Общая химия

ОБЩАЯ ХИМИЯ

 План лекций.

Основные понятия и законы химии

Атомная и молекулярная массы.

 Моль. Эквивалент. Валентность Основные классы и номенклатура неорганических веществ Классические и квантово-механические представления об устройстве атома Современная формулировка закона Порядковый номер элемента. Изотопы Структура периодической системы. Периоды. Группы 1. Возникновение и история развития химии Как всякая наука, химия изучает некоторую часть явлений окружающего мира. Химия играет значительную роль в научно-техническом прогрессе. Нет ни одной отрасли не связанной в той или иной мере с применением химии.

Химия – наука о свойствах вещества и его превращениях, она включает в себя законы и принципы, описывающие эти превращения, а так же представления и теории, позволяющие дать им объяснение. Химия изучает главным образом вещество, организованное в атомы, молекулы, ионы и радикалы. Такие вещества принято подразделять на простые и сложные (хим. соединения). Простые вещества образованы атомами одного хим. элемента и потому являются формой его существования в свободном состоянии, напр. Сера, железо, озон, алмаз. Сложные вещества образованы разными элементами и могут иметь состав постоянный (стехиометрические соединения или дальтониды) или меняющийся в некоторых пределах (нестехиометрические соединения или бертоллиды).

Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы, обозначаемые символом данного элемента (Ag, Fe, Mg).

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 118 элементов: 89 из них найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется законам, характерным для микросистем.

Ионы (от греч. ion – идущий), одноатомные или многоатомные частицы, несущие электрический заряд. Положительные ионы называют катионами (от греч. kation, буквально – идущий вниз), отрицательные – анионами (от греч. anion, буквально идущий вверх). В свободном состоянии существуют в газовой фазе (в плазме).

Валентность (от лат. valentia – сила), способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов или атомных групп с образованием химической связи. Количественной мерой валентности атома элемента Э служит число атомов водорода или кислорода (эти элементы принято считать соответственно одно- и двухвалентными), которые Э присоединяет, образуя гидрид ЭНх или оксид ЭnОm. Валентность элемента может быть определена и по другим атомам с известной валентностью. В рамках электронной теории химической связи валентность атома определяется числом его неспаренных электронов в основном или в возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

Химические реакции (от лат. re- – приставка, означающая обратное действие, и actio – действие), превращения одних веществ (исходных соединений) в другие (продукты реакции) при неизменяемости ядер атомов. Исходные вещества иногда называют реагентами, однако чаще (особенно в органической химии) термин "реагент" используют по отношению к одному, наиболее активному исходному соединению, определяющему направление химической реакции.

Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в которой сосредоточена основная масса атомов.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числомA = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре. Массовое число → А Э 63 Cu и 65 Cu; 35 Cl и 37 Cl Заряд → Z 29 29 17 17 ядра Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле. Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента. Cложные вещества- молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ,различающихся по строению и свойствам. Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа 12C - основного изотопа природного углерода. 1 а.е.м = 1/12• m (12C) = 1,66057 •27кг. Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12 C. Относительная молекулярная масса(Mr)- безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C. Mг = mг/ (1/12mа(12C)) Закон сохранения массы веществ (М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.) Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции. Закон постоянства состава Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г) Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения. Закон Авогадро ди Кваренья (1811 г.) В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул. (Закон справедлив только для газообразных веществ.) Следствия. 1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы. 2. При нормальных условиях (0°C = 273°К, 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л. Классы неорганических соединений Химические элементы являются «кирпичиками», из которых построены вещества. Эти элементы существуют в следующих формах: • Одиночные атомы (обычно при высоких температурах); • Простые вещества (состоят из атомов одного и того же элемента); • Сложные вещества (состоят из атомов разных элементов). Простые вещества делятся на металлы(цинк), полуметаллы(кремний), неметаллы(азот). Сложные вещества обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Они делятся на основные и кислотные Свойства основных оксидов. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой: ВаО + SiO2= ВаSiO3 ZnO+ H2S04= ZnS04+ Н2O СаО + H2O= Са(ОН)2.

Кислотные оксиды — оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления,которые могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов,например: 4Р + 5O2= 2Р2O5 2ZnS+ 3O2= 2ZnO+ 2SО2 Свойства кислотных оксидов. Большинство кислотных оксидов взаимодействует с водой с образованием кислот, например: SO3+ Н2O= Н2SO4 Амфотерные оксиды способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, например: Аl2О3+ 6НС1 = 2А1С13+ ЗН2O Аl2О3+ 2NaOH+ ЗН2O= 2Na[AI(OH)4] Основаниями или гидроксидами называются химические соединения, содержащие атомы металлов, связанные с гидроксильными группами (ОН) Гидроксиды металлов делят на две группы: растворимые в воде – щёлочи (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Получение оснований. Нерастворимые основания обычно получают реакцией обмена: CuSO4+ 2КОН = Сu(ОН)2+ К2SO4 Все нерастворимые в воде гидроксиды при нагревании разлагаются с образовавшем оксидов. Самой типичной реакцией гидроксидов является реакция нейтрализации с кислотами. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания: CsOH + НВг= CsBr + Н2O Zn(OH)2+ H2SO4= ZnSO4+ 2Н2О.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).

Классификация:

По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные...

Получение: 1. взаимодействием кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот): SO3+ H2O →H2SO4 P2O5+ 3H2O →2H3PO4 2.

Взаимодействием водорода с неметаллом: H2 ++ Cl2 →2HCl 3.

Реакциями обмена соли с кислотой: Ba(NO3)2+ H2SO4 → BaSO4↓+ +2HNO3 Соли- сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Они делятся: средние, кислые, основные,двойные, смешанные и комплексные Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH4+) Na2SO4 ↔2Na+ +SO4+2-CaCl2 ↔Ca2+ +2ClКислые. При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка. NaHCO3 ↔Na+ HCO3-↔Na+ H+ CO3- Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и анионы кислотного остатка Zn(OH)Cl ↔[Zn(OH)]+ + Cl-↔Zn 2+ + OH-+ ClДвойные. При диссоциации дают два катиона и один анион. KAl(SO4)2 ↔K + Al 3+ 2SO42- Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами: CaOCl2 ↔ Ca2++ Cl-+ OClКомплексные. Содержат сложные катионы или анионы. Na[Ag(CN)2] ↔Na++ [Ag(CN)2] Строение атома Для понимания свойств вещества, исходя из его атомно-молекулярного строения,необходимо знать законы, определяющие поведение отдельных атомов и молекул. Атомы и молекулы представляют собой различные сочетания тяжелых ядер с положительным зарядом и легких электронов с отрицательным зарядом. Законы, определяющие свойства атомов, как свойства электронно-ядерной материи являются предметом исследования теории, которую называют квантовой механикой. До создания теории, называемой квантовой механикой, имели место более упрощенные теории, которые усложнялись по мере накопления экспериментального материала. Модель атома Резерфорда 1. Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение. 2. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. 3. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре атома(масса электрона равна 1/1823 а.е.м.). 4. Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны. Их число равно заряду ядра. Поэтому атом в целом - электронейтрален. Ядро атомасостоит из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов в ядре атома элемента строго определено - равно порядковому номеру элемента в периодической системе - Z. Число нейтронов в ядре атомов одного и того же элемента может быть различным - A - Z (где А - относительная атомная масса элемента; Z - порядковый номер). Заряд ядраатома определяется числом протонов. Масса ядра определяется суммой протонов и нейтронов.

Н.Бор дополнил планетарную модель строения атома Э.Резерфорда двумя постулатами:

1. Электроны способны находиться в атоме только на некоторых разрешенных - стационарных орбитах. По этим орбитам электроны движутся, не испуская и не поглощая энергии.

2. Излучение или поглощение порции энергии происходит при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. Состояние каждого электрона в атоме описывают с помощью четырех квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое - вокруг собственной оси. Главное квантовое число(n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним. Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l -подуровнем. Магнитное квантовое число(m) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве. Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения. Порядок заполнения электронами энергетических уровней Запись распределения электронов в атомах по электронным уровням и подуровням называется электронной конфигурацией элемента, которая может быть записана как в основном, так и возбужденном состоянии атома.

Для определения конкретной электронной конфигурации элемента в основном состоянии существуют следующие три правила:

Правило 1. Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского). Электроны в основном состоянии заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие, по энергии, орбитали всегда заполняются первыми. 1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d< 4p< 5s< 4d< 5p< 6s< 5d ≈4f< 6p< 7s.

Правило 2. Принцип запрета Паули. На любой орбитали может находиться не более двух электронов, причем с противоположно направленными спинами (спин - особое свойство электрона, не имеющее аналогов в макромире, которое упрощенно можно представить, как вращение электрона вокруг собственной оси).

Правило 3. Правило Хунда. Электроны заполняют вырожденные (с одинаковой энергией) орбитали одиночными электронами с одинаково направленными спинами, лишь после этого идет заполнение вырожденных орбиталей вторым электроном, согласно правилу 2. Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома. Например, электронная конфигурация элемента водорода в основном состоянии записывается как 1s1 Периодический закон Менделеева Свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов. Исключений из закона в его современной формулировке нет. Была вскрыта причина периодичности: свойства химических элементов изменяются с возрастанием порядкового номера (заряда ядер) периодически потому, что периодически изменяется число электронов в наружном слое атома. Повторяемость сходных электронных структур приводит к повторяемости свойств элементов. Периодическая система элементов – графическое (табличное) выражение периодического закона. Периодическая система является фундаментом неорганической химии. Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. Период- горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов.

Ряды элементов, расположенные в порядке возрастания их порядковых номеров, начинающиеся щелочными металлами и заканчивающиеся инертными газами, называются периодами. Периоды слева пронумерованы арабскими цифрами. Всего 7 периодов (1,2,3 – малые, 4,5,6 – большие, 7 – незаконченный). Номер периода равен максимальному значению главного квантового числа и обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Каждый период содержит определённое число элементов. Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен. В периоде возрастает высшая валентность элементов в оксидах и убывает валентность элементов в водородных соединениях (у неметаллов). Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np 6). Свойства элементов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным, Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Номер группы равен максимальному числу электронов на внешнем слое. Номер группы элементов обозначают римскими цифрами и показывает высшую валентность элементов этой группы в соединениях с кислородом. Всего 8 групп. Различают главные и побочные подгруппы.Внизу под каждой группой подписаны общая формула высших оксидовэлементов (относится ко всем элементам данной группы) и общая формула летучих водородных соединений (сдвинута влево, так как водородные соединения образуют только неметаллы). Главные подгруппы (А) состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях. Побочные подгруппы (Б) состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n -2) f- подуровне). В побочных подгруппах свойства элементов изменяются слабо, так как их составляют только металлы. Элементы главных подгрупп имеют подобное электронное строение и, вследствие этого, схожие физические и химические свойства (IA, VIIA). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d-элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).