Химические свойства

 

1.      Термическое разложение.

 

CaCO₃  CaO + CO₂­

2Cu(NO₃)₂  2CuO + 4NO₂­ + O₂­

NH₄Cl  NH₃­ + HCl­

 

2.      Гидролиз.

 

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S­

FeCl₃ + H₂O  Fe(OH)Cl₂ + HCl

Na₂S + H₂O  NaHS +NaOH

 

3.      Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

 

AgNO₃ + HCl  AgCl + HNO₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH  Fe(OH)₃ + 3NaNO₃

CaCl₂ + Na₂SiO₃  CaSiO₃ + 2NaCl

 

4.      Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

 

2KMnO₄ + 16HCl  2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂­ + 8H₂O

 

Кислые соли

 

Получение

 

1.      Взаимодействие кислоты с недостатком основания.

 

KOH + H₂SO₄  KHSO₄ + H₂O

 

2.      Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

 

Ca(OH)₂ + 2CO₂  Ca(HCO₃)₂

 

3.      Взаимодействие средней соли с кислотой

 

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄  3Ca(H₂PO₄)₂

 

Химические свойства.

 

1.      Термическое разложение с образованием средней соли

 

Ca(HCO₃)₂  CaCO₃ + CO₂­ + H₂O

 

2.      Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

 

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂  2BaCO₃ + 2H₂O

 

Основные соли

 

Получение

 

1.      Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

 

ZnCl₂ + H₂O  [Zn(OH)]Cl + HCl

 

2.      Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов

 

AlCl₃ + 2NaOH  [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl

 

3.      Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

 

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O  [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂­ + 4NaCl

 

Химические свойства.

 

1.      Термическое разложение.

 

[Cu(OH)]₂CO₃(малахит)  2CuO + CO₂­ + H₂O

 

2.      Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

 

Sn(OH)Cl + HCl  SnCl₂ + H₂O

 

Комплексные соли

 

Строение

 

K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]	– Внешняя сфера
K4[Fe(CN)6]	– Внутренняя сфера
K4[Fe(CN)6]	– Комплексообразователь (центральный атом)
K4[Fe(CN)6]	– Координационное число
K4[Fe(CN)6]	– Лиганд

 

 

Центральными атомами обычно служат ионы металлов больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH^-, CN^-, NH₃, CO, H₂O; они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью.

 

Получение

 

1.      Реакции солей с лигандами:

 

AgCl + 2NH₃  [Ag(NH₃)₂]Cl

FeCl₃ + 6KCN  K₃[Fe(CN)₆] + 3KCl

 

Химические свойства.

 

1.      Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:

 

2[Cu(NH₃)₂]Cl + K₂S  CuS + 2KCl + 4NH₃

 

2.      Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

 

K₂[CoCl₄] + 6H₂O  [Co(H₂O)₆]Cl₂ + 2KCl

5 Строение атома. Первоначальные теории о строении атома Дальтона и Томсона.

Атом – это мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Впервые понятие атом было сформулировано в V- IV веках до нашей эры древнегреческим ученым Демокритом. Он предполагал, что свойства того или иного вещества определяется формой, массой и другими характеристиками образующих его атомов. Так по представлению Демокрита у огня атомы остры, поэтому он и обжигается. Твердые тела состоят из шероховатых атомов, которые позволяют веществу цепляться друг за друга. Атомы воды имеют гладкую структуру, поэтому она течет. Даже душа человека, по мнению Демокрита, состоит из атомов.

В 1897 году английский физик Джозеф Томсон сконструировал  прибор, с помощью которого можно было измерять отклонение катодных лучей в электрическом поле. Рис.2.  Прибор состоял из стеклянной трубки, двух электродов – катода и анода. Противоположная часть стеклянной трубки была покрыта флуоресцирующим веществом, т.е. она светилась под действием катодных лучей. Этот эксперимент помог изучить частицы, из которых состоят катодные лучи. Томсон доказал, что катодные лучи состоят из мельчайших отрицательно заряженных частиц, которые не имеют практически массы. Эти частички он назвал электронами. Чуть позже при помощи такого же прибора  были открыты другие частицы. Их назвали протонами. Они имели массу в 1823 раза большую, чем электроны. То же самое значение заряда, только со знаком плюс. Таким образом, Томсон обнаружил 2 частицы, входящих в состав атома и уже мог создавать какие либо модели атома. Он был первым, кто предположил, что атом состоит из элементарных частиц: протонов и электронов.

Томсон сказал, что атом представляет собой положительно заряженную сферу с вкраплением в нее отрицательно заряженных электронов. Его модель ученые назвали «Сливовый пудинг», хотя она похожа и на булочку с изюмом, где изюм – это электроны или на арбуз с семечками - электронами.

Научно понимание, что атомы малы и неделимы, впервые пришло в голову английскому  ученому Джону Дальтону. Он в 1808 году издает свой труд под названием : « история химической философии». Этот труд был написан им на 90 страницах. И только на 5 из них Дальтон говорит о том, что все вещества состоят из мельчайших частиц неделимых и очень маленьких. Но известно, что понятие «атом» было введено еще древними греками. В чем же заслуга тогда Дальтона? Он был первым, кто описал свойства атомов, их размеры. Он сказал, что самым легким атомом является атом водорода и приписал ему атомную массу равную единице.

6. Планетарная модель строения атома Резерфорда, орбитальная модель строения атома Бора.?

Главным героем атомного века стал Эрнест Резерфорд. В 1910 году Эрнест Резерфорд изучал рассеивание α- частиц, проходящих через тонкую золотую фольгу, падающих на свинцовый экран.  α- частицы – это ядра атома гелия. Они обычно чуть отклонялись от первоначального направления. Некоторые из них резко меняли направление с его движением, будто сталкивались с какой-то преградой. Некоторые α- частицы, к удивлению Резерфорда летели прямо в противоположном направлении, словно по его словам, он выстрелил 15-дюймовым снарядом в лист бумаги и снаряд отскочил ему на колени. Расчеты показали, что такое может произойти только, если в центре атома есть ядро, в котором сосредоточен весь положительный заряд атома и вся его масса.

Рис. 4

В 1911 году Эрнест Резерфорд создал свою планетарную модель строения атома. Рис.4.

Эта модель предполагает следующее строение атома.

 В центре атома находится ничтожное ядро, в состав которого входит положительно заряженные частицы. Вся масса атома также сосредоточена в ядре. Вокруг этого ядра по орбитам, похожим на планетарные, как планеты вокруг солнца вращаются электроны. Рис..4.. Планетарная модель атома Эрнеста Резерфорда была очень наглядной, но сразу же выявились её недостатки.

· Электрон вращается вокруг ядра за счет центростремительной силы, т.е. он движется с ускорением. А так как электрон является еще и заряженной частицей, то со временем  согласно электромагнитной теории, он должен излучать энергию. Следовательно, электрон должен упасть на ядро, а атом перестать существовать. Но такое ведь не происходит.

· Еще можно опровергнуть теорию Эрнеста Резерфорда еще и тем, что атом гелия, например, имеет массу, равную 4, что в 4 раза больше массы одного протона. А известно, что в атоме всего 2 протона. Следовательно, модель атома Эрнеста Резерфорда была в чем-то ошибочной.

В 1913 году при изучении рентгеновских лучей Генри Мозли предположил, что ядро, кроме протонов содержит нейтральные частицы с массой равной массе протона. Эта догадка была подтверждена только в 1932 году  Джеймсом Чедвиком.

Сейчас принято называть совокупность протонов и нейтронов  в ядре атома - нуклонами и их массу – массовым числом. Протоны называются порядковым номером элемента или атомным номером.

В 1913 году датский физик Нильс Бор предложил свою теорию строения атома. Нильс Бор полностью не отрицает модель строения атома Эрнеста Резерфорда, но вносит в неё некоторые уточнения. Так по его мнению электроны вокруг ядра вращаются не произвольным , а по строго определенным орбитам при этом не поглощают и не выделяют энергию. Следовательно, Нильс Бор утверждает, что электроны в атоме не подчиняются законам классической физики.

В последующие годы постулаты Нильса Бора были переработаны, и появилось новое направление в квантовой химии или физики, которое объясняло строение атома.

7 Квантово-механическая модель строения атома. Квантовые числа. Энергетические уровни, энергетические подуровни и атомные орбитали.

Современная модель атома является развитием планетарной модели Бора-Резерфорда. Согласно современной модели, ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Однако представления квантовой механики не позволяют считать, что электроны движутся вокруг ядра по сколько-нибудь определённым траекториям (неопределённость координаты электрона в атоме может быть сравнима с размерами самого атома).

Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Положение атома в таблице Менделееваопределяется электрическим зарядом его ядра (то есть количеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов (см.: атомное ядро). Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).

Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных ¹⁄₁₂ от массы атома стабильного изотопа углерода ¹²C.

Квантовые числа для электрона в атоме:

Главное квантовое число n

Описывает:

• среднее расстояние от орбитали до ядра;

• энергетическое состояние электрона в атоме.

Чем больше значение n, тем выше энергия электрона и больше размер электронного облака. Если в атоме несколько электронов с одинаковым n, то они образуют электронные облака одинакового размера - электронные оболочки.

Орбитальное квантовое число l (азимутальное)

Описывает форму орбитали, которая зависит от n.  Орбитальное число l может принимать целочисленные значения в диапазоне от 0 до n-1. Например, при n=2: l=0 l=1 

Магнитное квантовое число m

Описывает ориентацию орбиталей в пространстве.  Может принимать целочисленные значения в диапазоне от -l до +l (включая 0). Например:  Для l=0 возможно только одно значение: m=0. Это значит, что s-орбиталь имеет только одну пространственную ориентацию.  Для l=1: m=-1;0;+1 - p-орбиталь имеет три пространственные ориентации.  Для l=2: m=-2;-1;0;+1;+2 - d-орбиталь имеет пять пространственных ориентаций.

Спиновое квантовое число m_s

Описывает направление вращения электрона в магнитном поле - по часовой стрелке или против. На каждой орбитали может находиться только два электрона: один со спином +½ другой -½. 

Энергетические уровни и подуровни. Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая ( 90%), называется орбиталью.

Каждому электронному слою соответствует определенный уровень энергии находящихся на нем электронов, поэтому электронные слои называются еще энергетическими уровнями.

Число энергетических уровней в атоме химического элемента равно номеру периода, в котором этот элемент расположен.

Уровень, на котором находится максимально возможное число электронов, называется завершенным. Завершение внешнего уровня наступает при 8 электронах.

Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K, L, M, ...).

Энергетический подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, характеризующихся одними и теми же значениями квантовых чиселn и l. Подуровни обозначают буквами: s, p, d, f... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня, третий - три подуровня и так далее.

Если на схеме орбитали обозначить в виде ячеек (квадратных рамок), а электроны - в виде стрелок (↑ или ↓), то можно увидеть, что главное квантовые число характеризуют энергетический уровень (ЭУ), совокупность главного и орбитального квантовых чисел - энергетический подуровень (ЭПУ), совокупность главного, орбитального и магнитного квантовых чисел - атомную орбиталь, а все четыре квантовые числа - электрон.

 Каждой орбитали отвечает определенная энергия. Обозначение орбитали включает номер энергетического уровня и букву, отвечающую соответствующему подуровню: 1s, 3p, 4d и т.п. Для каждого энергетического уровня, начиная со второго, возможно существование трех равных по энергии p-орбиталей, расположенных в трех взаимно перпендикулярных направлениях. На каждом энергетическом уровне, начиная с третьего, имеется пять d-орбиталей, имеющих более сложную четырехлепестковую форму. Начиная с четвертого энергетического уровня, появляются еще более сложные по форме f-орбитали; на каждом уровне их семь. Атомную орбиталь с распределенным по ней зарядом электрона нередко называют электронным облаком.