1.3. Класи неорганічних сполук

Розрізняють 4 класи складних неорганічних сполук: оксиди, основи(гідроксиди), кислоти та солі. Між ними існує важливий зв'язок, який називають генетичним. Цей зв'язок полягає в тому, що з речовин одного класу можна одержати речовини інших класів.

Оксиди-сполуки, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген. Майже всі хімічні елементи утворюють оксиди, але ще і досі не добуто оксиди гелію, неону, аргону. Розрізняють кислотні і основні оксиди. До основних відносять оксиди металів, до кислотних-оксиди неметалів. Всі оксиди добувають шляхом взаємодії простих речовин з киснем(наприклад, 2Mg+O2—2MgO).

Основи-сполуки, що містять гідрокси-групи, які можуть відщеплюватися у реакціях з іншими речовинами. Основи бувають розчинними(тобто луги, добувають під час взаємодії металів або їх оксидів з водою: 2K+2H2O-2KOH+H2; BaO+H2O-Ba(OH)2) і нерозчинними. Загальним шляхом добування гідроксидів є реація обміну, за допомогою якої можуть бути одержані як розчинні, так і розчинні гідроксиди.

Кислоти-це складні речовини, у молекулах яких є один або кілька атомів Гідрогену і кислотний залишок. Кислоти є оксигеновмісні та безоксигеновмісні (наявність або відсутність в молекулі Оксигену); одноосновні, двоосновні, трьохосновні (за кількістю атомів Гідрогену).

Оксигеновмісні добувають шляхом взаємодії оксидів металів та неметалів з водою: напр.N2O5+H2O-2HNO3, а безоксигеновмісні-шляхом сполучення водню з неметалом: напр.H2+Cl2-2HCl або реакцією обміну відповідних солей.

Солі-сполуки, що складаються з металу і кислотного залишку. Солі можна добути таким способом: реакція нейтралізації NaOH+HNO3-NaNO3+H2O;тощо.

3.2. Конструкція Періодичної системи.

1. Формулювання закону. Закон був сформульований Д.І.Менделєєвим в 1869 році: „Фізичні і хімічні властивості елементів періодично змінюються при зростанні атомної маси елементів”.

2. Конструкція періодичної системи (ПС). Це своєрідна шахово-клітинна система, де кожен елемент має свою комірку. В системі розрізняють горизонтальні ряди і періоди, а також вертикальні сімейства – групи, підгрупи. Періодів – 7 (сьомий не завершений), з них 3 – малих (по 2 або 8 елементів - однорядні), а 4 – великі (по18 або 32 елементів). В групах об’єднані елементи, які проявляють однакову максимальну валентність у кисневих сполуках. Правда, цей критерій не зовсім точний про що згодом.

Групи діляться на підгрупи:

А – головні підгрупи мають верхній елемент у 1-2 періодах, вони довші.

В – побічні підгрупи мають верхній елемент у 4 періоді. Містять здебільше 3 елементи.

С - другі побічні підгрупи – вертикальні пари лантанід-актинід (винесені за межі періодичної системи).

3.3. Метали і неметали в періодичній системі.

Хімічні елементи мають різні властивості. Скористаймося поки що наближеним формулюванням, відомим зі школи:

- Металами називаються елементи, атоми яких при хімічних реакціях можуть лише віддавати електрони.

- Неметалами називаються елементи, атоми яких при хімічних реакціях можуть як віддавати, так і приймати електрони.

Метали – елементи ІА – ІІІА підгруп, всі елементи побічних (В) підгруп, всі елементи других побічних (С) підгруп.

Неметали – елементи IVА– VIIА підгруп.

Інертні елементи – елементи VIIIА підгрупи.

Треба мати на увазі, що цей поділ грубий, оскільки на властивості елементів впливає не тільки будова зовнішньої електронної оболонки атома, але й його розмір.

Радіус атома. В хімії часто доводиться користуватися поняттям про радіуси атомів або іонів. Це умовні величини, які розраховуються з міжатомних віддалей в молекулах або кристалах і залежать не тільки від природи атомів, але й характеру хімічного зв’язку та агрегатного стану речовини.

Зрозуміло, що поняття „радіус” припускає, що атом є сферою. З попереднього ясно, що про „форму” атома взагалі говорити не доводиться, адже електронні орбіталі мають, крім s-орбіталі, несферичну симетрію. Тому, коли говорять про атомні чи іонні радіуси, мають на увазі так звані „ефективні радіуси” (rеф): це границя силового поля, ближче якого даний атом (іон) не підпускає інший атом (іон). Так, в молекулах Н2, О2, N2 – цією величиною прийнято вважати половину між’ядерної віддалі, так само і в кристалах металів чи речовин з іонною будовою тощо. Розглянемо тенденції зміни радіусів атомів в ПС.

В періоді – ефективні атомні радіуси в цілому зменшуються зліва направо: електрони заповнюють одну і ту ж оболонку: ядро, заряд якого зростає, зі все більшою силою притягує до себе електрони.

В головних підгрупах зверху вниз rеф зростає: збільшується число електронних оболонок. Цей фактор переважає над ефектом збільшення Z.

В побічних підгрупах від 1-го до 2-го елемента rеф зростає, від 2-го до 3-го практично не змінюється (?rеф ?0,01-0,02 нм). Це пояснюється так званим лантанідним стисненням (зменшення rеф, викликане вклиненням між №57 і 72 14-ти лантанідів, в ряду яких йде систематичне зменшення радіуса). Винятком з цього правила є лише ІІІ В-підгрупа: ефект лантанідного стиснення тут не спостерігається – адже між Y та La вклинення 4f- елементів ще не розпочалося.

Здатність атомів металів віддавати електрони характеризується енергією іонізації „Еіон" (в кДж/моль), або іонізаційним потенціалом „І” (в електрон-Вольтах – еВ, розрахунок йде на один атом). Отже Еіон чи І – це затрата енергії на відрив одного (першого) електрона. Слід пам’ятати, що можна обчислити і значення Еіон і для 2-го, 3-го та наступних електронів. Тоді очевидно, що кожен елемент має стільки значень енергії іонізації, скільки електронів у його атомі. Ці величини наведені в спеціальних довідниках. Але звичайно говорять про першу енергію іонізації.

Енергія іонізації змінюється в періодичній системі таким чином :

а) зліва направо в періоді зростає, оскільки rеф в періоді зменшується, а заряд ядра зростає – відірвати електрон стає важче.

б) зверху вниз в групі зменшується, бо rеф збільшується через збільшення числа заповнених електронних рівнів (цей фактор превалює над зростанням заряду ядра атома зверху вниз).

Здатність атома неметалу приєднувати електрон визначається спорідненням до електрона. Це – енергія, яка виділяється при приєднанні одного електрона (першого) до нейтрального атома. Зрозуміти, чому при приєднанні електрона до атома енергія виділяється, можна з таких міркувань. Уявімо собі, що у аніона Хлору відірвано електрон (на це затрачена енергія), при цьому одержується атом Хлору. Очевидно, що при поверненні цього електрона на своє місце в аніоні виділиться така ж кількість енергії, яка була затрачена.

Споріднення до електрона (позначається „F”, в кДж/моль, еВ) змінюється в періодичній системі так (міркування ті ж, що й при розгляді зміни Еіон):

а) зліва направо в періоді F зростає;

б) зверху вниз в групі F зменшується.