Размещено на http://www.allbest.ru/

министерство образования республики Беларусь

белорусский государственный университет

кафедра общей химии и методики преподавания химии

руководство к изучению курса "общая и неорганическая химия"

Учебное пособие для студентов нехимических специальностей Белгосуниверситета

Под редакцией И. Е. Шимановича

Минск

2006

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Руководство к изучению курса "Общая и неорганическая химия" подготовлено для студентов биологического факультета Белгосуниверситета в соответствии с действующей программой этого курса.

Цель руководства - конкретизировать подлежащий изучению материал, определить его объем, основные понятия и определения и указать студентам доступные источники получения необходимой информации.

После каждого раздела (выделены жирным шрифтом) программированного плана курса приводятся цифровые ссылки на основную и дополнительную литературу, которая указана в конце руководства. В связи с тем, что учебники во многом взаимозаменяемы, студенту не обязательно прорабатывать все учебники основного списка. Дополнительная литература дается для более глубокого изучения вопросов, особенно связанных с биологией.

Вопросы в плане составлены таким образом, что студент получает возможность независимо от того, что он узнал на лекции, выяснить, какими сведениями он обязан располагать по тому или иному вопросу.

Материал каждого из разделов программированного плана подразделяется на отдельные пункты, охватывающие небольшой круг взаимосвязанных вопросов.

Первая цифра, подчеркнутая снизу, означает номер учебного пособия по списку литературы, затем указываются страницы учебного пособия, на которых приводятся сведения по этому разделу.

I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

1. Основные понятия химии. Атомная частица. Атом и атомный ион. Атомная единица массы. Химический элемент. Нуклид. Изотопы. Относительная атомная масса нуклида и относительная атомная масса элемента. Молекула и относительная молекулярная масса. Вещество. Простые и сложные вещества. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Кристаллические решётки веществ. Химические формулы. Формульная единица вещества. Химическое количество вещества. Моль как единица количества вещества. Молярная масса и молярный объём вещества. Химический эквивалент. Молярная масса и молярный объём эквивалента.

1. с. 5-31; 2. с. 11-35; 4. с. 10-12; 5. с. 3-16; 6. с. 8-20; 8. с. 10-14; 11. с.4-16, с.23-40

Атомная частица - мельчайшая, химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Следует различать электронейтральные атомные частицы - атомы и заряженные атомные частицы - атомные ионы.

Атом - мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Примеры атомов:

Атомный ион - мельчайшая, заряженная, химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Примеры атомных ионов:

Общий признак атомных частиц - наличие в них одного ядра. Важнейшими количественными характеристиками любой атомной частицы являются "протонное число" Z (число протонов в ядре) и "массовое число" A (общее число протонов и нейтронов (N) в ядре):

A = Z + N

Химический элемент - вид атомных частиц с одинаковым зарядом атомных ядер. Каждый вид атомных частиц (химический элемент) имеет своё название и символ. В настоящее время известны 117 химических элементов. Атомные чатицы одного химического элемента могут иметь разные массовые числа. Поэтому каждому химическому элементу (виду атомных частиц соответствуют нуклиды (разновидности атомных частиц)).

Нуклид - разновидность атомных частиц с одинаковым значением заряда ядра (протонным числом) и одинаковым значением массы (массовым числом).

Символы элемента и нуклида совпадают. Протонное число нуклида (Z) указывается внизу слева от его химического символа. Массовое число нуклида (А) указывается вверху слева от его химического символа. Примеры нуклидов: , , .

Изотопы - нуклиды с одинаковым значением протонного числа, но с разными значениями массовых чисел. Изотопы известны практически для всех элементов. Например, элементу водороду соответствуют изотопы: - "протий" (Н); - "дейтерий" (D); - "тритий" (Т). Атомы первых двух нуклидов стабильны и существуют в природе, атомы третьего нуклида неустойчивы, самопроизвольно распадаются и в природе практически не встречаются. Их получают искусственно.

Атомная единица массы (u, "юнит") - физическая величина, численно равная одной двенадцатой части массы нуклида :

Раньше эту величину называли "атомная единица массы" (а.е.м), "углеродная единица" (у.е.). В биологической литературе встречается ещё одно устаревшее название этой величины - "дальтон" (D).

Относительная атомная масса нуклида [A_r] - физическая величина, численно равная отношению массы одной атомной частицы данного нуклида к 1u. Например:

.

Относительная атомная масса элемента A_r(Э) - величина, численно равная отношению среднего значения абсолютных масс атомных частиц всех природных нуклидов данного элемента к 1u:

Молекула - мельчайшая, способная к самостоятельному существованию частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами и химическим составом данного вещества. В большинстве случаев молекулы состоят из нескольких химически связанных атомов, например, Н₂О; C₃H₈; P₄O₁₀; C₆₀. Однако известны и одноатомные молекулы, к которым относятся атомы "благородных газов" - He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, и атомы ртути Hg, содержащиеся в её парaх. В состав молекул могут входить атомы одного или нескольких химических элементов.

Относительная молекулярная масса (M_r) - величина, равная отношению среднего значения массы молекулы данного вещества к 1u:

Например, относительная молекулярная масса воды равна:

M_r(H₂O) = .

Значение относительной молекулярной массы можно найти, исходя из значений относительных атомных масс, например:

M_r(H₂O) = 2•A_r(H) + A_r(O) = 2•1,0079 + 15,9994 = 18,0152

Вещество - устойчивая совокупность частиц (атомов, ионов или молекул), обладающая определёнными химическими и физическими свойствами.

В настоящее время известно около 25 миллионов индивидуальных веществ. Подавляющее большинство веществ (~95%) относятся к органическим веществам, остальные - к неорганическим.

В зависимости от числа химических элементов, образующих вещества, последние делятся на простые и сложные. Простое вещество образовано атомами одного элемента, сложное - атомами разных элементов. Известно около 550 простых веществ, хотя образующих их элементов насчитывается немногим более 115. Причина этого в том, что некоторые элементы образуют по несколько простых веществ. Такое явление называется аллотрoпией, а сами простые вещества, образованные атомами одного элемента, - его аллотропными модификациями.

Любое вещество, в зависимости от внешних условий, может находиться в трёх агрегатных состояниях - газообразном, жидком и твёрдом (аморфном или кристаллическом). Для описания пространственного строения любого кристалла используется понятие "кристаллическая решётка".

Кристаллическая решётка вещества - пространственная модель кристалла, представляющая собой условный каркас, в узлах которого находятся молекулы, атомы или ионы, образующие данное вещество. В зависимости от природы частиц, образующих вещества, различают 4 основных типа кристаллических решёток - молекулярные, атомные, ионные и металлические решётки. Вещества с молекулярным типом кристаллической решётки относятся к веществам молекулярного, а вещества с тремя другими типами решёток - к веществам немолекулярного строения.

Вещества молекулярного строения обладают низкими температурами плавления (обычно до 300 ^оС). Они летучи и часто обладают запахом. К ним относятся все газообразные или жидкие при комнатной температуре вещества, а также некоторые легкоплавкие твёрдые вещества (парафин, фенол, сахароза и др).

Вещества немолекулярного строения характеризуются высокими температурами плавления (обычно выше 300 ^оС). При комнатной температуре они находятся только в твёрдом агрегатном состоянии, практически нелетучи и поэтому не обладают запахом. Атомное строение присуще кристаллам некоторых простых веществ-неметаллов - бора, углерода, кремния, фосфора и других. Ионное строение характерно почти для всех соединений щёлочных и щёлочноземельных металлов, магния, а также для всех солей аммония.

Важнейшей характеристикой любого сложного вещества является его качественный и количественный состав, выражающийся с помощью химических формул.

Химическая формула - графическое изображение состава и (или) строения вещества с помощью символов химических элементов и математических знаков (цифр, скобок, штрихов, точек).

Различают несколько типов химических формул.

Стехиометрические формулы отражают качественный и количественный состав веществ с помощью символов химических элементов, цифр, скобок и точек, например: C₆H₁₂O₆, (NH₄)₂CO₃, CuSO₄•5H₂O. Различают простейшие (эмпирические) и молекулярные стехиометрические формулы, например, СH₂O и С₆Н₁₂О₆.

Структурные формулы (формулы строения) отображают порядок (последовательность) соединения атомов в молекулах или в атомных кристаллах с помощью символов элементов, штрихов и цифр. Различают сокращённые и развёрнутые структурные (графические) формулы (рис.1 а, б).

Формульная единица вещества (ФЕ) - реальная или условная частица вещества, состав которой определяет его химическую формулу.

К реальным формульным единицам относятся молекулы (в случае веществ молекулярного строения) и атомы (в случае простых веществ атомного строения). Например, формульной единицей воды является её молекула - H₂O, формульной единицей кремния - его атом - Si.

К условным формульным единицам относят группы атомов или ионов, входящих в состав сложных веществ немолекулярного строения. Например, формульной единицей сульфата калия K₂SO₄ является условная частица, состоящая из двух катионов калия и одного сульфат-аниона, т.е. группа ионов состава "K₂SO₄". Формульной единицей оксида кремния(IV) SiO₂ является условная частица, состоящая из одного атома кремния и двух атомов кислорода, т.е. группа атомов состава "SiO₂". Химическое количество вещества (n) - физическая величина, пропорциональная числу его формульных единиц. Единица химического количества вещества - моль. Установлено, что любое вещество химическим количеством 1 моль всегда содержит 6,02•10²³ его ФЕ. Число 6,02•10²³ называется числом Авогадро. Это число, отнесённое к количеству вещества, равному 1 моль, называется постоянной Авогадро и обозначают символом N_A:



Химическое количество вещества n(X) - величина, равная отношению числа ФЕ данного вещества к постоянной Авогадро:

Физический смысл количества вещества: числовое значение n показывает, во сколько раз число ФЕ вещества в данной его порции больше или меньше числа Авогадро.

Обратите внимание на различие понятий "моль" и "1 моль". Моль - единица химического количества вещества, но 1 моль - порция вещества, содержащая 6,02•10²³ его формульных единиц.

Важнейшей количественной характеристикой любого сложного вещества является его количественный состав, который отображает массовое либо молярное соотношение атомов элементов, входящих в его состав.

Массовое соотношение элементов в веществе выражается через их массовые доли. Массовая доля элемента в веществе (w) - величина, показывающая, какую часть от общей массы всего вещества составляет масса атомов данного элемента.

Молярное соотношение атомов определяет простейшую химическую формулу данного вещества. Это соотношение получают исходя из значений массовых долей атомов разных элементов, образующих вещество. Например, массовые доли водорода, серы и кислорода в серной кислоте равны, соответственно, 2,0554%, 32,6939% и 65,2507%. В порции кислоты массой 100 г массы указанных элементов будут составлять 2,0555 г, 32,6901 г и 65,2554 г. Соответствующие количества атомов равны:

n(H) = моль; n(S) = моль;

n(O) = моль.

Числовое соотношение количеств (мольное соотношение) атомов водорода, серы и кислорода равно: n(H) : n(S) : n(O) = 2,0392 моль : 1,0196 моль : 4,0783 моль = 2 моль : 1 моль : 4 моль. Эти количества указываются в формуле вещества в виде индексов (цифра справа внизу химического символа элемента). Таким образом получается химическая формула серной кислоты - H₂SO₄.

Молярная масса вещества (М) - физическая величина, численно равная отношению массы данного вещества к его химическому количеству:

Единица молярной массы - г/моль.

Физический смысл молярной массы: она численно равна массе вещества, взятого в количестве 1 моль.

Числовые значения молярных масс всех сложных веществ и простых веществ молекулярного строения совпадают с соответствующими числовыми значениями относительных молекулярных масс, например: М_r(Н₂О) = 18,015 и М(Н₂О) = 18,015 г/моль; M_r(CuSO₄•5H₂O) = 249,681 и M(CuSO₄•5H₂O) = 249,681 г/моль. Значения молярных масс простых веществ немолекулярного строения численно равны соответствующим значениям относительных атомных масс, например: A_r(Si) = 28,085 и М(Si) = 28,085 г/моль.

Молярный объём вещества (V_m) - физическая величина, численно равная отношению объёма порции данного вещества к его химическому количеству:



Единицы молярного объёма - см³/моль; дм³/моль; м³/моль. Например, V_m(CO₂)_(н.у.) = 22,392 дм³/моль; V_m(Fe) = 7,086 см³/моль.

Химический эквивалент вещества Х - - реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции химически эквивалентна (соответствует) одному катиону водорода, а в окислительно-восстановительной реакции - одному электрону.

Число - число эквивалентности, равное числу ионов водорода (в кислотно-основной реакции) или числу электронов (в окислительно-восстановительной реакции), которое соответствует одной формульной единице данного вещества. Число - фактор эквивалентности. Оно показывает, какая часть формульной единицы вещества (половина, треть, четверть и т.д.) соответствует одному катиону Н⁺ в кислотно-основной реакции или одному электрону в окислительно-восстановительной реакции.

Необходимо помнить, что состав эквивалента одного и того же вещества может быть различным в зависимости от характера реакций. Рассмотрим это на примере серной кислоты. В случае реакции обмена состав эквивалента кислоты определяется числом ионов Н⁺, замещающихся в её молекуле на металл. Например, при образовании средней соли:

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

в каждой молекуле кислоты на металл замещаются 2 иона Н⁺, поэтому в данном случае эквивалентом серной кислоты является половина её молекулы, т.е. . В то же время при образовании кислой соли:

H₂SO₄ + KOH = KHSO₄ + H₂O

в каждой молекуле кислоты замещается только один ион водорода, и её эквивалентом является целая молекула H₂SO_4. В окислительно-восстановительных реакциях, в которых Н₂SO₄ играет роль только окислителя, состав эквивалента кислоты определяется числом электронов, принятых одной её молекулой. Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с иодоводородом:

8HI + H₂S⁺⁶O₄ = H₂S^-2 + 4I₂ + 4H₂O

каждая её молекула принимает по 8 электронов, поэтому в данной реакции эквивалентом кислоты является одна восьмая часть молекулы, т.е.

Химическое количество эквивалентов вещества Х - - физическая величина, пропорциональная числу эквивалентов данного вещества:

Единица химического количества эквивалента - моль.

Химическое количество вещества X и соответствующее ему химическое количество эквивалента связаны соотношением:

Физический смысл химического количества эквивалентов: оно показывает, во сколько раз число эквивалентов вещества в данной его порции больше или меньше числа Авогадро.

Молярная масса эквивалентов вещества Х - - физическая величина, численно равная отношению массы данного вещества к соответствующему химическому количеству его эквивалентов:

Единицы молярной массы эквивалентов - г/моль, кг/моль.

Молярная масса эквивалентов и молярная масса вещества Х связаны соотношением:

Физический смысл молярной массы эквивалентов: она численно равна массе вещества, которой соответствует химическое количество эквивалентов, равное 1 моль.

2.Основные законы химии. Закон сохранения массы веществ. Закон постоянства состава веществ. Закон кратных отношений. Закон эквивалентов. Газовые законы. Закон объёмных отношений Гей-Люссака. Закон Авогадро.

Закон сохранения массы веществ: "Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся веществ с учётом изменения массы, соответствующего тепловому эффекту данной реакции".

В общем виде математическое выражение этого закона для химической реакции

aA + bB > cC + dD

имеет вид:

[m(A) + m(B)] = [m(C) + m(D)] ,

где m - изменение массы за счёт выделения или поглощения теплоты (энергии), происходящее в соответствии с уравнением А.Эйнштейна: , где - изменение энергии (в данном случае - тепловой эффект реакции), - изменение массы, с - скорость света в вакууме, равная 3•10⁸ м•с^-1. Поскольку тепловые эффекты химических реакций () чрезвычайно малы по сравнению с величиной с², то соответствующими значениями (10^-9 - 10^-11 г) можно пренебрегать из-за невозможности практического определения такого изменения массы.

Закон постоянства состава веществ: "Количественный и качественный состав любого сложного вещества молекулярного строения не зависит от способов получения данного вещества".

Из определения следует, что данный закон применим только для веществ молекулярного строения. Например, количественный состав воды, независимо от способов её получения, всегда один и тот же: w(H) = 11,1899%, w(O) = 88,8101%. Поэтому молекулярная формула воды, выведенная исходя из указанных значений массовых долей элементов всегда одна и та же - Н_2,000О_1,000, или просто H₂O.

Экспериментально доказано, что количественный состав веществ немолекулярного строения часто зависит от способов их получения. Так, например, в образцах оксида меди(II), полученных разными способами, значения массовой доли меди могут изменяться от 74,6 % до 80,7 %. Поэтому количественный состав оксида меди(II) выражается формулами от Cu_0,739O до СuO_1,053. Однако часто формулу этого вещества записывают упрощённо в виде CuO, округляя соответствующие индексы до целых чисел.

Закон эквивалентов: "Химические количества эквивалентов всех веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции, численно равны между собой".

Для реакции аА + вВ = сС + dD справедливо соотношение:

При решении задач с использованием данного закона приравнивают количества эквивалентов двух соответствующих веществ. Если в условии задачи речь идёт о веществах А и В, то математическое выражение закона эквивалентов в этом случае имеет вид:

Соответствующие химические количества эквивалентов веществ и выражаются через величины, указанные в условии задачи (масса или объём). Например, если в условии задачи приводятся значения массы вещества А и объёма газа В, то выражение закона эквивалентов в этом случае будет иметь вид:

Если же в условии задачи указаны массы веществ А и В, то математическое выражение закона эквивалентов запишется так:

=

Последнее равенство, переписанное в виде:

представляет собой математическое выражение другой формулировки закона эквивалентов: "Массы реагирующих веществ относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов".

Закон объёмных отношений Гей-Люссака: "Объёмы газов, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

Закон Авогадро: "В равных объёмах различных газов при одинаковых внешних условиях (давление и температура) содержатся одинаковые числа молекул".

Этот закон применим для веществ, находящихся только в газообразном состоянии.

Из молекулярно-кинетической теории газов следует, что при одинаковых внешних условиях расстояния между частицами в десятки, сотни раз больше размеров самих частиц. Поэтому объем порции любого газа определяется не размером его молекул, а расстоянием между ними. Именно по этой причине в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковыое число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

1. Если числа молекул разных газов одинаковы, то при одних и тех же внешних условиях эти газы будут занимать одинаковые объёмы.

Экспериментально установлено, что любой газ химическим количеством 1 моль, содержащий 6,02•10²³ молекул, при нормальных условиях ("н.у." - температуре 0 ^оС и давлении 101,325 кПа) занимает объём, равный 22,4 дм³. Этот объём, отнесённый к количеству газа, равному 1 моль, называется молярным объёмом газа при н.у. и обозначается символом : = 22,4 дм³/моль.

Следует помнить, что существует также понятие "молярный объём смеси газов". Эта величина обозначается _{(газ. смеси)} и представляет собой объём смеси газов, сумма химических количеств которых равна 1 моль и при н.у. равен, как и молярный объём индивидуального газа, 22,4 дм³.

Понятию "молярный объём газовой смеси" соответствует понятие "средняя молярная масса газовой смеси". Эта величина обозначается и численно равна отношению массы данной смеси к сумме количеств всех газов в данной смеси:

Физический смысл средней молярной массы газовой смеси: она численно равна массе смеси, объём которой при н.у. равен 22,4 дм³.

2. Плотность (с) любого газа при н.у. - величина, численно равная отношению его молярной массы к молярному объёму:

с(X) =

Единицы плотности газов - г/дм³, кг/м³ и т.п. Например, плотность кислорода при н.у. равна:

с(O₂) = .

Физический смысл плотности газа в том, что она численно равна массе газа объёмом 1 дм³ (н.у.).

Существует также понятие "плотность газовой смеси". Эта величина обозначается с(смеси) и рассчитывается по формуле:

3. Относительная плотность газа Х по газу Y () - величина, численно равная отношению молярных масс этих газов:

=

Относительная плотность одного газа по другому - величина безразмерная.

Физический смысл плотности газа X по газу Y: она показывает, во сколько раз плотность газа X больше плотности газа Y при одних и тех же условиях:

=

Наиболее часто при решении задач используются значения относительных плотностей газов по водороду и по воздуху, которые рассчитываются по формулам:

и

4. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях реакций между газами пропорциональны объёмам данных газов.

Для реакции aA_(г) + bB_(г) = cC_(г) справедливо соотношение:

Закон парциальных давлений газов (закон Дальтона): "Общее давление смеси газов, не вступающих в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений каждого из указанных газов".

Математическое выражение закона:

p_(cмеси) = p₍₁₎ + p₍₂₎ + ••••+ p_(n),

где p_(cмеси) - общее давление газовой смеси; p₍₁₎, p₍₂₎, p_(n) - парциальные давления каждого из газов смеси.

Парциальное давление газа (от латинского "pars" - часть) - давление, которое оказывал бы данный газ на стенки сосуда, если бы он один занимал весь объём газовой смеси при тех же условиях.

При решении задач с использованием данного закона необходимо помнить, что парциальное давление данного газа прямо пропорционально его объёмной (ц) или молярной (ч) доле в газовой смеси:

p_{(1) =} ц_{(1) •} p_(смеси) или p_{(1) =} ч_{(1) •} p_{(смеси).}

Закон Бойля - Мариотта: "При постоянной температуре произведение значений давления данной порции газа и его объёма есть величина постоянная"

Математическое выражение данного закона:



где V₁ и V₂ - значения объёмов газа при значениях давлений р₁ и р₂.

При решении задач этот закон используется для расчёта значения объёма газа V₂ при давлении р₂, если известно значение объёма газа V₁ при давлении р₁:

Закон Шарля - Гей-Люссака: "При постоянном давлении отношение значений объёма данной порции газа и его абсолютной температуры есть величина постоянная"

Математическое выражение данного закона:

= const.

где где V₁ и V₂ - значения объёмов газа при значениях абсолютных температур T₁ и Т₂ .

При решении задач этот закон используется для расчёта значения объёма газа V₂ при температуре Т₂, если известно значение объёма газа V₁ при температуре Т₁:

Необходимо помнить, что абсолютная температура (Т) связана с температурой (t) соотношением:

Т = t + 273.

Объединённый газовый закон (уравнение Клапейрона): "Произведение значений давления данной порции газа и его объёма, отнесённое к значению абсолютной температуры газа, есть величина постоянная".

Математическое выражение закона:

,

где V₁ - значение объёма газа при давлении р₁ и температуре Т₁, а V₂ - значение объёма газа при давлении р₂ и температуре Т₂.

При решении задач данное уравнение часто используется для расчёта значения объёма газа (V_o) при нормальных условиях (р_о,Т_о) если известно значение объёма (V₁) при других условиях (p₁, T₁): , откуда следует, что .

Уравнение Клапейрона-Менделеева. Если химическое количество газа равно 1 моль, то значение дроби является постоянной величиной и называется молярной (или универсальной) газовой постоянной R. Если давление выражается в Па, а объём газа - в м³, то R принимает значение, равное 8,314 Дж•моль^-1•К^-1:

Из уравнений Бойля-Мариотта и Шарля-Гей-Люссака следует, что для газа в количестве 1 моль соотношение будет равно 8,314 Дж•моль^-1•К^-1 и при других значениях температуры и давления. С учётом этого для газа химическим количеством 1 моль можно написать: или . Если же количество газа равно n моль, то:

Учитывая, что , данное уравнение можно записать в виде:

Это уравнение называется уравнением Клапейрона-Менделеева. Оно связывает математически значения давления газа, его объёма, массы, молярной массы, температуры и позволяет вычислить значение любой из входящих в него величин по имеющимся значениям других величин.

II. СТРОЕНИЕ АТОМА

1. Ядерная модель атома. Строение атома. Состав атомных ядер. Массовое число. Атомный номер. Нуклид. Изотопы. Явление радиоактивности. Воздействие радиоактивного излучения на живую материю.

Атом - электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название нуклоны.

Массовое число (А) равно сумме числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре данного атома.

Главной характеристикой атома является заряд ядра, определяемый числом протонов, содержащихся в ядре.

Химический элемент - это вид атомных частиц с одинаковым положительным зарядом ядра.

Нуклид - вид атомных частиц с одинаковым значением атомного номера (протонного числа) и одинаковым значением массового числа. Например, - нуклид натрия-23.

Изотопы - нуклиды одного и того же химического элемента. Например, (протий - Н), (дейтерий - D), (тритий - T) - изотопы водорода.

Радиоактивность - самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц (б-частиц, в--частиц, в⁺-частиц, -нейтрино, Ю-антинейтрино и др.).

Основными типами радиоактивных превращений являются:

1. б-распад, при котором образуется б-частица, представляющая собой ядро атома гелия - :

 > + ;

2. в-распад (известны два его вида):

а) электронный, за счет ядерного процесса превращения нейтрона () в протон (), электрон и антинейтрино (Ю):

> + в- + Ю;

б) позитронный, за счет ядерного процесса превращения протона () в нейтрон (), позитрон (в⁺) и нейтрино ():

> + в⁺ + ;

3. Электронный захват, осуществляющийся за счет ядерного процесса захвата протоном () ядра электрона (e-) из электронной оболочки атома с образованием нейтрона () и нейтрино ():

+ > + + .

2. Строение электронных оболочек атомов. Волновые свойства материальных частиц. Двойственная природа электрона. Принцип неопределенности. Движение электрона в атоме водорода. Понятие об электронном облаке. Волновая функция. Атомная орбиталь. Электронная плотность. Радиальное распределение электронной плотности около ядра атома водорода.

Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме. Энергия и форма электронного облака. Ориентация облака. Спин электрона.

Согласно квантово-механическим представлениям любому материальному объекту присуща двойственность (дуализм) - частица-волна, т.е. объект обладает как корпускулярными свойствами (т.е. свойствами частицы), так волновыми свойствами (т.е. свойствами волнового процесса). Эта двойственность тем сильнее проявляется, чем меньше размеры частиц.

Электрон в атоме можно рассматривать и как частицу, и как волновой процесс.

Принцип неопределенности Гейзенберга - для микрочастиц невозможно сколь угодно точно одновременно определить координаты и импульс. Поэтому для описания движения электрона в атоме используют вероятностный подход (т.е. задают не положение и скорость электрона в каждой точке пространства, а вероятность его обнаружения в этой точке или элементе объема).

Движение электрона в атоме описывается волновой функцией (), зависящей от координат, квадрат которой пропорционален вероятности обнаружить электрон в заданной точке пространства (² - плотность вероятности или электронная плотность. Произведение ²ДV представляет собой вероятность нахождения электрона в элементарном объеме (ДV) простраства.

Под электронным облаком обычно понимают область околоядерного пространства, в котором вероятность обнаружить электрон составляет 90%. Эту область пространства часто называют орбиталью.

Волновая функция, описывающая поведение электрона в атоме, зависит от ряда параметров, называемых квантовыми числами и принимающих вполне определенные дискретные значения.

Главное квантовое число (n) - определяет основной запас энергии электрона, т.е. степень его удаления от ядра, или размер электронного облака (орбитали). Орбитальное (побочное или азимутальное) квантовое число (l) - определяет пространственную форму электронного облака. Магнитное квантовое число (m_l) - характеризует ориентацию электронного облака в пространстве. Спиновое квантовое число (m_s) - характеризует собственный момент количества движения электрона.

3. Понятия: энергетический уровень (слой), электронная оболочка, подуровень (подслой), электронная орбиталь. Взаимное расположение уровней и подуровней (графическое изображение). Понятие об эффективном заряде ядра.

Энергетический уровень (слой, оболочка) - совокупность электронных состояний, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n. При n=1 имеем первый энергетический уровень, при n = 2 - второй и т.д. Энергетические уровни принято обозначать заглавными буквами K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) и т.д.

Энергетический подуровень (подслой) - совокупность энергетических состояний с заданными значениями главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел. Например, 2p подуровень (n = 2, l = 1), 4s подуровень (n = 4, l = 0), 5d подуровень (n = 5, l = 2).

Заполнение электронами начинается с подуровня, имеющего минимальную энергию (1s-подуровень), а затем по мере возрастания энергии подуровня.

Правило Клечковского - электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантового чисел (n+l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа (n).

Орбиталь	1s	2s	2p	3s	3p	3d	4s	4p	4d	4f	5s	5p	5d	5f
Сумма (n+l)	1	2	3	3	4	5	4	5	6	7	5	6	7	8

В порядке увеличения энергии подуровни располагаются в следующий ряд: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p и т.д. Заполнение подуровней электронами осуществляется с самого низшего по энергии, а затем заполняются подуровни в указанной последовательности.

Состояние электрона, характеризующееся набором определенных значений трех квантовых чисел - главного (n), орбитального (l) и магнитного (m_l) - называется атомной электронной орбиталью. Орбиталь характеризуется определенной энергией или размерами (определяемой главным квантовым числом), формой или симметрией (определяемой орбитальным квантовым числом) и ориентацией в пространстве (определяемой магнитным квантовым числом). Например, для орбитали 3р_х n = 3, l = 1 и m_l =-1, для орбитали 4d_xy n = 4, l = 2 и m_l = -2.

Заряд, который действует на внешние электроны (Z_эфф), меньше реального заряда ядра (Z) на величину суммарного отрицательного заряда, создаваемого внутренними электронами (у): Z_эфф. = Z - у. Величина Z_эфф. зависит как от числа внутренних электронов, так и от характера самой атомной орбитали, на которой находится рассматриваемый электрон.

4. Принцип Паули. Правило Хунда. Порядок заполнения электронами орбиталей в атомах периодической системы. Понятиz "электронная конфигурация", "структура электронной оболочки", "квантовая ячейка".

Принцип Паули - в атоме не может быть двух электронов, у которых набор всех четырех квантовых чисел был бы одинаков. Следовательно, на одной орбитали может разместиться только два электрона у которых три квантовых числа одинаковы, а четвертое - спиновое - различается.

Максимальное число электронов, которое может разместиться на энергетическом уровне (т.е. максимальная емкость энергетического уровня), имеющем значение главного квантового числа n, равно 2n². Например, на третьем энергетическом уровне (n = 3) максимально может находиться 2n² = 2·3² = 18 электронов, на пятом энергетическом уровне (n=5) максимально может находиться 2n² = 2·5² = 50 электронов.

Правило Хунда - в пределах энергетического подуровня электроны заполняют орбитали так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Распределение электронов в атоме, находящемся в основном, т.е. в невозбужденном состоянии, (его электронная конфигурация) определяется зарядом ядра и соответствует принципу минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии. Это означает, что в пределах одного подуровня электроны сначала заполняют все свободные орбитали, а затем на орбиталь добавляется по второму электрону.

Электронная конфигурация атома записывается в виде формулы, в которой для каждого энергетического подуровня указывается число электронов. Например, электронную конфигурацию атома натрия можно представить следующим образом: 1s²2s²2p⁶3s¹. Из формулы следует, что в атоме натрия на подуровне 1s находится 2 электрона (1s²), на подуровне 2s также два электрона (2s²), на подуровне 2р - 6 электронов (2p⁶), а на подуровне 3s - 1 электрон (3s¹). Всего в атоме натрия содержится (2+2+6+1)=11 электронов.

III. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

1. Периодическая система элементов как форма отражения периодического закона. Формулировки периодического закона. Основные закономерности заполнения атомных орбиталей электронами и формирование периодов. s-, p-, d- и f-Элементы и их расположение в периодической системе. Структура периодической системы: малые и большие периоды, главные и побочные подгруппы. Положение лантанидов и актинидов. Современные формы таблиц периодической системы. Периодический закон как основа развития неорганической химии. Общенаучное значение периодического закона.

Периодический закон в современной формулировке: "Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер".

Графическим выражением периодического закона является таблица периодической системы элементов. Периодический закон один, а форм периодической системы элементов известно более 500. Наиболее распространены: короткая (8-клеточная), полудлинная (18-клеточная) и длиннопериодная (32-клеточная).

Химические элементы располагаются в периодической системе в порядке увеличения заряда ядер их атомов. Периодическая система состоит из периодов и групп. Период - последовательный ряд элементов (расположенных в порядке увеличения заряда ядер их атомов), электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns¹ (щелочной металл) до ns²np⁶ (благородный газ). Для первого периода - от 1s¹ (водород) ) до 1s² (гелий). Первый, второй и третий периоды называются малыми (или короткими), остальные - большими (или длинными). Физический смысл номера периода - число энергетических уровней в атоме химического элемента. Например, у атомов элементов, расположенных в 4 периоде, электронная оболочка состоит из 4 энергетических уровней.

Группа - вертикальный ряд элементов, имеющих схожее электронное строение и проявляющих поэтому схожие свойства. Как правило, номер группы показывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химической связи.

2. Периодичность свойств атомов химических элементов. Факторы определяющие характер изменения химических свойств элементов. "Конфигурация" и "структура" электронных оболочек атома, их изменение в периодах и группах. Радиусы атомов и ионов. Соотношение их величин. Эффективные (ковалентные, ионные, металлические) и орбитальные радиусы. Изменение радиусов атомов и ионов по периодам и группам.

Энергия ионизации (ионизационный потенциал) и сродство к электрону. Факторы, определяющие их величины: радиус атома, конфигурация внешней электронной оболочки, эффективный заряд ядра атома. Закономерности изменения энергии ионизации и сродства к электрону в периодах и группах.

Понятие об электроотрицательности. Изменение электроотрицательности атомов в периодах и группах. Влияние различия величины электроотрицательности атомов на характер химической связи между ними. Изменение химических свойств элементов в группах и периодах в зависимости от структуры электронных оболочек, а также радиусов атомов.

Важнейшими факторами, определяющими химические свойства атомов химических элементов являются конфигурация и строение их электронных оболочек. Последовательное увеличение заряда ядер атомов приводит к периодическому изменению электронной конфигурации их внешней электронной оболочки от ns¹ до ns²np⁶. Следствием этого является периодическое изменение таких характеристик атомов, как ковалентный, ионный и металлический радиус, ионизационный потенциал (энергия ионизации), сродство к электрону, степень окисления, атомный объем и др.

Строго говоря, любой атом имеет бесконечный размер, поскольку существует отличная от нуля вероятность обнаружить его электроны на сколь угодно большом расстоянии от ядра. Однако на кривой радиального распределения электронной плотности для любой орбитали имеется главный максимум. Исходя из этого было введено понятие орбитального радиуса атома. Он равен теоретически рассчитанному расстоянию до главного максимума на кривой радиального распределения для внешней орбитали.

Говоря о размерах атома, чаще всего подразумевают его эффективный (т.е. проявляющийся в действии, в каком либо эксперименте) радиус. Экспериментально методами элекронографии или рентгенографии легко определить межъядерные расстояния в молекулах, ионных и металлических кристаллах. На основании этих экспериментальных данных рассчитываются соответственно ковалентные, ионные и металлические радиусы атомов.

Величина эффективного радиуса атома зависит от множества факторов: структуры вещества, характера химической связи, степени окисления элемента и др. Понятию атомный радиус в большей степени соответствуют ковалентные и металлические радиусы атомов, тогда как величина ионного радиуса сильно зависит от принятой методики его расчета из экспериментальных данных и поэтому у разных авторов может сильно различаться.

Закономерность изменения величин атомных радиусов атомов химических элементов имеет периодический характер. В периодах по мере увеличения заряда ядра (роста атомного номера) радиус атомов уменьшается. Например, у восьми элементов 3-го периода (только s- и р-элементы) радиус уменьшается с 190 пм (у натрия) до 99 пм (у хлора), т.е. почти в 2 раза, а у десяти d-элементов 4-го периода радиус уменьшается с 164 пм (у скандия) до 153 пм (у цинка), т.е. всего на 7%.

В группах с ростом заряда ядра радиус атомов увеличиваются, при этом в группах А (s- и p-элементы) такое увеличение происходит в большей степень, чем в группах В (d- и f-элементы).

d-Элементы 5-го и 6-го периодов, расположенные в одной группе, имеют практически одинаковые атомные радиусы. Например, у циркония и гафния радиусы равны соответственно равны 160 пм и 150 пм, у молибдена и вольфрама - соответственно 139 пм и 141 пм. Причина такой близости радиусов заключается в том, что в 6-ом периоде появляются 14 f-элементов в атомах которых заполняется третий снаружи (предпредвнешний) энергетический подуровень. При этом заряд ядра атомов увеличивается значительно, а их радиус меняется очень незначительно. Этот эффект получил в литературе название лантанидного сжатия.

Энергия ионизации - минимальная энергия, необходимая для отрыва электрона от атома Э:

Э + Е_иониз. > Э⁺ + е.

Наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит отрыв электрона от нейтрального атома, называется первым потенциалом ионизации (I₁). Аналогичная величина, необходимая для отрыва электрона от однозарядного положительного иона, называется вторым потенциалом ионизации (I₂) и т.д. Величина энергии ионизации атома (и его ионизационных потенциалов) зависит от многих факторов: заряда ядра, радиуса атома, конфигурации электронной оболочки атома.

Сродство к электрону - энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому Э в процессе:

Э + е > Э- + Е_ср.

Для атомов, у которых в результате присоединения электрона образуется устойчивая структура, величина сродства к электрону положительна (например, атомы галогенов). Если в результате присоединения электрона к атому образуется неустойчивая система, то величина сродства к электрону для такого атома имеет отрицательное значение (например, у атомов металлов).

Электроотрицательность - условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе валентные электроны. Величина электроотрицательности определяется исходя из некоторых характеристик атома (в простейшем случае - потенциала ионизации и сродства к электрону). Существуют различные шкалы, в которых электроотрицательность элементов может несколько различаться (электроотрицательность по Полингу, по Малликену, по Оллреду-Рохову и др). В большинстве шкал наиболее электроотрицательным элементом является фтор, а наименее электроотрицательным - франций.

С ростом атомного номера в периоде электроотрицательность растет, а в группе, как правило, - уменьшается. Например, электроотрицательность кислорода выше, чем у углерода, поскольку они расположены в одном периоде, но кислород расположен правее углерода. Электроотрицательность бария ниже, чем магния, поскольку по группе сверху вниз она, как правило, падает.

Если два атома имеют одинаковую электроотрицательность, то между ними образуется ковалентная неполярная химическая связь. Если электроотрицательность атомов различается не очень сильно (разница величин электроотрицатльности не превышает 1,5), то между атомами образуется ковалентная полярная связь. Причем общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому в результате чего он приобретает частичный отрицательный заряд. Соответственно, второй атом приобретает частичный положительный заряд.

IV. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

1. Природа и типы химической связи. Химическая связь. Электростатическая природа химической связи. Основное условие образования. Типы химической связи: ковалентная, ионная, металлическая. Количественные характеристики химической связи: длина, энергия.

Химическая связь - это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в более сложные системы (молекулы, радикалы, кристаллы и т.д.).

Причиной образования химической связи является стремление атомов путем взаимодействия с другими атомами достигнуть более устойчивого состояния, т.е. состояния с минимально возможным запасом энергии. Следовательно, основным условием образования химической связи является понижение полной энергии Е многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных атомов, т.е.:

Е_АВ < Е_А + Е_В

в случае образования молекулы АВ из атомов А и В.

Таким образом, образование любой химической связи всегда сопровождается выделением энергии.

Природа химической связи - электростатическая, т.е. представляет собой различные виды взаимодействий между положительно заряженными ядрами и отрицательно заряженными электронами.

Главную роль при образовании химической связи между атомами играют их валентные электроны, т.е. те электроны, которые обычно находятся на внешнем энергетическом уровне и наименее прочно связаны с ядром атома. У атома на внешнем энергетическом уровне может содержаться от одного до восьми электронов. Завершенными, а поэтому и самыми устойчивыми, являются внешние электронные оболочки атомов благородных газов: у гелия там находится два электрона (1s²) и у остальных - по восемь электронов (ns²np⁶, где n - номер периода).

У атомов остальных элементов внешние энергетические уровни являются незавершенными, и поэтому в процессе химического взаимодействия атомы стремятся их завершить, т.е. приобрести электронное строение атома ближайшего благородного газа. Достигнуть такого электронного состояния атомы могут только за счет образования химической связи.

В зависимости от способа образования устойчивых электронных структур различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. Основными параметрами химической связи являются ее длина и прочность.

Мерой прочности связи является та энергия, которую необходимо затратить на разрыв этой связи. Эту характеристику называют энергией связи. В случае веществ с двухатомными молекулами ее величину рассчитывают на один моль вещества. Так, у молекулы водорода Н₂ энергия связи Н-Н равна 435 кДж/моль, у молекулы фтора F₂ - 159 кДж/моль. Чем меньше энергия связи, тем менее прочной является ковалентная связь, тем больше реакционная способность вещества.

Еще одной характеристикой связи является длина связи - расстояние между ядрами химически связанных атомов. С увеличением радиусов атомов длина связи между ними увеличивается, а прочность - уменьшается. Ковалентная связь Н--Н более прочная, чем связь F--F, т.к. ее длина равна 0,074 нм, а связи F--F - 0,142 нм.

Увеличение кратности связи приводит к уменьшению межъядерного расстояния и упрочнению связи между атомами.

2. Ковалентная химическая связь. Квантово-механическая трактовка механизма образования связи между двумя атомами водорода. Основные положения метода валентных связей (МВС). Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Валентность.

Ковалентная связь - химическая связь между атомами, осуществляемая за счет общих электронных пар.

Ковалентная связь - наиболее универсальный тип химической связи. Образование молекулы водорода Н₂ из отдельных атомов - один из наиболее простых примеров возникновения ковалентной связи. Изолированные атомы, имеющие электроны с противоположно направленными спинами, при сближении притягиваются друг к другу, в результате чего их электронные облака (атомные орбитали - АО) перекрываются с образованием общего молекулярного облака (молекулярной орбитали - МО), максимальная электронная плотность которого расположена в межъядерном пространстве. Ядра атомов стягиваются к этой области повышенной электронной плотности до тех пор, пока не наступит равновесие между силами притяжения и межъядерного отталкивания. При этом понижается потенциальная энергия системы. Минимальное значение этой энергии соответствует энергии связи в молекуле Н₂ и минимально возможному расстоянию между ядрами, когда силы отталкивания уравновешены силами притяжения (длине связи). Если спины электронов параллельны, потенциальная энергия системы из двух атомов непрерывно возрастает при их сближении и, следовательно, химическая связь не образуется.

Точный квантовомеханический расчет многоэлектронных систем практически невозможен. Поэтому на практике используются приближенные расчетные методы. Наиболее широко известны два метода - метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

Основу МВС составляют следующие положения:

1) ковалентная связь образуется двумя атомами за счет двух электронов с антипараллельными спинами, т.е. химическая связь локализована между двумя атомами;

2) связь образуется в том направлении, в котором возможность перекрывания электронных облаков наибольшая;

3) ковалентная связь тем прочнее, чем более полно перекрываются электронные облака.