интерпретируется вывод квантовой механики о том, что квантовая частица в определенном смысле присутствует одновременно во всех точках и во всех точках имеется объективная физически одинаковая возможность обнаружить частицу.

Если рассматривать квантовый объект или систему как интерференционную структуру, то такая структура должна занимать все пространство в силу своей природы. Движение квантового объекта по какой-то определенной траектории невозможно, так как мы имеем дело с голограммой объекта и это первично. В данной интерпретации движение представляется как изменение интерференционной структуры сразу во всех точках пространства.

Тогда, например, электрон "чувствует" все возможные пути, так как его голограмма занимает все пространство. Фиксация электрона детектором или "подглядывание" за ним влечет за собой разрушение его голограммы. Детектирование квантового объекта можно сравнить с освещением обычного голографического снимка опорной волной, т.е. квантовый объект обнаруживается в одном из базисных состояний.

Когда голограмма электрона изменяется в результате ее взаимодействия с детектором, то вполне естественно, что его импульс и энергия передается в какую-то точку детектора по вероятностному закону, так как любая часть голограммы содержит в себе всю информацию об электроне и в этом смысле равноправна со всеми остальными частями. Следовательно, мы обнаружим электрон на одном из возможных путей его распространения. Выбор здесь случаен, но так как этот выбор осуществляется в голограмме объекта, то определяющую роль здесь играет так называемая амплитуда вероятности, обусловленная интерференционной структурой квантового объекта. Когда же "подглядывание" за электроном отсутствует, его ненарушенная голограмма охватывает все пути и мы наблюдаем эффект интерференции электрона с самим собой.

Редукция состояния есть разрушение голограммы объекта. Мы не можем изменить часть голограммы, не изменив одновременно все ее остальные части. Иначе это не была бы голограмма.

С этой точки зрения становится объяснимой квантово-механическая корреляция и несепарабельность квантовой системы. Под несепарабельностью квантовой системы понимается неразрывность связи любой части системы со всей системой, невозможность разделить систему на части, даже мысленно, в теории. Поведение и свойства отдельных частей системы определяются системой в целом, и они не могут рассматриваться независимо, т.е. поведение и свойства отдельных частей системы коррелируют между собой. Но именно такими свойствами обладает голограмма любой физической системы, где каждая ее часть содержит в себе всю информацию о системе. В такой интерпретации для объяснения квантово-механических закономерностей не требуется привлечения каких-то теорий со скрытыми параметрами, а недетерминированный результат измерения теперь представляется совершенно естественным.

До появления квантовой механики интерференция всегда рассматривалась как пример специфически волнового явления. Т.е. волны рассматривались как нечто первичное, а интерференция как нечто вторичное. Квантовая механика показывает, что на самом деле справедлива противоположная расстановка акцентов. Обнаружив, что вероятностные законы природы предполагают сложение, прежде всего амплитуд вероятностей, а не самих вероятностей, квантовая механика выявила тем самым фундаментальную роль интерференции в физических явлениях. Вопрос об интерференции более глубок, нежели это принято считать. Этот вопрос можно ставить вне зависимости от волновых вопросов. Интерференция есть пример качественно новых взаимосвязей, отношений, которые более перспективны, чем традиционные взаимосвязи, отвечающие простому накоплению, суммированию, сложению.

С нашей точки зрения, первичность интерференции обусловлена потенциальной внутренней бесконечномерностью наблюдаемого 3-мерного пространства.

Построенная нами модель квантовой механики, естественно, не полна и требует дальнейшей разработки. Однако интуитивно ясно, что, только двигаясь в рамках предложенной здесь голографической модели квантовой механики, мы придем к полному и окончательному пониманию ее сущности.

2. Порядок и правила заполнения электронами энергетических уровней, подуровней и квантовых ячеек

Электроны в атомах удерживаются силами кулоновскими притяжения.

Для удаления электрона необходимо сообщить энергию равную или превышающую энергию его связи с ядром (энергия ионизации E i ).

E i =от 5 до 20 эВ

Электрон и ион могут перемещаться под действием электрического поля.

Свободные электроны сталкиваясь с нейтральными атомами может войти в его состав создавая отрицательный ион.

В результате ионизации возник. 3 вида носителей тока: +ион , -ион , электрон.

Возникают два направленных друг к другу встречных потока образующие эл. ток.

Одновременно с ионизацией в газе происходит рекомбинация газа заключающаяся в исчезновении носителей тока.

Под действием внешнего ионизатора мощностью Dn.

(показывает сколько электронов образуется в 1 м 3 за 1с.)

1)В начальный момент времени И>Р.

2) Спустя некоторое время И=Р n + =n_ устанавливается равновесие концентрации носителей тока n.

3) После выключения. И<Р

спустя время t n=0.

При выполнении ситуации 2) прохождение эл. тока через газы назв. газовыми разрядами.

Число рекомбинирующих ионов в единицу времени в 1м 3 оказывается пропорциональным концентрации положительных и отрицательных ионов.

Dn r = rn 2 r - коэффициент рекомбинации.

В ситуации 2 Dn i =Dn r

Dn i = rn 2

1) n=Ц(Dn i /r)

Различают два вида газовых разрядов.

1) несомостоятельный

2) самостоятельный.

3. Распределение валентных электронов по квантовым ячейкам. Понятие о нормальном и возбужденном состоянии атома, о валентности и степени окисления элементов

Степень окисления атома - это электрический заряд, который может нести атом элемента в соединении при условии, что все связи ионные. При этом, учитывая полярность ковалентных связей, общие электронные пары следует передать полностью атомам более электроотрицательного элемента, а при наличии чисто ковалентной связи пары следует разделить пополам между двумя связанными атомами Шретер В. Химия. - М.: Химия, 1989. - с.158-159..

Стехиометрическая валентность элемента определяется числом атомов Н, которое может быть присоединено или замещено атомом данного элемента.

СН4: С-4 Н4+1 степень окисления углерода равна -4, валентность углерода равна 4;

СН3ОН: С-2Н3+1О-2Н+1 степень окисления углерода равна -2, валентность углерода равна 4

НСООН: Н+1С+2О-2О-2Н+1 степень окисления углерода равна +2, валентность углерода равна 4

СО2: С+4О2-2 степень окисления углерода равна +4, валентность углерода равна 4

4. Понятие о химической связи, ее природа и механизм образования

Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрица-тельности элементов, а в группах - их падения. Элементы по электроот-рицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

Ионная связь.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na 2 SO 4 ) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи - ковалентные полярные).

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрицательностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2. Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодействием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара - это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

Ковалентная полярная связь.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и аммония.

Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свободные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положительными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. Электроны как бы цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов. Краткий справочник физико-химических величин. - СПб.: Химия, 2003. -142с.

Водородная связь.

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H 2 O, NH 3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H 2 O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H 2 O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей.

Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие.

Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их “упаковки”.

При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи.

Повышение температуры кипения спиртов происходит также всле-дствие укрупнения их молекул.

Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности. Ходаков Ю.В., Цветков Л.А. Химия - М.: Государственное учебно-педагогическое издательство министерства просвещения РСФСР, 1961. - 226с.

5. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Влияние концентрации, давления и температуры на смещение химического равновесия

В соответствии с принципом Ле-Шателье при повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, т.е.при повышении температуры будет проходить прямая реакция:

СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г), ? Н = +2,85 кДж

В соответствии с принципом Ле-Шателье при повышении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие будет смещаться в сторону прямой реакции, т.к. при этом соотношение новых концентраций (уже не равновесных) становится меньше значения Кс - развивается прямая реакция, в результате которой увеличиваются концентрации продуктов и уменьшаются концентрации реагентов до таких значений, пока из соотношение не достигнет значения Кс.

6. Диссоциация кислот, оснований и солей разных типов

Электрическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы при растворений его в воде или расплавлений.

В 1887 году шведский ученый Сванте Аррениусом была сформулирована теория электролитической диссоциаций, но это была не полная формулировка, более точную формулировку дал русский ученый И.А.Каблугова и В.А. Кистяковский. Кислоты - электролиты, диссоциирующие в водном растворе с образованием в качестве катионов только ионов водорода.

Отрицательные ионы, которые отщепляются от молекулы кислоты называются кислотными остатками.

Агрегатное состояние кислот может быть жидким, и твёрдым, некоторые кислоты существуют только в водном растворе - соляная, сероводородная, угольная, и.т.д.

7. Особенности диссоциации амфотерных гидроксидов, ее зависимость от концентрации Н+ и ОН-

Основания - сложные вещества, при диссоциаций которых в водных растворах в качестве анионов отщепляются только гидрооксид-ион.

Формула оснований: Ме(OH) х

Классификация кислот:

1)По растворимости

Нерастворимые (щелочи)

Растворимые

2)По силе

Сильные электролиты

Слабые электролиты

Щелочи образованны металлами стоящими металлами стоящие в электрохимическом ряду металлов до магния.

Щелочи - сильные электролиты, в их растворах индикаторы изменяют окраску, они мылкие на ощупь.

Растворы щелочей вызывают сильные ожоги.

Большинство оснований нерастворима в воде. Нерастворимые основания на растворы индикаторов не действуют. Они относятся к слабым электролита.

Химические свойства:

1)Измение цвета индикаторов (лакмус - синий, фенол фталеин - малиновый).

KOH-K + +OH -

2)С кислотными оксидами

Ca(OH) 2 +CO 2 ->CaCO 3 +H 2 O

3)с растворимыми солями

3NaOH+FeCl 3 ->Fe(OH) 3 +3NaCl

4)Амфотерными основаниями реагируют со щелочами.

Al(OH) 3 +NaOH->Na[Al(OH) 4 ]

5)С кислотами

H 2 SO 4 +2KOH->K 2 SO 4 +2H 2 O

8. Положение неметаллов в периодической системе Д,И, Менделеева. Электронные формулы атомов неметаллов и возможные степени их окисления

Неметаллических элементов по сравнению к металлическими элементами относительно немного. Их размещение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева отражено в таблице №1.

Таблица №1. Размещение неметаллических элементов в периодической системе по группам

Как видно из таблицы №1 неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличивается заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атому неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. Следовательно, энергичнее всего взаимодействует с водородом и металлами фтор: Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1977. -364с.

H2 + F2 а 2HF

Менее энергично реагирует кислород:

2H2 +O2 а 2H2 О

Фтор - самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Кислород же, судя по его соединениям с фтором, может проявлять и положительную степень окисления, т.е. являться восстановителем.

Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2 O, ClO2 , Cl2O2 ), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и, следовательно, проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера: она проявляет и окислительные свойства.

Перейдем к рассмотрению строения молекул неметаллов. Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы.

К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.

Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, I2 (элементы VII группы Периодической системы ), а также кислород O2 и азот N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3).

Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов - C, Si, S и т.д.

Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента - кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так, кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом, который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение, резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства вещества определяются не только его качественным составом, но и тем, сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между собой.

Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном состоянии (исключая бром - жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за исключением графита).

Оксиды неметаллов относят к кислотным оксидам, которым соответствуют кислоты. С водородом неметаллы образуют газообразные соединения (например HCl, H2S, NH3). Водные растворы некоторых из них (например, галогеноводородов) - сильные кислоты. С металлами типичные неметаллы дают соединения с ионной связью (например, NaCl). Неметаллы могут при определенных условиях между собой реагировать, образуя соединения с ковалентной полярной (H2O, HCl) и неполярной связями (CO2).

С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например, фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te.

При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH4OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH3 * H2O и называют гидратом аммиака.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2, N2O5), а других - более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислотаH2SO4 сильнее сернистой H2SO3.

Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные - немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств. Наглядно это отражено в схеме №2.

У этих неметаллов атомные кристаллические решетки, поэтому они обладают большой твердостью и очень высокими температурами плавления.

У этих неметаллов в твердом состоянии молекулярные кристаллические решетки. При обычных условиях это газы, жидкости или твердые вещества с низкими температурами плавления.

Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические свойства.

Бориды (соединения бора с некоторыми металлами, например с титаном: TiB, TiB2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин.

Как видно из схемы №2, углерод С, кремний Si, бор В имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они встречаются в двух видоизменениях - в кристаллическом и аморфном. Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими температурами плавления. Кристаллический кремний обладает полупроводниковыми свойствами.

Все эти элементы образуют соединения с металлами - карбиды, силициды и бориды (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Некоторые из них обладают большей твердостью, например Fe3C, TiB. Карбид кальция используется для получения ацетилена.

Если сравнить расположение электронов по орбиталям ф атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления - 1. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями.

В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли - хлориты, например хлорит калия KClO2.

Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлороноватая кислота HClO3 и ее соли - хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль).

В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях - перхлоратах, например в перхлорате калия КClO4.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2, N2O5), а других - более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислота H2SO4 сильнее сернистой H2SO3.

Характеристики кислородных соединений неметалов:

Свойства высших оксидов (т.е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблице №3.

Таблица 3

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки.

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы - М.: Высшая школа, 1993.-223с.

В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливается. Это объясняется тем, что ионы кислорода имеют свободные электронные пары, а ионы водорода - свободную орбиталь, то происходит процесс, который выглядит следующим образом:

H2O + HF а H3O + F

Фтороводород в водном растворе отщепляет положительные ионы водорода, т.е. проявляет кислотные свойства. Этому процессу способствует и другое обстоятельство: ион кислорода имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода - свободную орбиталь, благодаря чему образуется донорно-акцепторная связь.

При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. А так как ионы азота имеют неподеленную электронную пару, а ионы водорода - свободную орбиталь, возникает дополнительная связь и образуются ионы аммония NH4+ и гидроксид-ионы ОН-. В результате раствор приобретает основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:

H2O + NH3 а NH4 + OH

Молекулы аммиака в водном растворе присоединяют положительные ионы водорода, т.е. аммиак проявляет основные свойства.

Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора - фтороводород HF - в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем хлороводородная. Это объясняется тем, что радиусы ионов фтора значительно меньше, чем ионов хлора. Поэтому ионы фтора, гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т.е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты.

Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы:

В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. - М.: Химия, 2002. -261с.

9. Ряд активности металлов: принцип его построения, описание окислительно-восстановительных свойств атомов металлов и их ионов, взаимодействие металлов с водой, кислотами-неокислителями и солями

Металлы обладают сильными восстановительными свойствами. С увеличением металлических свойств усиливаются и восстановительные свойства металлов при их взаимодействий с водными растворами кислот и солей. Кременчугская М., Васильев С. Справочник по химии - М.: АСТ, 2003.-358с.

Для предсказания возможных реакций используют электрохимический ряд напряжений металлов.

Этот ряд составлен на оснований экспериментальных и теоретических данных, металлы в нём расположены в порядке уменьшения их химической активности. Он создан на оснований работ русского учённого Н. Н. Бекетова.

Как следует из ряда, литий самый сильный восстановитель, а золото - самый слабый.

В электрохимическом ряду так же находиться и водород, так как он подобно металлам в растворе может находиться в виде катионов.

Расположение металлов в этом ряду предсказывает их свойства

1)Всё металлы, стоящие в этом ряду до водорода, способны вытеснять (восстанавливать) его из растворов кислот (кроме HNO 3 ).

2)каждый металл может вытеснять из растворов их солей (восстанавливать) те металлы, которые стоят после него.

Известно, что металлы подвергаются разрушением по действием воздуха, воды и других веществ.

Коррозия - разрушение металлов (или их сплавов) под воздействием окружающей среды, при котором они теряют присущие им свойства.

Виды коррозии: 1)Химическая - разрушение металла, происходящая в результате его окисления в окружающей среды без возникновения электрического тока в системе.

2)Электрохимическая - разрушение металла в среде электролита с возникновением внутри системы электрического тока.

Методы зашиты:

1)Поверхностное покрытие металла.

2)Создание сплавов, стойких к коррозии.

3)Электрохимические методы зашиты.

4)Изменение состава среды.

Список литературы

1. Краткий справочник физико-химических величин. - СПб.: Химия, 2003. - 232 с.

2. Кременчугская М., Васильев С. Справочник по химии - М.: АСТ, 2003.-589с.

3. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. - М.: Химия, 2002. - 472 с.

4. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. - Л.: Химия, 1977. - 376 с.

5. Химия / Под ред. В. Шретера . - М.: Химия, 2001. - 648 с.

6. Ходаков Ю.В., Цветков Л.А. Химия - М.: Государственное учебно-педагогическое издательство министерства просвещения РСФСР, 1961. - 424 с.

7. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы - М.: Высшая школа, 1993.-624с.