Институт нефти, газа, энергетики и безопасности

Институт нефти, газа, энергетики и безопасности

Кафедра неорганической химии

 

 

 

Неорганическая химия

 

Конспект лекций

 

 

СТРОЕНИЕ АТОМА

До конца 19 века считалось, что атомы являются неделимыми час-тицами, однако открытие катодных лучей, термоэлектронной эмиссии, фо-тоэффекта, явления радиоактивности, говорило о том, что атом частица сложная. В начале ХХ века появляются первые модели строения атома, которые были предложены Резерфордом, Бором, Зоммерфельдом, однако недостатком всех этих теорий было то, что их авторы пытались применить к микрообъектам законы классической механики, которым они не подчиняют-ся.

Было установлено что атом состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро имеет положительный заряд. Величина заряда определяется числом протонов. Каждый протон имеет единичный положительный заряд. Кроме протонов в состав ядра входят электронейтральные частицы - нейтроны. Их общее название - нуклоны.

Число нуклонов называется массовым числом атомов, его обозначают символом А:

А=Z+N

где Z- число протонов, а N- число нейтронов.

Массовое число приблизительно равно массе атома, так как масса электронов незначительна, и ею можно пренебречь. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует числу протонов в ядре (Z), т.е. он соответствует заряду ядра, следовательно разность между массовым числом (А) и его порядковым номером является числом нейтронов (N).

N=A-Z

Для одного и того же элемента атом всегда содержит определённое число протонов, а число нейтронов является различным. Значит один и тот же элемент может иметь разные массовые числа. Атомы, имеющие одинаковое число протонов (Z), но разное число нейтронов (N), называются изотопами.

Массовые числа элементов, указываемые в периодической таблице, яв-ляются средней арифметической величиной масс всех изотопов элементов и поэтому часто имеют дробные значения.

Ядро атома не участвует в химических реакциях. Химические свойства элементов определяются только числом электронов и строением их элект-ронной оболочки.

Современная теория строения атома базируется на законах квантовой механики, одним из важнейших положений которой является представле-ние о двойственной природе быстро движущихся микрообъектов, которые проявляют себя и как частицы, и как волны. Впервые дуализм свойств мик-рочастиц был установлен в 1905 году Энштейном для квантов света, в 1924 году Луи де Бройль распространил эти представления на все микрочастицы, в том числе и на электроны. Математическое выражение уравнения Луи де Бройль имеет вид:

υ = h / mv

Двойственная природа электрона приводит к тому, что его движение не может быть описано определенной траекторией, траектория размывается, возникает «полоса неопределенности» в которой находится электрон, чем точнее мы будем стараться определить его местонахождения, тем меньше узнаем о скорости его движения. Второй закон квантово-волновой теории формулируется следующим образом: Невозможно одновременно с любой заданной точностью определить координаты электрона и его скорость.

Одной из основных характеристик движущегося электрона является волновая функция Y (пси). Сама волновая функция физического смысла не имеет, а |Y| ² показывает вероятность нахождения электрона в данной точке пространства. Более точным является выражение |Y| ² dv -это веро-ятность нахождения электрона в элементарном объеме dv, она оценивается уравнением Шреденгера:

НY = ЕY,

где Н – оператор Гамельтона, указывающий на последовательность операций с Y.

Данное уравнение имеет несколько решений, т.е. Y квантуется, однако волновая функция должна удовлетворять ряду условий: она должна быть однозначной, конечной, непрерывной и нормируемой.

В качестве модели состояния электрона в атоме в квантовой механике принято представление об электронном облаке. Пространство вокруг ядра, пребывание электрона в котором составляет 80 % называется атомной орби-талью. Волновая функция, являющаяся решением уравнения Шреденгера есть атомная орбиталь.

Волновая функция Y всегда содержит безразмерные параметры, кото-рые могут принимать ряд целочисленных значений. Эти величины называ-ются квантовыми числами.

n - главное квантовое число, характеризует запас энергии на энергетическом уровне и размеры атомной орбитали. Изменяется от 1 до 7, в электронных формулах обозначается арабскими цифрами;

l – орбитальное квантовое число, характеризует запас энергии на подуровне и форму атомной орбитали. Изменяется от 0 до (n – 1), принимает n значений, в электронных формулах обозначается латинскими буквами s- (l = 0), p- (l =1), d- (l = 2), f (l = 3).

Электроны s-подуровня имеют орбиталь в виде полного шара, р-подуровня в виде объемной восьмерки, а d-подуровня имеют две формы орбиталей: веретена и розетки, у f-электронов орбитали имеют более сложную форму.

m – магнитное квантовое число, показывает число ориентаций атомных орбиталей в пространстве. Изменяется от –l до + l через 0, принимает

(2l + 1) значений. Так шарообразная s-орбиталь может иметь только одну ориентацию, а р - три ориентации, d –пять, f – семь.

Отсюда следует, что s - подуровень состоит из одной орбитали, р-подуровень – из трех орбиталей, d – из пяти орбиталей, f – подуровень из семи орбиталей.

s – спиновое квантовое число показывает направление вращения электрона вокруг своей оси, принимает два значения, равные + 1/ 2.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Первые попытки объяснить причины образования химической связи предпринимались еще в Х1Х веке ‚ однако только на базе работ Косселя и Льюиса в 1916 году зародились фундаментальные гипотезы, которые в нас-тоящее время являются основой наших представлений о химической связи. Коссель и Льюис предположили‚ что образование химической связи связано с тем‚ что каждый атом стремится приобрести устойчивую электронную конфигурацию следующего за ним инертного газа. Образование этой элект-ронной конфигурации они объясняли по разному: Льюис говорил, что она образуется в результате обобществления электронов, т.е. за счет образования общих электронных пар, Коссель связывал ее образование с передачей элек-тронов от менее электроотрицательного атома более электроотрицательно-му, что приводило к дальнейшем взаимодействию образовавшихся ионов за счет сил электростатического притяжения. Таким образом, представления Льюиса объясняли образование ковалентной связи, Косселя – ионной.

В зависимости от электроотрицательности атомов, образовавших химическую она делится на ковалентную неполярную (= 0, где =|E₁-E₂ |

E₁ и E₂ - электроотрицательности атомов), ковалентную полярную

(< 2,0), ионную (D >2,0). В этом случае электроны полностью смещаются к более электроотрицательному атому, свяазуется за счет сил электростатического притяжения разноименно заряженных ионов:

Na× + Cl [Na]⁺ [ Cl ]^-

Химическая связь характеризуется тремя параметрами – длина связи, угол связи и энергия связи. Длина связи – это равновесное расстояние между центрами ядер в молекуле. Она зависит от радиусов атома и кратности связи. Энергия связи - это та энергия, которую нужно затратить на разрыв связи, чем меньше длина и кратность связи, тем выше энергия связи. Угол связи – это угол между воображаемыми линиями, проведенными через центры атомов.

В 1927 году Гейтлер и Лондон решили уравнение Шреденгера для молекулы водорода, рассчитав энергию молекулы водорода для различных межатомных расстояний, они показали что возможно два решения уравнение Шреденгера - волновая функция, получившая название симметричной функции (спины атомов водорода антипараллельны) и волновая функция -, получившая название асимметричной функции (спины атомов водорода паралельны). В случае симметричной функции становится возможным передвижение электронов в поле обоих ядер, что приводит к значительному увеличению электронной плотности в пространстве между ядрами. Между ядрами появляется область с высокой плотностью отрицательного заряда, который стягивает положительно заряженные ядра. Притяжение уменьшает потенциальную энергию системы - возникает химическая связь, при этом сферы облаков не касаются друг друга, а перекрываются. Наоборот, когда спины параллельны плотность электронного облака в пространстве между ядрами падает до нуля, электроны выталкиваются из пространства между ядрами, химическая связь не образуется. Представления Гейтлера и Лондона о механизме образования химической связи послужили основой для разработки теории химической связи, получившей название метода валентных связей (МВС).

Основные положения метода валентных связей:

1. Химическая связь образуется между двумя атомами с антипараллель- ными спинами, при этом происходит перекрывание волновых функций электронов, между атомами появляется зона с повышенной элект-ронной плотностью, что приводит к уменьшению потенциальную энергию системы.

2. Связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций электронов, образующих связь является наибольшей.

3. Из двух орбиталей атома наиболее прочную связь образует та, которая сильнее перекрывается с орбиталью другого атома.

4. Химическая связь носит локализованный характер.

Рассмотрим в рамках МВС свойства ковалентной связи – ее насыщае-мость, направленность и поляризуемость.

Насыщаемость.

Вследствие насыщаемости молекулы имеют определенный состав и существуют в виде частиц определенной структуры. Данное свойство ковалентной связи неразрывно связано с таким понятием как валентность. Валентность характеризует способность атома образовывать определенное число связей. Поскольку пребывание электрона в поле двух ядер энергетически выгоднее, чем в поле своего ядра в образовании химической связи принимают участие все одноэлектронные облака, т.е. ковалентность (валентность) определяется числом неспаренных электронов. Число неспаренных электронов может увеличиваться в результате возбуждения, при котором двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. Однако возбуждение атомов до нового валентного состояния требует затраты определенной энергии, поэтому возбуждение возможно только в тех случаях, когда затрата энергии компенсируется энергией которая выделяется при образовании химических связей. Возбуждение возможно только в пределах своего энергетического уровня.

Например:

₁₆S... 3s²3p⁴ __ — — — K = 2

Так как сера является элементов третьего периода, то у атома имеются свободные орбитали на d- подуровне, на которые могут переходить спаренные электроны при возбуждении:

 

— — — — —

₁₆S*... 3s²3p³3d¹ — — — K = 4

— — — — — —

₁₆S**... 3s¹3p³3d² — — —

— K = 6

 

₈ О... 2s²2p⁴ __ — — — K = 2

В отличии от атома серы, атом кислорода возбудить нельзя, так как во втором энергетическом уровне только два подуровня.

Направленность

Квантово-механическое объяснение направленности химической связи основано на учете формы различных орбиталей, их перекрывание может осуществляться различными способами и зависит от способа перекрывания и симметрии образующегося электронного облака. Различают б-, p- и ∂- связи.

б-связи образуются при перекрывании электронных облаков вдоль линии соединения атомов.

p-связи образуются при перекрывании электронных облаков по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов.

∂-связи образуются при перекрывании всех четырех лопастей d -орбиталей, расположенных в параллельных плоскостях.

s-электроны могут участвовать в образовании только б связей, р-орбитали - в б и p –связывании. Например:

 

В молекулах с кратными связями одна связь сигма -, остальные - пи.

 

Геометрические формулы молекул

 

Рассмотрим строение простейших молекул на примере водородных со-единений элементов VII, VI, V и IV групп главных подгрупп.

HСl H - Сl

Определяем электронные конфигурации атомов

 

₊₁₇Cl⁰ …3s²3p³

3p

K=1

3s

 

 

₁H 1s¹ 1s K=1

 

 

 

молекула имеет линейную форму, угол связи равен 180°.

 

2) Н₂S Н — S

 

Н

₁₆S…3s² 3p⁴ 3p К=2

 

3s

 

₁H 1S¹ 1S K=

 

 

Молекула имеет угловую форму, угол связи равен 90⁰

РН₃

Н

3) Н-Р-Н, Р

₁₅P…3s²3p³ 3p. 3p К=3

 

3s

 

₁H 1S¹ 1S K=1

Угол связи равен 90°, молекула имеет

форму пирамиды.

 

 

Гибридизация

Обычно атомы формируют связи за счет электронов разных подуровней. Несмотря на различие формы исходных орбиталей, образованные при этом связи равноценны. Теоретическое обоснование этого факта предложили Слейтер и Полинг. Они показали, что при расчете и истолковании химической связи, образованной разными орбиталями не очень сильно различающимися по энергии, их можно заменить тем же количеством одинаковых орбиталей, называемых гибридными. При гибридизации происходит выравнивание энергии и формы атомных орбиталей. Гибридные орбитали сильно вытянуты в одну сторону от ядра, что обеспечивает их более сильное перекрывание с орбиталями других атомов, а это приводит к образованию более прочной связи. Гибридизации способствует также то обстоятельство, что при гибридизации электроны в многоэлектронных атомах испытывают меньшее отталкивание друг от друга, s- и р –орбитали.

Условиями устойчивой гибридизации являются:

1. Близость энергии орбиталей, участвующих в гибридизации.

2. Достаточно высокая плотность орбиталей.

3. Высокая степень перекрывания электронных облаков.

Исходя из сказанного, склонность к гибридизации с ростом заряда ядра уменьшается и в периодах, и в группах.

Различают sp-, sp² -, sp³ - гибридизацию.

Рассмотрим примеры различных видов гибридизации:

1) ВеС1₂ Сl ¾ Ве ¾ Сl

₄Ве...2s² _{__ __ __}

2s К=0

 

₄Ве*...2s¹2р¹ 2р ___ К=2

2s ___

sр-гибридизация

 

 

₁₇Cl…3s²3p⁵ 3p

3s

К=1

Молекула имеет линейную форму,

угол связи равен 180

 

 

2) ВCI₃ Сl - В - Сl

 

Cl

 

₅В...2s²2р^I 2р ___ ___ ___

К=1

 

2s ___

 

₅В*… 2s¹2p² 2р ___ ___ ___ К=3

2s —

sр² –гибридизация

Молекула имеет форму плоского треугольника, угол связи равен 120°

 

 

 

 

Н

3) СН₄ Н С Н

 

Н

 

 

 

₆С…2s²2р² 2р ___ ___ ___ K=2

2 ___

 

₆С*…2s¹2p³

2p ___ ___ ___ К=4

2s ___

sр³ -гибридизация

 

Молекула имеет тетраэдрическую форму,

угол связи равен 109⁰ 28^/

 

Очень часто углы в молекулах не равны тем, которые мы рассматривали выше, это связано с тем, что на геометрическую форму молекул влияют несвязывающие электронные пары. Рассмотрим графические формулы молекул аммиака и воды.

 

.. Молекула

NН₃ Н-N -Н пирамидальная

½

H

 

₇N …2s²2p³ 2p

2s

..

Н₂О Н ¾ O:

½

H

₈O …2s²2p⁴ 2p

2s

 

молекула угловая

 

 

ГЕОМЕТРИЧЕСКИЕ ФОРМЫ МОЛЕКУЛ С КРАТНЫМИ СВЯЗЯМИ

 

При определении геометрической формы таких молекул учитывают, что p-связи образуются только «чистыми» р-орбиталями, в этом случае образуются совмещённые конфигурации.

Например: COCl₂

Cl

O=С

Cl

 

₆С… 2s²2p² 2p __ __ __

K=2

2S ___

 

 

₆C*…2s¹p³ 2p __ __ __

K=4

2S ___

 

Один из р-электронов образует p-связь, значит атом углерода находится в состоянии sp² гибридизации. Молекула имеет линейную форму, угол связи равен 180°

 

 

₈O...2S² 2р⁴ 2р ___ ____ ____

К=2

₁₇Cl…3s²3p⁵

3p ___ ____ ____ K=1

3s ____

 

 

Молекула имеет плоскую треугольную форму.

 

ПРИНЦИП ГИЛЛЕСПИ

 

Очень простой способ предсказания валентных углов был разработан Гиллеспи. В основе способа лежит модель отталкивания локализованных электронных пар. Для молекул и ионов с большей атомностью число осей симметрии можно определить по формуле:

n=n_2e – n_п ,

 

где n-число осей симметрии центрального атома;

n_2e - число электронных пар у центрального атома;

n_п, число Пи-связей у центрального атома. Например: Н₂SO₄

 

 

Н — O O n = 6-2=4 форма молекулы тетраэдрическая

 

S

Н — O O

Поляризуемость

Связь между атомами различных элементов всегда более или менее полярна. Для характеристики реакционной способности молекул необходимо знать не только исходное распределение плотности электронных облаков, но и легкость с которой оно изменяется. Мерой последней является поляризуе-мость. Поляризуемость -это способность связи становится полярной под действием внешнего поля.

РАСТВОРЫ

 

Растворами называются гомогенные системы, состоящие из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия. Растворение веществ в воде- это физико-химический процесс, при котором под влиянием молекул растворителя в растворенном веществе разрываются связи между частицами и образуются химические соединения растворяемого вещества и раствори-теля (сольваты и гидраты, если растворитель вода). Затем гидратированные частицы равномерно распределяются по всему объему раствора.

Растворение может быть как эндотермическим, так и экзотермическим процессом, поскольку разрушение структуры растворенного вещества происходит с поглощением определенного количества тепла (+ Н), а взаи-модействие растворителя с частицами растворенного вещества сопровожда-ется выделением тепла (- Н). В зависимости от того, какие процессы пре-обладают при растворении, тепловой эффект процесса положительный или отрицательный.

Способность вещества растворяться в данном растворителе характеризу-ется растворимостью. Растворимостью называется число, показывающее, сколько граммов растворенного вещества может раствориться в 100 г раст-ворителя при данной температуре. Растворимость вещества зависит от при-роды вещества, температуры, давления.

 

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

 

Вещества, растворы которых полностью или частично состоят из ионов, называются электролитами. Распад молекул на ионы называется электролитической диссоциацией. При изучении этой темы необходимо обратить внимание на следующее:

1. Диссоциация двух и более основных кислот и двух и более кислотных оснований протекает ступенчато. Например:

Н₃РО₄ Н⁺ + Н₂РО₄^-

Н₂РО₄ ¯ Н⁺ + НРО₄^2-

НРО₄² ¯ Н⁺ + РО₄^3-

 

Ba(ОH)₂ BaOН⁺ + OH^-

BaOH⁺ Ba²⁺ + OH^-.

2. В соответствии с величиной степени электролитической диссоци-ации (ά) электролиты делятся на сильные, средней силы и слабые. У силь-ных электролитов ά больше 30 %, у слабых - до 3 %. К сильным электроли-там относятся все растворимые соли, сильные кислоты (НСl, HNO₃, H₂SO₄),

а также все растворимые основания (кроме NH₄С1).

Слабые электролиты диссоциируют частично, процесс диссоциации является обратимым. Например:

СН ₃СООН CH ₃ COO^¯ + Н⁺,

К слабым электролитам относятся следующие вещества:

Н₂О, NH₄OH, H₂S, H₂CO₃, HNO₂, CH₃COOH.

 

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

 

Вода - слабый электролит и диссоциирует по уравнению:

Н₂О H⁺ + OH^-

Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксила на-зывается ионным произведением воды. Это величина постоянная при постоянной температуре:

[Н⁺] [ОН^-] = 10^-14 моль/л,

[Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л,

 

отсюда:

[Н⁺] = 10^-7 моль/л - среда нейтральная,

[Н⁺] > 10^-7 моль/л - среда кислая,

[Н⁺] < 10^-7 моль/л - среда щелочная.

Отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода называется водородным показателем:

pН = - lg [Н⁺]

Тогда рН различных растворов будет иметь следующие значения: кислого рН < 7, нейтрального рН = 7, щелочного рН > 7.

Гидролизом с оли называется взаимодействие ионов растворенной соли с ионами воды, сопровождающееся изменением рН раствора. Гидролиз может происходить только тогда, когда из ионов соли и ионов воды образуются малодиссоциирующие вещества. _.

1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются.

NaCl + H₂O

2. Гидролиз солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, протекает по катиону с образованием основных солей.

FeCl₃ + Н₂О FeOHCl₂ + НС1,

Fe³⁺ + НОН (FeOH)²⁺ + H⁺ (pH < 7),

3. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, протекает по аниону с образованием кислых солей.

Na₂CO₃ + Н₂О NaHCO₃ + NaOH,

СО₃^2- + НОН НСО₃^- + ОН^- (рН > 7).

4. Соли, образованные слабым основанием и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу.

2AlCl₃ + 3Na₂S + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S ↑ + 6NaCl,

2Al ³⁺ + 3S^2- + 6Н₂О = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S ↑.

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

 

Комплексные соединения - это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму.

Они образуются в результате взаимодействия более простых неорганических соединений: солей, кислот, оснований, без выделения побочных веществ. Например,

Cu(OH)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](OH)₂;

FeCl₃ + 6KCN = K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl;

HgI₂ + 2KI = K₂[HgI₄].

Теорию комплексных соединений предложил в 1893 году Вернер. В сос-таве каждого комплексного соединения он выделяяет внутреннюю и внеш-нюю сферы. Во внутреннюю сферу, которую отделяют квадратными скобка-ми, входит центральный атом - комплексообразователь и окружающие его ионы, атомы или молекулы, называемые лигандами, например:

[Co(NH­₃)₆] Cl₃

внутренняя внешняя

сфера сфера

Со³⁺ - комплексообразователь, NH₃ - лиганд, 6 – координационное чис-ло.

Комплексообразователями наиболее часто служат ионы металлов (как правило, d- элементов). Лигандами могут быть ионы F^-, Cl^-, Br^-, ­I^-, CN^-, NO₂^- и др., а также нейтральные полярные молекулы, например, H₂O, NH₃, CO. Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, опреде-ляет координационное число, оно обычно равно удвоенной валентности иона-комплексообразователя.

Внутренняя сфера может быть нейтральной, положительно или отрица-тельно заряженной. Заряд комплексного иона (внутренняя сфера) равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.

Например, заряд иона [Au(CN)₂] равен (+1) + (-2) = -1. Формула комплексного иона [Au(CN)₂]^-. В соответствии с номенклатурой, рекомендованной IUPAC, в комплексном соединении сначала всегда называют анион (в именительном падеже), а затем катион (в родительном падеже). Если в соединение входит комплексный катион, то сначала называют лиганды - отрицательные ионы, добавляя к ним окончание "о" (например, хлоро -, циано-, родано- и т.д.), а затем - лиганды - нейтральные молекулы. При этом аммиак называют аммин, воду - аква. Если лигандов несколько, то сначала греческим числительным указывают их число: 2 - ди, 3 - три, 4 - тетра, 5 - пента, 6 - гекса. В скобках указывается валентность металла.

Например,

[Ag(NH₃)₂]Cl - хлорид диамминсеребра (I);

[Cu(NH₃)₄]SO₄ - сульфат тетраамминмеди (II);

[Pt(NH₃)₄(NO₂)₂]Cl₂ - хлорид динитротетраамминплатины (IV).

Если в соединение входит комплексный анион, то, называя комплексо-образователь, используют латинское название элемента с добавлением окончания - ат с указанием степени его окисления. Наконец, называют кати-он внешней сферы в родительном падеже. Например,

K₂[HgI₄] - тетраиодомеркурат (II) калия;

K₃[ Fe(CN)₆ ] - гексацианоферрат (III) калия.

Название нейтральных комплексов составляют из названия лигандов (в указанной выше последовательности) и обычных русских названий цент-ральных атомов в именительном падеже, степень окисления не указывается. Например:

 

[ PtCl₄(NH₃)₂ ] - тетрахлородиамминплатина;

[ Co(NO₂)₃(H₂O)₃ ] - тринитритотриаквакобальт.

В водных растворах комплексные соединения практически полностью диссоциируют на ионы внешней сферы и комплексный ион, т.е. являются сильными электролитами:

K[ Ag(CN)₂ ] ® K⁺ + [ Ag(CN)₂ ]^- - первичная диссоциация.

Комплексные ионы диссоциируют по типу слабых электролитов:

[ Ag(CN)₂ ]^- Ag⁺ + 2CN^-.

Как равновесный процесс диссоциацию комплексного иона можно охарактеризовать константой равновесия, называемой константой нестойкости комплекса К_н =

Чем больше константа нестойкости, тем менее прочен комплекс, и наоборот. Комплексный ион можно разрушить, заменяя лиганды на более сильные или связывая ион-комплексообразователь в нерастворимое соединение с более низким произведением растворимости:

[ CoCl₆ ]^3- + 6CN ^- = [ Co(CN)₆ ]^3- + 6Cl^-

K_H K_H

K_H > K_H - условие разрушения

[ Cu(NH₃)₄ ]²⁺ + S^2- = CuS¯ + 4NH₃

K_H ПР

K_H > ПР - условие разрушения

 

Институт нефти, газа, энергетики и безопасности

Кафедра неорганической химии

 

 

 

Неорганическая химия

 

Конспект лекций

 

 

СТРОЕНИЕ АТОМА

До конца 19 века считалось, что атомы являются неделимыми час-тицами, однако открытие катодных лучей, термоэлектронной эмиссии, фо-тоэффекта, явления радиоактивности, говорило о том, что атом частица сложная. В начале ХХ века появляются первые модели строения атома, которые были предложены Резерфордом, Бором, Зоммерфельдом, однако недостатком всех этих теорий было то, что их авторы пытались применить к микрообъектам законы классической механики, которым они не подчиняют-ся.

Было установлено что атом состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро имеет положительный заряд. Величина заряда определяется числом протонов. Каждый протон имеет единичный положительный заряд. Кроме протонов в состав ядра входят электронейтральные частицы - нейтроны. Их общее название - нуклоны.

Число нуклонов называется массовым числом атомов, его обозначают символом А:

А=Z+N

где Z- число протонов, а N- число нейтронов.

Массовое число приблизительно равно массе атома, так как масса электронов незначительна, и ею можно пренебречь. Порядковый номер элемента в таблице Менделеева соответствует числу протонов в ядре (Z), т.е. он соответствует заряду ядра, следовательно разность между массовым числом (А) и его порядковым номером является числом нейтронов (N).

N=A-Z

Для одного и того же элемента атом всегда содержит определённое число протонов, а число нейтронов является различным. Значит один и тот же элемент может иметь разные массовые числа. Атомы, имеющие одинаковое число протонов (Z), но разное число нейтронов (N), называются изотопами.

Массовые числа элементов, указываемые в периодической таблице, яв-ляются средней арифметической величиной масс всех изотопов элементов и поэтому часто имеют дробные значения.

Ядро атома не участвует в химических реакциях. Химические свойства элементов определяются только числом электронов и строением их элект-ронной оболочки.

Современная теория строения атома базируется на законах квантовой механики, одним из важнейших положений которой является представле-ние о двойственной природе быстро движущихся микрообъектов, которые проявляют себя и как частицы, и как волны. Впервые дуализм свойств мик-рочастиц был установлен в 1905 году Энштейном для квантов света, в 1924 году Луи де Бройль распространил эти представления на все микрочастицы, в том числе и на электроны. Математическое выражение уравнения Луи де Бройль имеет вид:

υ = h / mv

Двойственная природа электрона приводит к тому, что его движение не может быть описано определенной траекторией, траектория размывается, возникает «полоса неопределенности» в которой находится электрон, чем точнее мы буде