Молярная масса (М) – масса одного моля вещества (г/моль).

ОГЛАВЛЕНИЕ

 

ВВЕДЕНИЕ
1.	Основные понятия И законы химии.......
1.1. 1.2. 1.3.	Основные понятия и законы химии.................... Классы неорганических соединений.................... Закон эквивалентов. Вычисление эквивалентов элементов и сложных веществ.................................
Контрольные вопросы...............................
2.	СТРОЕНИЕ АТОМА..............................
2.1. 2.2.     2.3.	Квантовые числа. Принцип Паули. Правило Хунда....... Периодический закон, Периодическая система Д. И. Менделеева и строение атомов элементов. Семейства s -, p -, d -, f - элементов...................... Свойства атомов и периодичность их изменения.........
Контрольные вопросы.....................................
3.	ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ............................
3.1.   3.2.   3.3.   3.4.	Ковалентная связь. Механизмы образования и свойства ковалентной связи.................................. Гибридизация атомных орбиталей и пространственная конфигурация молекул. Полярность молекул........... Ионная связь. Механизм образования и свойства ионной связи.............................................. Комплексные соединения. Состав и строение комплексных соединений. Получение и типы комплексных соединений............................
Контрольные вопросы.....................................
4.	ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА................
4.1.   4.2. 4.3.   4.4.   4.5.	Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики. Энтальпия......................................... Термохимические реакции........................... Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса. Расчет энтальпии процесса..................... Энтропия и её изменения в химических процессах. Стандартная энтропия образования вещества........... Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса. Термодинамическая вероятность протекания процесса.....................
Контрольные вопросы.....................................
5.	ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.....................................
5.1.   5.2.     5.3.     5.4.	Скорость химических реакций. Понятие «фаза». Гомогенные и гетерогенные реакции................... Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Константа скорости. Молекулярность реакции. Порядок реакции................................... Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Правило Вант-Гоффа........................................ Химическое равновесие. Константа равновесия. Сдвиг химического равновесия – принцип Ле-Шателье...
Контрольные вопросы.....................................
6.	РАСТВОРЫ И ИХ СВОЙСТВА......................
6.1.   6.2.   6.3. 6.4. 6.5.	Способы выражения содержания растворенного вещества (концентрация)..................................... Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.. Ионное произведение воды. Водородный показатель, рН.. Гидролиз солей..................................... Равновесие в гетерогенных системах. Произведение растворимости.....................................
Контрольные вопросы....................................
7.	ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ, ИХ СВОЙСТВА........
7.1. 7.2.	Коллоидные растворы. Мицелла и ее строение........... Свойства коллоидных растворов.......................
Контрольные вопросы.....................................
8.	ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ.......................
8.1.   8.2. 8.3.     8.4. 8.5.	Окислительно–восстановительные реакции. Окислитель. Восстановитель..................................... Метод электронно-ионного баланса. Направление ОВР... Электрод. Стандартный электродный потенциал. Уравнение Нернста. Правила схематической записи электродов......................................... Гальванический элемент – схема и принцип работы...... Электролиз. Закономерности катодных и анодных процессов. Закон Фарадея...........................
Контрольные вопросы.....................................
9.	ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ...............................
9.1.   9.2.   9.3.   9.4.	Физические и химические свойства металлов. Химическая связь в металлах.................................... Типы кристаллических структур металлов, их характеристика..................................... Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с простыми окислителями................... Взаимодействие металлов с электролитами. Термодинамика и кинетика процесса...................
Контрольные вопросы.....................................
10.	КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ. ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ..
10.1. 10.2. 10.3. 10.4.   10.5.   10.6. 10.7.	Классификация коррозионных разрушений.............. Показатели скорости коррозии........................ Газовая коррозия металла............................ Электрохимическая коррозия. Поляризация и перенапряжение.................................... Коррозия с водородной деполяризацией и её термодинамическая вероятность....................... Коррозия с кислородной деполяризацией................ Защита металлов от коррозии.........................
Контрольные вопросы.....................................
11.	ПОЛИМЕРНЫЕ МАТЕРИАЛЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ, ФИЗИКО–ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА, СТРУКТУРА, ПРИМЕНЕНИЕ В МАШИНО- И ПРИБОРОСТРОЕНИИ................
11.1 11.2. 11.3. 11.4.	Основные понятия химии полимеров.................. Методы получения полимеров........................ Классификация, структура и свойства полимеров........ Физико–химические свойства полимеров..............
Контрольные вопросы....................................
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ.................................

 

 

Человек бывает мал или велик в зависимости

от степени приложения собственных усилий.

Самюэль Смайлс, англ. писатель

ВВЕДЕНИЕ

Химия –одна из фундаментальных естественных наук, которая формирует научное мировоззрение обучаемых, понимание особенностей химической формы движения материи, свойств веществ и их взаимодействия, позволяющих совершенствовать и создавать новые, более эффективные технологические процессы обработки металлов и сплавов, способы защиты от коррозии, увеличения срока службы машин, приборов и аппаратов.

В соответствии с требованиями ФГОС по дисциплине Химия формируются следующие компетенции: способность использовать основные законы естественно-научных дисциплин в профессиональной деятельности, применять методы математического анализа и моделирования, теоретического и экспериментального исследования.

Для формирования компетенций студенты должны освоить соответствующие умения и навыки:

- проводить экспериментальные работы с учетом особенностей свойств химических веществ и физико-химических процессов;

- выполнять расчетные задачи по химии и анализировать полученные результаты;

- пользоваться справочной литературой для проведения расчетов по оценке термодинамической вероятности химических процессов и скорости химических реакций;

- анализировать свойства химических веществ и их соединений, физико-химические явления, возникающие при изготовлении и эксплуатации машиностроительных изделий;

- определять задачи и привлекать научную и справочную литературу для решения производственных проблем, связанных с физико-химическими процессами в машиностроении.

Цель данного учебного пособия – углубление знаний по химии, выработка умений и навыков для использования в практической деятельности.

Книга дает возможность с наименьшими затратами времени сформировать базу данных по основным теоретическим понятиям химии, охватывающую все темы предусмотренные учебной программой. Изложенный материал помогает на конкретных примерах более четко представить свойства химических систем, таких как атомы, молекулы, металлы, полимеры, растворы, электрохимические и коррозионные системы, и параметры, характеризующие их свойства. Для понимания особенностей физико-химических процессов взаимодействия веществ рассматриваются кинетические закономерности, термодинамические параметры и их использование для оценки процессов.

Основной задачей книги является формирование теоретической базы для последующего применения химических знаний, постановки задачи, проведения необходимых расчетов, с привлечением данных из справочной литературы и анализа полученных результатов.

Учебное пособие учитывает степень подготовки студентов и сложность материала, изучаемого в вузе, поможет студенту при выполнении домашних заданий, подготовке к зачетам и экзаменам. Поэтапное усвоение знаний у обучаемых формирует устойчивые навыки применения полученных знаний в дальнейшей производственной деятельности.

 

1.Основные понятия И законы химии

Основные понятия и законы химии

Химия – наука, изучающая вещества и процессы их превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядер. Заряд ядра эквивалентен порядковому номеру элемента в Периодической системе.

На сегодня зарегистрировано 111 элементов. Химические элементы подразделяются на две группы – металлы и неметаллы.

Атом – наименьшая частица элемента, сохраняющая все его свойства. Каждому химическому элементу соответствует определенный вид атома.

Молекула – наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию, обладающая его основными свойствами и состоящая из одинаковых или различных атомов.

Химическая формула – выражение состава химического вещества.

Различают простые и сложные вещества.

Простым называютвещество, если его молекула состоит из одинаковых атомов.Чтобы записать химическую формулу простого вещества, к химическому знаку элемента справа внизу приписывают цифру, обозначающую число его атомов в молекуле, называемую индексом: He, Fe, Al, Ca, Ar, S, H₂, Cl₂, O₃, P₄.

Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся на:

оксиды – H₂O, CO₂, MgO, Al₂O₃;

кислоты – HCl, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄;

основания – KOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₃;

соли – Na₂CO₃, Cu(NO₃)₂, K₃PO₄.

Закон Авогадро (1811): в равных объемах различных газов, при одинаковых физических условиях, содержится одинаковое число частиц.

Чаще на практике используют следствие из закона:

Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот же объем. При нормальных условиях (273,15 К, 101,3 кПа), этот объем равен 22,4 литра.

Моль (ν, n) – количество вещества системы, которое содержит столько определенных структурных элементов (молекул, атомов, ионов), сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода-12 () и равно числу Авогадро N_А.

N_А= 6,02·10²³.

Число частиц в одном моле любого вещества равно числу Авогадро.

Например:

атомов железа (Fe) содержит 6,02·10²³ атомов Fe.

МОЛЬ молекул хлора (Cl₂) содержит 6,02·10²³ молекул Cl₂.

ионов водорода (H⁺) содержит 6,02·10²³ ионов H⁺.

 

ОКСИДЫ

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления «–2».

Почти все химические элементы образуют оксиды. До настоящего времени еще не получены оксиды трех благородных газов – гелия, неона и аргона.

Согласно международной номенклатуре названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей электроотрицательностью с суффиксом –ид и русского названия элемента с меньшей электроотрицательностью в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, Н₂O – оксид водорода (вода), FeO – оксид железа (II), Fe₂O₃ – оксид железа (III), Р₂O₃ – оксид фосфора (III), Р₂O₅ – оксид фосфора (V) или пентаоксид дифосфора, Р₄O₆ – гексаоксид тетрафосфора, Си₂О – оксид меди (I) или оксид димеди.

Если, наконец, элемент образует большее число оксидов, то остальные называют обычно ангидридами тех кислот, которые получают при действии на них воды. Например, N₂O₃ – азотистый ангидрид, N₂O₅ – азотный ангидрид.

По химическим свойствам оксиды делятся на три группы: основные, кислотные и амфотерные.

Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, основным оксидам Nа₂O, CaO, FeO, NiO соответствуют основания NaOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Ni(OH)₂. Основные оксиды образуются только металлами.

Кислотными называются такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, СO₂, Р₂О₅, SO₂, SO₃ – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты Н₂СO₃, Н₃РO₄, H₂SO₃, H₂SO₄. Большинство кислотных оксидов при взаимодействии с водой образуют кислоты.

Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокую степень окисления (например, оксиду Мn₂O₇ соответствует марганцовая кислота НМnO₄). Увеличение степени окисления элемента приводит к усилению кислотного характера соединения.

Амфотерными называются такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, т. е. обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, A1₂O₃, Сг₂O₃, SnO₂ и др.

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются, но они реагируют и с кислотами, и с основаниями.

Удобно рассматривать свойства оксидов, пользуясь Периодической системой элементов Д. И. Менделеева. Так, свойства оксидов элементов третьего периода (Na₂O, MgO, А1₂O₃, SiO₂, Р₂О₅, SO₃, Cl₂O₇) закономерно изменяются в соответствии со строением их атомов от основных (Na₂O, MgO) через амфотерный (А1₂O₃) к кислотным (SiO₂, P₂O₅, SO₃, C1₂O₇). Такой переход справедлив для оксидов элементов всех периодов (кроме первого и седьмого).

Основные, кислотные и амфотерные оксиды называются с о л е-образующими. Все они обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями).

Имеется небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств, т. е. не образуют солей. Такие оксиды называются несолебразующими или индифферент-н ы м и. К ним, например, относятся оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N₂O, оксид азота (II) NO и оксид кремния (II) SiO.

 

Кислоты

Кислоты образованы ионами водорода H⁺ и кислотными остатками – анионами. Никаких других катионов, кроме ионов водорода, кислоты не образуют.

Числом ионов водорода, образуемых каждой молекулой кислоты при диссоциации, определяется заряд кислотного остатка (аниона). Соляная и азотная кислоты образуют только однозарядные кислотные остатки (Cl , NO ); сернистая кислота (H₂SO₃) – два кислотных остатка: однозарядный (HSO ) и двухзарядный (SO ), фосфорная – три: однозарядный, двухзарядный и трехзарядный (Н₂РО , НРО и РО ).

Кислота	HNO3	H2SO3	Н3РО4
Кислотный остаток	NO	HSO SO	Н2РО НРО РО

 

Число ионов водорода H⁺, способных замещаться на металл, определяет основность кислоты: одноосновные – HBr, HNO₃, HCN; двухосновные – H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S; трехосновные – Н₃РО₄, H₃BO₃.

Различают кислоты кислородные и бескислородн ы е. Как показывает само название, первые содержат кислород (например, H₂SO₄, HNO₃, Н₃РO₄), вторые его не содержат (например, HCl, HBr, HI, H₂S).

Названия кислородных кислот производят от названия неметалла с прибавлением суффиксов –н(ая), -в(ая), если степень окисления его соответствует номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке:

- оват(ая), -ист(ая), -оватист(ая). Однако если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется приставка мета-, при большем – орто-: HBO₂ – метаборная кислота; H₃BO₃ – ортоборная кислота (табл.1.1).

Названия бескислородных кислот производят от названия неметалла с соединительной гласной «о» и прибавлением слова водородная: HF – фтороводородная, или плавиковая, кислота; НС1 – хлороводородная, или соляная, кислота; НВr – бромоводородная кислота; HI – иодоводородная кислота; H₂S – сероводородная кислота.

 

Таблица 1.1

 

Оксиды металлов, реакции образования и названия
соответствующих им кислот

 

Оксиды неметаллов(ангидриды)	Схемы образования кислот	Названия кислот	Названия анионов кислотных остатков
+3 N2O3	+3 +3 N2O3 + H2O = 2HNO2	Азотистая	нитрит
+5 N2O5	+5 +5 N2O5 + H2O = 2HNO3	Азотная	нитрат
	+3 +3 B2O3 + H2O = 2HBO2	Метаборная	метаборат
+3 B2O3	+3 +3 B2O3 + 3H2O = 2H3BO3	Ортоборная	ортоборат
	+3 +3 2B2O3 + H2O = 2H2B4O7	Тетраборная	тетраборат
+4 SiO2	+4 +4 SiO2 + H2O = H2SiO3	Метакремниевая	метасиликат
	+5 +5 Р2О5 + Н2О = 2НРО3	Метафосфорная	метафосфат
+5 Р2О5	+5 +5 Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4	Ортофосфорная	ортофосфат
+5 +5 Р2О5 + 2Н2О = Н4Р2О7	Пирофосфорная	пирофосфат
Окончание табл. 1.1
+4 SO2	+4 +4 SO2 + H2O = H2SO3	Сернистая	сульфит
+6 SO3	+6 +6 SO3 + H2O = H2SO4	Серная	сульфат
+4 СО2	+4 +4 СО2 + Н2О = Н2СО3	Угольная	карбонат
+1 ClO2	+1 +1 Cl2O + H2O = 2HClO	Хлорноватистая	гипохлорит
+3 Сl2O3	+3 +3 Cl2O3 + H2O = 2HClO2	Хлористая	хлорит
+5 Cl2O5	+5 +5 Cl2O5 + H2O = 2HClO3	Хлорноватая	хлорат
+7 Сl2O7	+7 +7 Cl2O7 + H2O = 2HClO4	Хлорная	перхлорат
+3 As2O3	+3 +3 As2O3 + H2O = 2HAsO2	Мышьяковистая	метаарсенит
+3 +3 As2O3+3H2O=2H3AsO3	Орто-мышьяковистая	ортоарсенит
+5 As2O5	+5 +5 As2O5+3H2O=2H3AsO4	Мышьяковая	арсенат

 

 

Основания

В состав молекулы всякого основания (гидроксида) входят металл и некоторое, в зависимости от его степени окисления, число гидроксидныхОН^– групп.Зная, чтогидроксид-ион однозаряден, легко найти заряд металла либо составить формулу основания.

Основания в воде диссоциируют на ионы металла (аммония в случае гидрата аммиака) и гидроксид-ионы. Никаких других анионов, кроме гидроксид-ионов, основания не образуют.

Согласно международной номенклатуре названия оснований составляют из слова гидроксид и названия металла. Например, NaOH – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, Са(ОН)₂ – гидроксид кальция. Если элемент образует несколько оснований, то в названиях указывают степень его окисления римской цифрой в скобках: Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Помимо этих названий для некоторых наиболее важных оснований применяются традиционные русские названия. Например, гидроксид натрия NaOH называется едкий натр; гидроксид калия КОН – едкое кали; гидроксид кальция Са(ОН)₂ – гашеная известь; гидроксид бария Ва(ОН)₂ – едкий барит.

Большинство оснований почти нерастворимо в воде. Те, которые хорошо растворяются, часто называют щелочами. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Изменяют окраску индикаторов: красного лакмуса – в синий цвет, бесцветного фенолфталеина – в малиновый цвет. Гидроксид-ионами ОН^– обусловлены все общие щелочные свойства растворов (мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами, солями).

Амфотерные гидроксиды образуют элементы с амфотерными свойствами. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы водорода Н⁺, и гидроксид-ионы ОН^–. Такими являются А1(ОН)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃, Be(OH)₂, Ge(OH)₂, Sn(OH)₄, Pb(OH)₂, и др.

например: А1³⁺+ЗОН^– ↔А1(ОН)₃=А1(ОН)₃ + Н₂O ↔[А1 (ОН)₄]^– +Н⁺.

Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей.

Соли

Соли – соединения, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков. Зная заряд того и другого, легко составить формулу соли и, наоборот, по уже имеющейся формуле и известном заряде одной из составляющих частей определить заряд другой.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания и кислоты, т. е. реакции нейтрализации, например

2NaOH + 2H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂O.

В зависимости от состава различают следующие типы солей: средние, кислые, основные, двойные и комплексные.

В к и с л ы х солях кроме ионов металла и кислотного остатка содержатся ионы водорода, например, NaHSO₄, Na₂HPO₄, NaH₂PO₄. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Одноосновные кислоты кислых солей не образуют.

Названия кислых солей образуют добавлением к аниону приставки гидро-, а если необходимо, то с соответствующими числительными: NaHSO₄ – гидросульфат натрия, КН₂РO₄ – дигидрофосфат калия.

Основные соли – это соли, которые кроме ионов металла и кислотного остатка содержат гидроксогруппы. Их можно представить как продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотные остатки, итак, основные соли образуются основаниями многозарядных (двух и более) катионов. Основания однозарядных катионов основных солей не образуют.

Названия основных солей образуют, добавляя к наименованию аниона соответствующей средней соли приставки гидроксо-:

A1(ОН)SO₄ – гидроксосульфат алюминия; A1(ОН)₂С1 – дигидроксохлорид алюминия.

Двойные соли состоят из ионов двух разных металлов и кислотного остатка, например, KA1(SO₄)₂, LiAl(SiO₃)₂, Na₃AlF₆, KCr(SO₄)₂. Двойные соли диссоциируют сразу на те ионы, из которых они состоят.

В состав комплексных солей входят сложные (комплексные) ионы (в формулах они заключаются в квадратные скобки).

Наиболее распространены международные названия солей. Они состоят из двух слов: названия аниона в именительном падеже и катиона в родительном. Число анионов и катионов, как правило, не указывается. Но если один и тот же металл проявляет различную степень окисления, то ее указывают в скобках римской цифрой. Например, KNO₃ – нитрат калия, FeSO₄, – сульфат железа (II), Fe₂(SO₄)₃ – сульфат железа (III), NaCl – хлорид натрия.

В табл. 1.1 приведены оксиды, схемы образования кислот, названия кислот и анионов, с помощью которых можно давать международные названия солям.

 

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1.1. Что выражает химическая формула вещества?

1.2. Какие оксиды называются кислотными, а какие основными? Приведите по 5 примеров.

1.3. Какие оксиды называются амфотерными? Приведите примеры.

1.4. Назовите вещества, состав которых представлен следующими формулами: P₂O₅, Na₂O, N₂O, Li₂O, SO₂, Cr₂O₃, CrO₃, H₂, O₂. Отметьте основные и кислотные оксиды.

1.5. Укажите, какие из следующих веществ относятся к классу оксидов: негашеная известь, фосфорный ангидрид, сероводород, сернистый газ, аммиак, серный ангидрид. Приведите формулы указанных сложных веществ.

1.6. Перечислите ряд общих свойств, присущих типичным общеизвестным солям.

1.7. Приведите примеры 10 солей, в том числе кислых и основных. Назовите эти соли. В чем заключается различие между кислыми и основными солями?

1.8.. Что называется эквивалентом элемента, эквивалентом сложного вещества, молярной массой эквивалента?

1.9. Сформулируйте закон эквивалентов.

1.10. Определите молярную массу эквивалента следующих элементов:

а) серебра, если известно, что при нагревании его оксида до полного разложения масса оксида уменьшилась на 6,9 %;

б) свинца, если при нагревании 1,036 г его в токе кислорода получено 1,116 г оксида;

в)натрия и серы, если известно, что 2,3 г натрия непосредственно реагируют с 1,6 г серы и с 3,55 г хлора; молярную массу эквивалента хлора принять равной 35,5 г.

1.11. Определите молярную массу эквивалента металла в следующих соединениях: Mn₂O₇, Mg₂P₂O₇, Ba(OH)₂, Al₂(SO₄)₃, Ag₂O, Ca₃(PO₄)₂.

1.12. Как изменяются окислительные свойства кислот хлора в ряду HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄? Укажите причину этой закономерности.

 

 

СТРОЕНИЕ АТОМА

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

 

2.1. Раскройте физический смысл главного, орбитального, магнитного, спинового квантовых чисел.

2.2. Чем отличается s -орбиталь от p -, d -, f -орбиталей?

2.3. Составьте сводную энергетическую диаграмму уровней, подуровней и атомных орбиталей атомов элементов от водорода до криптона (Z=1 – 36).

2.4. Как информация о квантовых числах отражается в таблице Д. И. Менделеева?

2.5. Приведите структуру Периодической системы.

2.6. Объясните, чем обусловлено различное количество элементов в 1-, 2-, 3-, 4-м периодах?

2.7. Руководствуясь Периодической системой Д. И. Менделеева, укажите координаты (период, группа, подгруппа) элементов со следующими порядковыми номерами: 8, 13, 30, 48, 67, 89.

2.8. Укажите расположение s -, p -, d -, f -элементов в таблице Д. И. Менделеева, приведите их валентные электроны.

2.9. Для электронов атома с электронной конфигурацией 1 s ²2 s ²2 p ³ напишите значения всех квантовых чисел.

2.10. Запишите последовательность заполнения электронами подуровней согласно принципу наименьшей энергии.

2.11. Для валентных электронов атома с конфигурацией 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶4 s ²3 d ² напишите значения квантовых чисел.

2.12. Нарисуйте пространственную форму электронных орбиталей валентных электронов атомов ₁₅P и ₂₀Ca.

2.13. Объясните общую закономерность изменения потенциалов ионизации, электроотрицательности, радиуса атомов, восстановительной способности в зависимости от их порядкового номера (по периоду).

2.14. Объясните общую закономерность изменения потенциалов ионизации, электроотрицательности, радиуса атомов, восстановительной способности у элементов одной группы.

 

 

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

3.1. Ковалентная связь. Механизмы образования и свойства ковалентной связи

 

Химическая связь обуславливает образование устойчивой системы. В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают следующие виды химической связи: 1) ковалентная; 2) ионная; 3) металлическая; 4) водородная; 5) межмолекулярные взаимодействия. [1-9, 17]

Ковалентная связь – химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами.

Способность атома к образованию определенного числа химических связей называют валентностью. Количественной мерой валентности в методе валентных связей считают число неспаренных электронов:

для s - и p - элементов – электроны внешних уровней,

для d - и f - элементов – электроны внешних и предвнешних уровней.

Спаренные электроны могут разъединяться при наличии свободных орбиталей того же энергетического уровня. Например, у титана ₂₂Ti 4 s ²3 d ², при получении дополнительной энергии (возбуждении) происходит распаривание неподеленной пары электронов внешнего 4 s подуровня, электроны переходят на более высокий 4 р -подуровень:

 

Рассмотрим механизмы образования ковалентной связи. обменный механизм образования ковалентной связи осуществляется в случае обобществления непарных электронов двух атомов: А· + ·В = А: В.

Образование ковалентной связи по обменному механизму показывают обычнос использованием формулы Льюиса, например образование ковалентной связи в молекуле водорода H₂. Молекула H₂ состоит из двух атомов, и поскольку каждый атом имеет по одному неспаренному электрону, то возможно образование только одной связи:

H 1s¹ ↔ Н• H · + · H = H: H <=> H – H.

Связи в молекуле могут обозначаться парой электронов (формула Льюиса), а также черточкой «–» (структурная формула).

В пространстве образование молекулы H₂ происходит за счет перекрывания s- орбиталей, имеющих сферическую форму, рис.3.1.

 

 

Рис. 3.1. Перекрывание электронных облаков при образовании молекулы H₂

 

Изобразим образование ковалентной связи в молекуле HCl. Атомы водорода и хлора имеют один и семь валентных электронов соответственно:

 

 

<=> H – Cl

Обозначив точками электроны, получаем молекулу HCl:

 

Поскольку у атома хлора в связи принимает участие лишь один p -электрон, то графически связь HCl представлена на рис.3.2.

 

 

 

Рис. 3.2. Перекрывание электронных облаков при образовании молекулы HCl

 

Представим образование нескольких связей в одной молекуле. Молекула аммиака NH₃ состоит из атома N и трех атомов H:

 

 

Атом азота (N 2 s ²2 p ³) имеет одну неподеленную пару электронов на 2 s -орбитали и три неспаренных p -электрона. Соответственно, атом азота может образовать три связи. Также три связи создает атом азота с другим атомом азота в случае молеклы N₂.

 

 

Если между атомами возникла одна ковалентная связь (одна общая электронная пара), то она называется одинарной (Н – Н, Н – Сl, H – N); если две общие электронные пары – двойной ( О = О, О = С = О); три общих электронных пары – тройной ( N ≡ N, -C≡ C-, – C ≡ N).

I Cd I

Рис. 3.6. Линейная конфигурация молекулы CdI₂

 

Из рис. 3.6 следует, что рассматриваемая молекула CdI₂ имеет линейную форму и две ковалентные связи σ-типа, так как область перекрывания орбиталей находится по оси, соединяющей ядра атомов. Связь Cd–I является полярной, поскольку более электроотрицательным элементом является йод.

Молекула CdI₂ неполярна, так как при наличии двух диполей оттягивание электронов идет в обе стороны одинаково, и дипольные моменты взаимно компенсируются.

Для примера гибридизации sp ³-типа рассмотрим молекулу OF₂.

Выписываем валентные электроны центрального атома – кислорода 2 s ²2 p ⁴ и валентные электроны фтора 2 s ²2 p ⁵