Середні солі

Якщо всі кислотні атоми Гідрогену в молекулах кислот обмінені чи заміщені на атоми металів або усі гідроксильні групи в молекулах основ обмінені на кислотні залишки молекул кислот, такі солі називаються нормальними, або середніми, або просто солями. Наприклад,

• CH₃COOH + Mg(ОН)₃ = Mg(CH₃COO)₂ + 2H₂O

• Н₂SO₄ + Mg = MgSO₄ + H₂

Виходячи з теорії електролітичної дисоціації, солями називаються складні речовини, які у водному розчині дисоціюють на катіони металів і аніони кислотних залишків. Нормальні солі ніяких інших катіонів і інших аніонів не утворюють:

• KCl _(aq)   K+(aq) + Cl−(aq)

• Al₂(SO₄)_3 (aq)   2 Al3+(aq) + 3 SO2−4 _(aq)

Кислі солі

Якщо тільки частина кислотних атомів Гідрогену молекул кислот обмінена або заміщена на атоми металів, такі солі називають кислими, або гідросолями. Наприклад:

• NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

• Ca(OH)₂ + H₃PO₄ = CaHPO₄ + 2H₂O

Кислі солі у водному розчині дисоціюють на катіони металів, катіони Гідрогену і аніони кислотних залишків. Таким чином, кисла сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки при дисоціації вона утворює катіони металів, і кислотою, бо одночасно утворює і катіони Гідрогену:

• NaHSO_4 (aq)   Na+(aq) + H+(aq) + SO2−4 _(aq)

• CaHPO_4 (aq)   Ca2+(aq) + H+(aq) + PO3−4 _(aq)

Іони Гідрогену кислої солі при взаємодії її з основою теж можуть обмінюватись на іони металу з- утворенням нормальної солі і води:

• NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Основні солі

Якщо тільки частина гідроксильних груп у молекулах основ обмінена на кислотні залишки молекул кислот, то такі солі називають основними:

• Cu(OH)₂ + HCl = Cu(OH)Cl ↓ + H₂O

• Fe(OH)₃ + H₂CO₃ = Fe(OH)CO₃ ↓ + 2H₂O

• 2Cu(OH)₂ + H₂CO₃ = Cu₂(OH)₂CO₃ ↓ + 2H₂O

Основні солі у водному розчині дисоціюють на катіони металу і аніони гідроксилу і кислотні залишки. Таким чином, основна сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки вона утворює при дисоціації аніони кислотних залишків, і основою, бо утворює і гідроксид-аніони:

• Cu(OH)Cl   Cu2+(aq) + OH−(aq) + Cl−(aq)

• Fe(OH)CO₃   Fe3+(aq) + OH−(aq) + CO2−3 _(aq)

Обидві ці солі у воді практично нерозчинні, але розчинна їх частина дисоціює, за наведеними рівняннями. Іони гідроксилу основної солі при взаємодії її з кислотою теж можуть обмінюватись на кислотні залишки з утворенням нормальної солі:

• Cu(OH)Cl + HCl = CuCl₂ + Н₂О

9. В 1924 році франц. фізик де Бойль зробив припущення, що електрон, як і фотон, має як корпускулярні, так і хвильові властивості, і запропонував рівняння тобто електрону з масою m, який рухається з швидкістю v, відповідає хвиля довжиною ; h – стала Планка.

10. Рух електрона в атомі обмежений індивідуальною стійкою орбітою. Поки електрон знаходився на цій орбіті, він не випромінює енергії. Умова стійкості кругової орбіти з радіусом r така де -радіус орбіти, на довжині якої укладається n довжин хвиль. Ціле число n одержало назву квантового числа.

Ква́нтове число́ — індекс, який приписується стану квантової системи для його ідентифікації.

Здебільшого квантові числа мають додаткове фізичне значення. Фізичний стан може характеризуватися не одним, а кількома квантовими числами.

А́томною орбіта́ллю у квантовій механіці й хімії називають базисну хвильову функцію електрона в атомі.

При́нцип ви́ключення Па́улі (або принцип заборони Паулі)— квантово-механічний принцип, згідно з яким у багаточастинковій системі невзаємодіючих ферміонів, жодні дві частки не можуть описуватися одночастинковими хвильовими функціями із однаковим набором усіх квантових чисел.

Принцип був сформульований Вольфгангом Паулі в 1925 році. Він є наслідком принципу нерозрізнюваності часток (або принципу тотожності частинок).

Ферміони характеризуються тим, що їхні хвильові функції антисиметричні щодо перестановки ідентичних частинок. Щоб забезпечити антисиметричність, хвильову функцію системи багатьох ферміонів зазвичай будують за допомогою детермінанта Слейтера, використовуючи певний набір одночастинкових хвильових функцій. Із цих одночастинкових функцій не може бути двох однакових, бо згідно з властивостями визначника при двох однакових рядках чи стовпчиках визначник дорівнює нулю.

9. Структуру електронних оболонок атомів часто зображують за допомогою квантових (енергетичних) комірок, які є графічним зображенням атомних електронних орбіта лей, або енергетичних схем. Кожна енергетична комірка позначається квадратиком, а електрон в комірці – стрілкою.

Відповідно до принципу Паулі на кожній орбіталі може бути один електрон або два електрони з антипаралельними стінами . Найбільш стійкий стан електрона в атомі відповідає мінімальному значенню його енергії. Будь-який інший стан є збудженим, з нього електрон самовільно переходить в стан з більш низькою енергією.

Згідно з правилом Гунда стійкому стану атома відповідає такий розподіл електронів на енергетичному підрівні, при якому абсолютне значення сумарного спіну атома є максимальним.

В.М. Клечковський, який дослідив послідовність заповнення електронних орбіталей, установив, що енергія орбіта лей зростає в міру збільшення суми головного й орбітального квантових чисел. Ним були сформульовані два правила, що доповнюють принцип найменшої енергії. Перше правило Клечковського формулюється так:

При збільшенні заряду ядра атома заповнення електронних орбіталей походить від орбіталей з меншим значенням суми (n+l) до орбіталей з більшим значенням цієї суми.

Дійсно, для 4s-орбіталі (n+1)=4+0=4, а для 3d-орбіталей (n+1)=3+2=5. Тому електрони спочатку заповнюють 4s-орбіталі.

Друге правило Клечковського:

При однакових значеннях суми (n+1) заповнення орбіталей відбувається послідовно в напрямку зростання головного квантового числа n.

Тому після підрівня 4s заповнюється підрівень 3d, потім – 4p і, 5s.

9. Періодичний закон Менделєєва. За основу систематизації хімічних елементів Д. І. Менделєєв (так само, як і раніше Лотар Мейєр) обраввідносну атомну масу, вважаючи її головною характеристикою елемента, оскільки вона не змінюється під час утворення елементом простих і складних речовин. Водночас Д. І. Менделєєв не розглядав масу як єдину характеристику елемента

Для побудови системи Д. І. Менделєєву довелося припустити інші значення відносних атомних мас майже у 20 елементів. Так, більшість учених вважали відносну атомну масу Берилію такою, що дорівнює 13,5 (знайди Be за періодичною системою). Однак за сукупністю властивостей Д. І. Менделєєв розмістив Берилій між Літієм і Бором, зробивши висновки, що відносна атомна маса Берилію має дорівнювати 9. Пізніше експериментальні дослідження довели справедливість припущення Д. І. Менделєєва. Це було перше практичне застосування періодичної системи.

Періодична система хімічних елементів – це класифікація хімічних елементів, яка заснована на певних особливостях будови атомів хімічних елементів. Її було складено на основі Періодичного закону, відкритого в 1869 році Д. І. Менделєєвим. У той час Періодична система включала 63 хімічних елементи та за виглядом відрізнялась від сучасної. Нині до Періодичної системи входять близько ста двадцяти хімічних елементів.

Періодичну систему складено у вигляді таблиці, в якій хімічні елементи розташовані у певному порядку: у міру зростання їхніх атомних мас. Зараз існує багато видів зображення Періодичної системи. Найбільш поширеним є зображення у вигляді таблиці з розташуванням елементів зліва направо. Усі хімічні елементи у Періодичній системі об’єднані в періоди та групи. Періодична система включає сім періодів та вісім груп. Періодами називають горизонтальні ряди хімічних елементів, у яких властивості елементів змінюються від типових металічних до неметалічних. Вертикальні стовпчики хімічних елементів, які містять елементи, схожі за хімічними властивостями, утворюють групи хімічних елементів.

Перший, другий та третій періоди називають малими, оскільки вони містять невелику кількість елементів (перший – два елементи, другий та третій – по вісім елементів). Елементи другого та третього періодів називаютьтиповими, їх властивості закономірно змінюються від типового металу до інертного газу. Усі інші періоди називаютьвеликими (четвертий та п’ятий містять по 18 елементів, шостий – 32 та сьомий – 24 елементи). Особливу схожість властивостей проявляють елементи, що знаходяться усередині великих періодів, наприкінці кожного парного ряду. Це так званітріади: Ферум – Кобальт – Нікол, які утворюють родину Феруму, та дві інші: Рутеній – Родій – Палладій та Осмій – Іридій – Платина, які утворюють родину платинових металів (платиноїдів).

У нижній частині таблиці Д. І. Менделєєва розташовані хімічні елементи, які утворюють родину лантаноїдів та родину актиноїдів. Усі ці елементи формально входять до складу третьої групи та йдуть після хімічних елементів Лантану (номер 57) та Актинію (номер 89). Періодична система елементів містить десять рядів. Малі періоди (перший, другий та третій) складаються з одного ряду, великі періоди (четвертий, п’ятий та шостий) містять по два ряди кожний. У сьомому періоді знаходиться один ряд.

Кожний великий період складається з парного і непарного рядів. У парних рядах містяться елементи метали, у непарних рядах властивості елементів змінюються так, як у типових елементів, тобто від металічних до виражених неметалічних. Кожна група таблиці Д. І. Менделєєва складається з двох підгруп: головної та побічної. До складу головних підгруп входять елементи як малих, так і великих періодів, тобто головні підгрупи починаються або з першого, або з другого періоду. До складу побічних підгруп входять елементи лише великих періодів, тобто побічні підгрупи починаються лише з четвертого періоду.

Обгрунтування періодичної системи. Заряд ядра атома чисельно дорівнює порядковому номеру відповідного елемента в періодичній системі.

Формулювання періодичного закону: властивості елементів і їх сполук знаходяться в періодичній залежності від величини зарядів ядер іх атомів або порядкових номерів елементів.

Фундаментальний закон, що встановлює періодичну зміну властивостей хімічних елементів залежно від збільшення зарядів ядер їх атомів

9. Всі елементи періодичної системи поділяють на чотири електронні родини s-, p-, d-, f. Належність до тієї чи іншої родини визначається тим підрівнем, в який стає останній електрон, що з’яляється в електронній оболонці. Хімічні властивості елементів визначаються будовою електронних оболонок їх атомів.

10. Найбільш характерною властивістю металів є здатність їх атомів віддавати електрони і перетворюватись в позитивно заряджені йони, а не метали характеризуються здатністю приєднувати електрони і перетворюватись у негативні йони. Ту енергію, яка необхідна для відриву електрона від нейтрального атома, назив. енергією йонізації.

де -елемент, -позитивно заряджений йон, І – енергія йонізації.

Енергію, яка виділяється при приєднанні електрона до нейтрального атома назив. спорідненістю до електрона. де - нега-тивно заряджений йон, E – спорідне-ність до електрона.

Електронегативність – це здатність атомів в молекулі або в кристалі притягати електрони. Вона виражається за Полінгом як півсума енергії йонізації і спорідненості до електрона:

Розміри атомів визначаються розмірами орбіта лей зовнішніх електронів. Залежність атомних радіусів від заряду ядра Z має періодичний характер. В межах одного періоду із збільшенням Z радіуси атомів зменшуються. Зменшення радіусів можна пояснити зростанням сили притягання електронів із збільшенням заряду.

Одна з головних причин неможливості пояснення фізичного сенсу періодичного закону і П. с. е. полягала у відсутності теорії будови атома (див. Атом, Атомна фізика ). Тому найважливішою віхою на дорозі розвитку П. с. е. з'явилася планетарна модель атома, запропонована Е. Резерфордом (1911). На її основі голландський учений А. ван ден Брук висловив припущення (1913), що порядковий номер елементу в П. с. е. (атомний номер Z) чисельно дорівнює заряду ядра атома (у одиницях елементарного заряду). Це було експериментально підтверджено Р. Мозлі (1913—14, див.(дивися) Мозлі закон ). Так удалося встановити, що періодичність зміни властивостей елементів залежить від атомного номера, а не від атомної ваги. В результаті на науковій основі був визначений нижній кордон П. с. е. (водень як елемент з мінімальним Z = 1); точно оцінено число елементів між воднем і ураном; встановлено, що «пропуски» в П. с. е. відповідають невідомим елементам з Z = 43, 61, 72, 75, 85, 87.

9. При взаємодії атомів між ними може виникнути хімічний зв’язок, який призводить до утворення багатоатомної стійкої системи-молекули, молекулярного йона або кристала. В більшості випадків структурними одиницями речовини є молекули. Хімічний зв’язок має електричну природу і виникає внаслідок взаємодії електричних полів, які створюються електронами і ядрами атомів, що беруть участь в утворенні молекули або кристала, в тому випадку, коли при зближенні атомів повна енергія системи понижується.

Типи хімічних зв’язків. Полярний зв'язок — вид хімічного зв'язку, що характеризується наявністю сталого електричного дипольного моменту внаслідок незбігу центрів тяжіння негативного заряду електронів і позитивного заряду ядер. Більшість ковалентних, а також усі донорно-акцепторні та іонні зв'язки є полярними. Молекули, в яких атоми зв'язані полярним зв'язком, називають полярними, наприклад Н₂О, NН₃, НСl. Такі молекули часто більш реакційноздатні, ніж неполярні.

9. Ковалентний зв'язок є формою хімічного зв'язку, характерною особливістю якого є те, що задіяні атоми поділяють одну чи більше спільних пар електронів, що і спричиняють їх взаємне притяжіння, яке утримує їх у молекулі. Електрони при цьому, як правило, заповнюють зовнішні електронні оболонки задіяних атомів. Такий зв'язок завжди сильніший ніж міжмолекулярний зв'язок та порівняльний за силою чи сильніший за йонний зв'язок.

Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між атомами із схожою високою електронегативністю. Ковалентний зв'язок найчастіше виникає між неметалами, тоді як іонний зв'язок є найпоширенішою формою зв'язку між атомами металів та неметалів.

Ковалентний зв'язок, як правило, сильніший ніж інші типи зв'язку, такі як іонний. Справа в тому, що на відміну від іонного зв'язку, в якому атоми утримуються ненаправленою кулонівською силою, ковалентні зв'язки є направленими. Наслідком є те, що молекули із ковалентним утриманням мають тенденцію формувати відносно невелику кількість характерних форм, демонструючи специфічні кути зв'язку.

Ковалентний зв'язок поділяється на ковалентний полярний і ковалентний неполярний.

Різновидом ковалентного зв'язку є координаційний (донорно-акцепторний) зв'язок.