Свойства веществ и их химический анализ

Размещено на http://www.allbest.ru/

4

Свойства веществ и его химический анализ

Содержание

1. Атомно-молекулярное учение. Атом. Молекула. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Относительная атомная и молекулярная масса. Моль

2. Основные стехеометрические законы химии. Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Закон эквивалентов

3. Закон Авагадро, следствия из закона. Молярный объем

4. Современные представления о строении атома. Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме

5. Правила распределения электронов в атоме. Принцип Паули. Правило Гунда. Энергетические правила Кличковского

6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Менделеева в строении атома. Физический смысл периодического закона. Структура периодической системы. Период, группа, подгруппа

7. Связь свойств элементов с их положением в периодической системе. Периодически имеющиеся свойства элементов: радиуса атома, энергиионизации, сродства к электрону и электроотрицательности.

8. Химическая связь. Основные характеристики химической связи: энергия, длинна связи, валентные углы

9. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, виды ковалентной связи

10. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и геометрии молекул

11. Ионная связь. Свойства ионной связи: ненасыщаемость, ненаправленность. Свойства веществ с ионным типом связи

12. Металлическая связь. Общие свойства металла

13. Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса.

14. Водородная связь. Природа водородной связи. Влияние водородной связи на свойства веществ

15. Энергетика химических процессов. Внутренняя энергия системы.Понятие об эптальпии. Закон Гесса. Следствие из закона Гесса

16. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на изменение скорости реакции.

17. Катализ. Катализатор. Виды катализа:гомогенный, гетерогенный, автокатализатор. Механизм каталических реакций.

18. Химическое равновесие. Принцип Ле-шателье. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия

19. Дисперсные системы. Виды дисп. Систем

20. Растворение как физико-химический процесс. Растворы. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная концентрация, нормальность, титр

21. Окислительно-восстановительные реакции. Типы окисл.-восст.реакций - Составление уравнений овр: метод электронного баланса, ионно-электронный метод

22. Электролиз растворов и расплавов электролитов. Электродные правила

23. Предмет и задачи аналитической химии. Методы количественного анализа:химические, физико-химические, физические

24. Основные положения теории электролитической диссоциации. Количественные характеристики процесса диссоциации:константа и степень ионизации.Закон разбавления В.Оствальда

25. Основные положения теории сильных электролитов. Ионная сила раствора. Активность и коэффициент активности

26. Диссоциация воды. Ионное произведение воды рН и рОН растворов.

27. Буферные растворы: их состав, свойства, механизм действия. Буферная емкость

28. Растворение труднорастворимых соединений. Произведение растворимости. Солевой эффект.

29. Гидролиз солей. Типы гидролиза. Количественные характеристики процесса: константа и степень гидролиза

30. Окислительно-восстановительные потенциалы и направленность окислительно-восстановительных реакций. Важнейшие окислители и восстановители, используемые в анализе

31. Комплексные соединения. Координационная теория А.Вагнера. классификация и номенклатура комплексных соединений

32. Комплексообразование в аналитической химии. Диссоциация комплексных ионов. Константа нестойкости

33. Гравиметрический анализ. Сущность и методы титриметрическогь анализа. Исходные и рабочие титрованные растворы

34. Титриметрический анализ. Сущность и методы. Исходные и рабочие титрированые растворы

35. Сущность кислотно-основного титрования. Различные случаи титрования. Индикаторы. Теория индикаторов

36. Сущность и классификация методов редоксиметрии. Окислительно-восстановительные потенциалы

37. Пермангонатометрия. Титрование пергаментом в кислой, нейтральной и щелочной среде

38. Йодометрия. Йод как окислитель и йодид-ион как восстановитель

39. Методы осаждения. Сущность и теоретические основы методов осаждения. Классификация методов осаждения

40. Комплексонометрия. Комплексоны и их применение в количественном анализе. Сущность комплексометрического титрования с помощью трилона Б и ЭДТА. Методика определения общей жесткости воды

41. Физико-химические методы анализа. Оптические методы

42. Электрохимические методы. Кондуктометрия. Кондуктометрическое титрование. Потенциометрия. Методы потенциометрического титрования

43. Фотоэлектроколориметрия: сущность метода. Закон Бугера-Ламберта-Бера

44. Сущность хроматографического анализа

периодическая система элемент атом молекула

1. Атомно-молекулярное учение. Атом. Молекула. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Относительная атомная и молекулярная масса. Моль

Атомно-молекулярное учение развил и впервые применил в химии великий русский ученый М.В.Ломоносов. Основные положения этого учения изложены в работе "Элементы математической химии" (1741) и ряде других. Сущность учения Ломоносова можно свести к следующим положениям.

1. Все вещества состоят из "корпускул" (так Ломоносов называл молекулы).

2. Молекулы состоят из "элементов" (так Ломоносов называл атомы).

3. Частицы - молекулы и атомы - находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц.

4. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ - из различных атомов.

Молекула - это наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением.

Атом - наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Химические свойства элемента определяются строением его атома. Отсюда следует определение атома, соответствующее современным представлениям:

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

Химический элемент - это определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Известно 107 элементов. В настоящее время продолжаются работы по искусственному получению химических элементов с более высокими порядковыми номерами. Все элементы обычно делят на металлы и неметаллы. Важной характеристикой элементов является их распространенность в земной коре, т.е. в верхней твердой оболочке Земли, толщина которой принята условно равной 16 км.

Простые вещества - вещества, состоящие из атомов одногохимического элемента (из гомоядерных молекул), в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Примеры простых веществ: молекулярные (O₂, O₃, H₂, Cl₂) и атомарные (He,Ar) газы; различные формы углерода, иод (I₂), металлы (не в виде сплавов).

Сложные вещества часто называют химическими соединениями, например оксид ртути(II) HgO (получается путем соединения атомов простых веществ - ртути Hg и кислорода O₂), бромид натрия (получается путем соединения атомов простых веществ - натрия Na и брома Br₂).

Относительной атомной массой химического элемента называется величина, показывающая во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома углерода. Она обозначается буквой А_r. Относительные атомные массы указаны в периодической таблице. Атомные массы округляем до целых величин, исключая атом хлора- А_r(Cl)=35,5.

Относительной молекулярной массой вещества называется величина, показвающая во сколько раз масса молекулы больше 1/12 массы атома углерода. Она обозначается М_r. Моль-это количество вещества, содержащее столько структурных единиц(атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г углерода. Зная массу атома углерода 1,993·10^-26 кг можно вычислить число атомов в 0,012 кг углерода: N_A=0,012/1,993·10^-26=6,02·10²³

2. Основные стехеометрические законы химии. Закон сохранения массы и энергии. Закон постоянства состава. Закон эквивалентов

Стехиометрия - раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. На основании стехиометрических законов проводят расчеты количества веществ, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате ее протекания, устанавливаются химические формулы на основе данных химического анализа.

Закон сохранения массы: согласно которому масса физической системысохраняется при всех природных и искусственных процессах. В исторической, метафизической форме, согласно которой вещество несотворимо и неуничтожимо, закон известен с древнейших времён. Позднее появилась количественная формулировка, согласно которой мерой количества вещества является вес (позднее -- масса). С точки зрения классической механики и химии, сохраняются общая масса закрытой физической системы, равная сумме масс компонентов этой системы (то есть масса считается аддитивной). Этот закон с большой точностью верен в области применимости ньютоновской механики и химии, так как релятивистские поправки в этих случаях пренебрежимо малы.

В современной физике концепция и свойства массы существенно пересмотрены. Масса более не является мерой количества вещества, а закон сохранения массы тесно связан сзаконом сохранения внутренней энергии системы. В отличие от классической модели, сохраняется масса только изолированной физической системы, то есть при отсутствии энергообмена с внешней средой. Не сохраняется сумма масс компонентов системы (масса неаддитивна). Например, при радиоактивном распаде в изолированной системе состоявшей из вещества и радиации, совокупная масса вещества уменьшается, но масса системы сохраняется, несмотря на то что масса радиации может быть нулевая.

Закон постоянства состава: любое определенное химически чистое соединение независимо от способа его получения состоит из одних и тех же химических элементов, причем отношения их масс постоянны, аотносительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это один из основных законов химии. Закон постоянства состава не выполняется для бертоллидов (соединений переменного состава). Однако условно для простоты состав многих бертоллидов записывают как постоянный. Например, состав оксида железа(II) записывают в виде FeO (вместо более точной формулы Fe_1-xO).

Закон эквивалентов: один из законов химии, согласно которому отношения масс вступающих в химическое взаимодействие веществ равны или кратны их эквивалентам химическим (См.Эквивалент химический). В конце 18 в. И. Рихтер дал частную формулировку закона для нейтрализации кислоты основанием, а в более общей форме закон сформулировал английский химик У. Волластон в 1807.

3. Закон Авагадро, следствия из закона. Молярный объем

Закон Авагадро - один из основных законов идеальных газов: в равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул. Число молекул в одном моле называют постоянной Авогадро или числом Авогадро. Был открыт А. Авогадро в 1811.

Согласно закону Авогадро, 1 моль любого идеального газа при нормальных условиях занимает одинаковый объем. При давлении р =101,325 кПа и температуре Т = 273,15 К этот объем равен 22,41383 м³. Следовательно, моль любого вещества содержит одно и то же число молекул, равное числу Авогадро 6,022045(31)^.10²³ моль^-1.

Из закона Авогадро следует, что при одних и тех же давлении и температуре плотности двух идеальных газов прямо пропорциональны, а удельные объемы обратно пропорциональны их молекулярным массам.

На основе закона Авогадро в дальнейшем стало развиваться атомно-молекулярное учение, которое является следствием кинетической теории газов. Закон Авогадро широко применяется в химии только с 1860 г., но имел громадное значение для ее развития, так как давал возможность определять вес тел, способных переходить в газообразное или парообразное состояние. Я. Вант-Гофф, один из основоположников физической химии, распространил законы идеальных газов на разбавленные растворы, считая, что растворенные вещества распространяются по объему растворителя подобно газу в сосуде, и при помощи закона Авогадро разработал метод определения молекулярной массы растворенных веществ. Закон Авогадро позволил установить истинные атомные массы ряда элементов. Используется при расчетах по химическим формулам и уравнениям химических реакций, для определения относительных молекулярных масс газов, для определения числа молекул в моле любого вещества.

Молярный объем -- объём одного моля вещества, величина, получающаяся от деления молярной массы на плотность. Характеризует плотность упаковки молекул.

Значение N_A = 6,022…Ч10²³ называется числом Авогадро в честь итальянского химика Амедео Авогадро. Это универсальная постоянная для мельчайших частиц любого вещества.

Именно такое количество молекул содержит 1 моль кислорода О₂, такое же количество атомов в 1 моле железа (Fe), молекул в1 моле воды H₂O и т. д. Согласно закону Авогадро, 1 моль идеального газа при нормальных условиях имеет один и тот же объёмV_m = 22,413 996(39) л^[1]. При нормальных условиях большинство газов близки к идеальным, поэтому вся справочная информация о молярном объёме химических элементов относится к их конденсированным фазам, если не оговорено обратное.

4. Современные представления о строении атома. Квантовые числа как характеристики состояния электрона в атоме

Подтверждённая экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего свойствами не только частицы, но и волны, побудила учёных к созданию новой теории строения атома, учитывающей оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику. Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определённую массу покоя), а с другой -- его движение напоминает волну и может быть описано определённой амплитудой, длиной волны, частотой и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определённой траектории движения электрона -- можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.

Cледовательно, под электронной орбитой следует понимать не определённую линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами, электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определённом расстоянии от ядра. В связи с этим электрон представляют не в виде материальной точки, а как бы "размазанным" по всему объёму атома в виде так называемого электронного облака, имеющего области сгущения и разрежения электрического заряда.

По современным представлениям состояние элетрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n характеризует величину энергии электрона и может принимать только положительные целочисленные значения: 1, 2, 3 и т. д. С увеличением главного квантового числа энергия электрона возрастает. Состояние электрона, отвечающее определённому значению главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Помимо энергии электрона главное квантовое число определяет размеры электронного облака: чем выше значение главного квантового числа, тем больше электронное облако. Электроны, характеризующиеся одним и тем же квантовым числом, имеют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Поэтому говорят о существовании в атоме электронных слоёв. Электронные слои обозначают большими буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, причём K-слой является первым от ядра атома, ему соответствует главное квантовое число n = 1, L-слой -- вторым, M-слой -- третьим и т. д. Электроны, образующие данный слой, могут обладать несколько отличающейся друг от друга энергией и иметь орбитали различных форм.

Ориентацию орбиталей в пространстве определяет третье квантовое число, называемое магнитным квантовым числом и обозначаемое m. При данном орбитальном квантовом числе l магнитное квантовое число m может принимать любые целочисленные значения от -l до +l, в том числе нулевое значение. Оно определяет число орбиталей в одном и том же электронном слое: одна s-орбиталь (m = 0), три p-орбитали (m равно -1, 0, +1), пять d-орбиталей (m равно -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). Орбитали с различными магнитными квантовыми числами, но с одинаковым главным и орбитальным квантовыми числами характеризуются одной и той же энергией. Магнитное квантовое число есть вектор, следовательно, ему соответствует не только определённое числовое значение, но и определённое направление, что выражается в знаках "+" и "-".

Четвёртое квантовое число, называемое спином и обозначаемое ms, раньше связывали с вращением электрона вокруг своей оси, но теперь ему не придают какого-либо наглядного образа и считают чисто квантовомеханической величиной. Спин электрона может иметь два значения: +1/2 и -1/2.

Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, ...). Под главным квантовым числом, равным ?, подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома). Кроме того, оказывается, что в пределах определенных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Электрон, обладая свойствами частицы и волны, с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в s-, р-, d-, f-, g-состояниях различна.

5. Правила распределения электронов в атоме. Принцип Паули. Правило Гунда. Энергетические правила Кличковского

Электронная структура атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО). Квантовую ячейку обозначают в виде прямоугольника, кружка или линейки, а электроны в этих ячейках обозначают стрелками. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами, или. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами (правило Хунда).

В1925 г. швейцарский физик В.Паули установил правило, названное впоследствии принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так: В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Хотя бы одно из квантовых чисел n, l, ml и ms, должно обязательно различаться проекцией спина. Поэтому в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми n, l и ml: один с ms = +1/2 другой c ms = -1/2 . Напротив, если проекции спина двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел n, l или ml.

При любом заданном значении n электроны прежде всего отличаются побочным квантовым числом l, принимающим значения от 0 до n 1. При заданных n и l может быть (2l + 1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа ml. Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям n, l и ml соответствуют два разных значения проекции спина ms. Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом n выражается суммой

Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором -- 8, на третьем -- 18 и т.д.

Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: модуль суммарного значения спинового квантового числа электронов данного подслоя должен быть максимальным. Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю. Правило Клечковского - эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах. Правило гласит: Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного иорбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Менделеева в строении атома. Физический смысл периодического закона. Структура периодической системы. Период, группа, подгруппа

Основной закон химии - Периодический закон был открыт в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно. В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы и химические свойства элементов.

Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.

Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Группы. В таблице семь горизонтальных рядов элементов, которые называются периодами, а также восемнадцать вертикальных столбцов -- групп. Таким образом, каждый химический элемент имеет свой атомный (порядковый) номер, находится в определенном периоде и определенной группе.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре типа (семейства) элементов:

1. s-элементы - последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;

2. p-элементы - p-подуровень внешнего энергетического уровня;

3. d-элементы - d-подуровень предпоследнего энергетического уровня;

4. f-элементы - f-подуровень третьего снаружи уровня.

Период -- строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки.

Периодическая система имеет семь периодов. Первый период, содержащий 2 элемента, а также второй и третий, насчитывающие по 8 элементов, называются малыми. Остальные периоды, имеющие 18 и более элементов -- большими. Седьмой период не завершён. Номер периода, к которому относится химический элемент, определяется числом его электронных оболочек (энергетических уровней).

Каждый период (за исключением первого) начинается типичным металлом (Li, Nа, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn), которому предшествует типичный неметалл.

В первом периоде, кроме гелия, имеется только один элемент -- водород, сочетающий свойства, типичные как для металлов, так и (в большей степени) для неметаллов. У этих элементов заполняется электронами 1s-подоболочка.

У элементов второго и третьего периода происходит последовательное заполнение s- и р-подоболочек. Для элементов малых периодов характерно достаточно быстрое увеличение электроотрицательности с увеличением зарядов ядер, ослабление металлических свойств и усиление неметаллических.

Четвёртый и пятый периоды содержат декады переходных d-элементов (от скандия до цинка и от иттрия до кадмия), у которых после заполнения электронами внешней s-подоболочки заполняется, согласно правилу Клечковского, d-подоболочка предыдущего энергетического уровня.

Группа периодической системы химических элементов -- последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. Номер группы определяется количеством электронов на внешней оболочке атома (валентных электронов) и, как правило, соответствует высшей валентности атома.

В короткопериодном варианте периодической системы группы подразделяются на подгруппы (А), начинающиеся с элементов первого и второго периодов, и побочные (В), содержащие d-элементы. Подгруппы также имеют названия по элементу с наименьшим зарядом ядра (как правило, по элементу второго периода для главных подгрупп и элементу четвёртого периода для побочных подгрупп). Элементы одной подгруппы обладают сходными химическими свойствами.

С возрастанием заряда ядра у элементов одной группы из-за увеличения числа электронных оболочек увеличиваются атомные радиусы, вследствие чего происходит снижение электроотрицательности, усиление металлических и ослабление неметаллических свойств элементов, усиление восстановительных, ослабление окислительных свойств образуемых ими веществ.

7. Связь свойств элементов с их положением в периодической системе. Периодически имеющиеся свойства элементов: радиуса атома, энергиионизации, сродства к электрону и электроотрицательности

Д. И. Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон. Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, Менделеев разбил на периоды, внутри которых свойства элементов изменяются последовательно, разместив периоды так, чтобы выделить сходные элементы.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом. В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом.

В свете учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атома, то есть положение элементов в периодической системе обусловлено строением их атомов. В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1. s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ -- s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р¹ -- p⁶)- Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

3. d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 -- d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f¹ --f¹⁴), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах. Таким образом, число элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом -- два, на втором -- восемь, на третьем -- восемнадцать, а на четвертом -- тридцать два электрона. Деление групп на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и p-элементы, а побочную подгруппу -- d-элементы. В каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые - валентные электроны.

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы.

Свойства элементов, зависящие от строения электронной оболочки атома, изменяются по периодам и группам периодической системы. Поскольку в ряду элементов-аналогов электронные структуры лишь сходны, но не тождественны, то при переходе от одного элемента в группе к другому для них наблюдается не простое повторение свойств, а их более или менее отчетливо выраженное закономерное изменение.

Химическая природа элемента обусловлена способностью его атома терять или приобретать электроны. Эта способность количественно оценивается величинами энергий ионизации и сродства к электрону.

Энергией ионизации ( Eи ) называется минимальное количество энергии, необходимое для отрыва и полного удаления электрона из атома в газовой фазе при T = 0 K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии с превращением атома в положительно заряженный ион:

Э + Eи = Э+ + e-

Энергия ионизации является положительной величиной и имеет наименьшие значения у атомов щелочных металлов и наибольшие у атомов благородных (инертных) газов.

Сродством к электрону ( Ee ) называется энергия, выделяемая или поглощаемая при присоединении электрона атому в газовой фазе при T = 0

K с превращением атома в отрицательно заряженный ион без передачи частице кинетической энергии: Э + e- = Э- + Ee. Максимальным сродством к электрону обладают галогены, особенно фтор (Ee = -328 кДж/моль). Способность связанного атома смещать к себе электроны химических связей, повышая около себя электронную плотность называется электроотрицательностью. Это понятие в науку введено Л.Полингом. Электроотрицательность обозначается символом ч и характеризует стремление данного атома к присоединению электронов при образовании им химической связи. Для количественной оценки ч предложено несколько различных методов.

По Р.Маликену электротрицательность атома оценивается полусуммой энергий ионизации и сродства к электрону свободных атом ч = (Ee + Eи)/2. В периодах наблюдается общая тенденция роста энергии ионизации и электроотрицательности с ростом заряда ядра атома, в группах эти величины с увеличением порядкового номера элемента убывают.

Атомные и ионные радиусы. Размеры атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Согласно квантово-механическим представления электронная оболочка не имеет строго определенных границ. Поэтому за радиус свободного атома или иона можно принять теоретически рассчитанное расстояние от ядра до положения главного максимума плотности внешних электронных облаков. Это расстояние называется орбитальным радиусом. На практике обычно используют значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединениях, вычисленные исходя из экспериментальных данных. При этом различают ковалентные и металлические радиусы атомов.

Зависимость атомных и ионных радиусов от заряда ядра атома элемента и носит периодический характер. В периодах по мере увеличения атомного номера радиусы имеют тенденцию к уменьшению. Наибольшее уменьшение характерно для элементов малых периодов, поскольку у них заполняется внешний электронный уровень. В больших периодах в семействах d- и f- элементов это изменение менее резкое, так как у них заполнение электронов происходит в предвнешнем слое. В подгруппах радиусы атомов и однотипных ионов в общем увеличиваются.

8. Химическая связь. Основные характеристики химической связи: энергия, длинна связи, валентные углы

Химическая связь - взаимное притяжение атомов, приводящее к образованию молекул и кристаллов. Принято говорить, что в молекуле или в кристалле между соседними атомами существуют Х. с. Валентность атома показывает число связей, образуемых данным атомом с соседними атомами Э.Франкленд в 1852 предложил концепцию, согласно которой каждый элемент образует соединения, связываясь с определённым числом эквивалентов др. элементов, при этом один эквивалент соответствует количеству, требуемому одной валентностью.

Энергия химической связи, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние. Для молекулы, содержащей две (или более) одинаковых связей, различают энергию каждой связи (энергию разрыва связи) и среднюю энергию связи, равную усредненной величине энергии разрыва этих связей. Различие между величинами энергий разрыва и средней энергией химической связи обусловлено тем, что при частичной диссоциации молекулы (разрыве одной связи) изменяется электронная конфигурация и взаимное расположение оставшихся в молекуле атомов, в результате чего изменяется их энергия взаимодействия. Величина энергии химической связи зависит от начальной энергии молекулы, об этом факте иногда говорят как о зависимости энергии химической связи от температуры. Энергия химической связи -- важная характеристика, определяющая реакционную способность вещества и использующаяся при термодинамических и кинетических расчетах реакций химических. Энергия химической связи может быть косвенно определена по данным калориметрических измерений, расчетным способом (см. Квантовая химия), а также с помощью масс-спектроскопии испектрального анализа.

Длина химической связи -- расстояние между ядрами химически связанных атомов. Длина химической связи -- важная физическая величина, определяющая геометрические размеры химической связи, её протяжённость в пространстве. Для определения длины химической связи используют различные методы. Газовую электронографию, микроволновуюспектроскопию, спектры комбинационного рассеяния и ИК спектры высокого разрешения применяют для оценки длины химических связей изолированных молекул в паровой (газовой) фазе.Межъядерные расстояния в кристаллах определяют с помощью рентгеноструктурного анализа, нейтронографии иэлектронографии.

Считается, что длина химической связи является аддитивной величиной, определяемой суммой ковалентных радиусов атомов, составляющих химическую связь. Л.Полинг в своей книге привёл значения ковалентных радиусов большого числа элементов. Однако, длина химической связи (d_AB) между электроотрицательным и электроположительным атомами несколько короче, чем длина, полученная сложением ковалентных радиусов элементов (r_A и r_B), составляющих молекулу. Поправка на отклонение от принципа аддитивности ковалентных радиусов учитывается уравнением Шомакера-Стивенсона: d_AB = r_A + r_B -- 0,09 (ч_A -- ч_B) и составляет величину k = 0,09 Дч, где Дч -- разность значений электроотрицательностей атомов ч_A и ч_B.

Валентный угол - угол, образованный двумя направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание В. у. необходимо для определения геометрии молекул. В. у. зависят как от индивидуальных особенностей присоединённых атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Для простых молекул В. у., как и др. геом. параметры молекулы, можно рассчитать методами квантовой химии. Экспериментально их определяют из значений моментов инерции молекул, полученных путём анализа их вращат. спектров

9. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: насыщаемость, направленность, виды ковалентной связи

Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) -- химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называютсяобщей электронной парой.

Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской премииИрвингом Ленгмюром в 1919 году. Этот термин относился к химической связи, обусловленной совместным обладанием электронами, в отличие от металлической связи, в которой электроны были свободными, или от ионной связи, в которой один из атомов отдавал электрон и становился катионом, а другой атом принимал электрон и становился анионом.

Позднее (1927 год) Ф.Лондон и В.Гайтлер на примере молекулы водорода дали первое описание ковалентной связи с точки зрения квантовой механики. С учётом статистической интерпретации волновой функции М.Борна плотность вероятности нахождения связывающих электронов концентрируется в пространстве между ядрами молекулы. В теории отталкивания электронных паррассматриваются геометрические размеры этих пар. Так, для элементов каждого периода существует некоторый средний радиус электронной пары (Е):

0,6 для элементов вплоть до неона; 0,75 для элементов вплоть до аргона; 0,75 для элементов вплоть до криптона и 0,8 для элементов вплоть до ксенона.

НАСЫЩАЕМОСТЬ -- характерное свойство ковалентной связи. Она проявляется в способности атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Это связано с тем, что одна орбиталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Данное свойство определяет состав молекулярных химических соединений. Так, при взаимодействии атомов водорода образуется молекула Н₂, а не Н₃. С точки зрения МВС третий атом водорода не может присоединиться, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. Способность к образованию того или иного числа ковалентных связей у атомов различных элементов ограничивается получением максимального числа неспаренных валентных электронов. НАПРАВЛЕННОСТЬ -- свойство ковалентной связи, определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи заключается в том, что перекрывание электронных орбиталей возможно только при их определенной взаимной ориентации, обеспечивающей наибольшую электронную плотность в области их перекрывания. В этом случае образуется наиболее прочная химическая связь.

10. Гибридизация атомных орбиталей. Типы гибридизации и геометрии молекул

Гибридизация атомных орбиталей - способ описания перестройки орбиталей атома в молекуле по сравнению со своб. атомом. Являясь формальным мат. приемом, Г. а. о. позволяет отразить нарушение сферич. симметрии распределения электронной плотности атома при образовании хим. связи. Сущность Г. а. о. состоит в том, что электрон молекулы вблизи выделенного атомного ядра характеризуется не отдельной атомной орбиталью (АО), а линейной комбинацией атомных орбита-лей с разл. значениями азимутального и магнитного квантовых чисел. Такая линейная комбинация наз. гибридной (гибридизированной) орбиталью (ГО). Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкие по энергии занятые АО своб. атома. Напр., для атомов элементов второго периода периодич. системы типичная форма ГО -линейная комбинация 2s-орбитали и 2р-орбиталей

,,

с численными коэффициентами и ГО обладают более низкой симметрией, чем составляющие их АО. Так, распределение электронной плотности, отвечающее указанной ГО , смещено от атомного ядра в направлении вектора п с координатами ; вектор пявляется осью симметрии ГО (рис. 1). При изменении ориентации в пространстве осей координат коэффициенты линейной комбинации могут изменяться, однако остается постоянным отношение сумм квадратов коэффициентов для данного значения азимутального квантового числа. Это отношение определяет тип ГО.

Геометрия молекул. В 1957 г. канадский физикохимик Роналд Джеймс Гиллеспи создал простую, но красивую теорию, которая позволяет с хорошей точностью по структуре Льюиса предсказывать геометрическую форму молекул.Согласно этой теории, во многих простых молекулах химические связи расположены таким образом, что электронные пары, принадлежащие одному атому, максимально удалены друг от друга. Например, в молекуле ВеН₂ атом бериллия делит с атомами водорода две пары электронов. Одна пара максимально удалена от другой, когда угол между связями составляет 180°. Это означает, что молекула линейна.

Теория даёт возможность установить геометрическое строение молекул типа AX_nE_m, где к центральному атому А присоединены n атомов X и имеется также т неподелённых электронных пар (что обозначено символом Е_m). Общее число электронных пар m+n составляет от двух до восьми.

В оптимальной конфигурации ядер два заряда находятся на концах диаметра, три заряда образуют правильный треугольник, четыре -- тетраэдр, шесть -- октаэдр.

Если рассматривать молекулы с четырьмя электронными парами, находящимися в вершинах тетраэдра, то: в молекуле CF₄(тип АХ₄) все пары принадлежат химическим связям, поэтому атомы фтора также расположены в вершинах тетраэдра. В молекуле NF₃ (тип АХ₃Е) одна пара электронов азота не участвует в образовании связи, так что молекула имеет форму треугольной пирамиды. Наконец, молекула F₂O (тип АХ₂Е₂) с двумя неподеленными электронными парами имеет угловую форму.

11. Ионная связь. Свойства ионной связи: ненасыщаемость, ненаправленность. Свойства веществ с ионным типом связи

Ионная связь - связь, возникшая между атомами с резко выраженными противоположными свойствами (типичным металлом и типичным неметаллом), между которыми возникают силы электростатического притяжения, называется электровалентной, или ионной связью. Соединения, образовавшиеся путем притяжения ионов, называются гетерополярными, или ионными. (FrF - самое типичное ионное соединение, NaCl). Образование таких соединений получается из атомов, резко отличающихся по значению электроотрицательности, в результате перехода электронов от атомов одних элементов к другим. Ионные соединения возникают между элементами I и II групп с элементами главных подгрупп VI и VII групп. Типичные металлы имеют на внешнем энергетическом уровне не более 3-х электронов, которые они отдают, превращаясь в положительно заряженные катионы, а типичные неметаллы, имеющие 6-7 электронов на внешнем валентном уровне, принимают недостающие электроны, превращаясь в отрицательно заряженные катионы, т. е. электронные оболочки соединяющихся элементов превращаются в электронную оболочку (завершенный уровень) благородных газов. Вещества с ионной связью имеют кристаллическую решетку, твердые, являются электролитами, с высокими температурами кипения и плавления, при растворении в воде или плавлении проявляют свойства сильных электролитов. Ионная связь - производная ковалентной связи в результате односторонней поляризации общей электронной пары, переходящей во владение одного из соединяющихся атомов.

Одностороннюю поляризацию осуществляет атом хлора, обладающего ярко выраженными неметаллическими свойствами. Электроны переходят от атома натрия, имеющего типичные металлические свойства, к атому хлора. В результате к атому хлора смещается общее электронное облако. Ионная связь - высшая степень ковалентной неполярной связи. Ко-валентная полярная связь является промежуточной формой между ионной и ковалентной неполярной связью.

Природа образования ко-валентной и ионной связи едина, принципиальных отличий не существует. Различие состоит в степени поляризации. Ионной связи характерныненасыщаемость - каждый ион, взаимодействуя с противоположным во всех направлениях, не компенсирует силовые поля, иненаправленность - любой ион в любом направлении способен притягивать к себе ион противоположного заряда. В результате этих свойств ионные соединения представляют собой твердые тела с ионной кристаллической решеткой. 100 %-ной ионной связи не существует. Существует степень или доля ионности связи - в соединении СsF ионная связь имеет долю 89 %. Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь в отличие от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

Растворимость - свойство веществ с ионным видом, это - способность вещества образовывать с другим веществом (или веществами) гомогенные смеси с дисперсным распределением компонентов (см. Растворы). Обычно растворителем считают вещество, которое в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и образовавшийся раствор. Если до растворения оба вещества находились в одном и том же агрегатном состоянии, растворителем считается вещество, присутствующее в смеси в существенно большем кол-ве.

Растворимость определяется физическим и химическим сродством молекул растворителя и растворяемого вещества, соотношением энергий взаимодействием однородных и разнородных компонентов раствора. Как правило, хорошо растворимы друг в друге подобные по физ. и хим. свойствам вещества (эмпирич. правило "подобное растворяется в подобном"). В частности, вещества, состоящие из полярных молекул и вещества с ионным типом связи хорошо раств. в полярных растворителях (воде, этаноле, жидком аммиаке), а неполярные вещества хорошо раств. в неполярных растворителях (бензоле, сероуглероде).

Согласно теории, предложенной Дж. Гильдебрандом (1935), взаимная растворимость неэлектролитов возрастает с уменьшением разности их параметров растворимости d=(Е/V)^1/2, где Е-теплота испарения, V-полярный объем. Параметр растворимости - одно из осн. понятий, определяющих когезионные свойства веществ в конденсир. состояниях; важная технол. характеристика полимеров и растворителей, лакокрасочных материалов и т.п.

12. Металлическая связь. Общие свойства металла

Металлическая связь - разновидность гомополярной хим. связи, реализующаяся в металлах и сплавах. При сближении атомов и образовании кристаллов металлов и сплавов волновые ф-ции валентных электронов перекрываются. Поэтому представление о локализации внеш. электронов вблизи атома теряет смысл. Это соответствует классич. представлениям о наличии в металлах "газа" свободных электронов. Отрицательно заряженный электронный газ удерживает положительно заряженные ионы металла на определённых расстояниях друг от друга.

В действительности M. с. имеет более сложную природу, и методы её расчёта основаны на зонной теории твёрдого тела. В наиб, простом варианте характер M. с. определяется двумя факторами. С одной стороны, при сближении металлич. атомов волновые ф-ции электронов перекрываются и электрон имеет возможность перемещаться в более широкой области пространства (чем в изолированном атоме), где он имеет более низкую потенциальную энергию. С др. стороны, при "сжатии" электронного газа возрастает энергия Ферми ,ас ней ср. кинетич. энергия электронов Равновесная плотность электронов соответствует минимуму полной энергии. Расстояние между ионами, при к-ром это условие реализуется, можно считать атомным радиусом металла