Реферат на тему:

Будова атома

Атом — мікрочастинка, яка складається з ядра, що вміщує протони і
нейтрони, і електронів, які утворюють зовнішню оболонку

Хімічний елемент — вид атомів з однаковим зарядом ядра

Ізотоп — вид атомів з однаковим масовим числом

Масове число — загальна кількість протонів і нейтронів, що входять до
ядра

Квантові числа — параметри, що визначають електронну структуру і
властивості електронів  атома

n — головне квантове число; визначає енергетичний рівень і енергію
електрона

n = 1, 2, …[1]… ?;

l — орбітальне квантове число; визначає енергетичний підрівень, форму
орбіталі і енергію електрона

l = 0, 1, …[1]… n-1;

ml — магнітне квантове число; визначає просторову орієнтацію атомних
орбіталей

ml = -1… [1]…+1;

ms — спінове квантове число; визначає власний механічний і магнітний
момент електрона

ms = -1/2 або +1/2

Кількість енергетичних підрівнів на енергетичному рівні дорівнює n

Електронна ємність енергетичного рівня дорівнює 2n2

Кількість орбіталей на енергетичному підрівні дорівнює 2l  + 1

Електронна ємність енергетичного підрівня дорівнює 2·(2l  + 1)

Принцип Паулі —  в атомі не може бути двох або більше електронів з
однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел

Правило Гунда — сумарне спінове число електронів на даному підрівні
повинне бути максимальним

Правило Клечковського — енергетичні підрівні заповнюються у порядку
зростання величини n+l, а при рівних значеннях  — у порядку зростання
величини n.

Форма і просторова орієнтація s- і p-орбіталей

Періодичний закон Д.I. Мендєлєєва

Властивості елементів знаходяться у періодичній залежності від заряду
ядра їх атомів

Д.I. Менделєєв

Періодична система елементів є графічним відображенням періодичного
закону.

У найбільш розповсюдженій – короткій формі таблиці Д.І.Мендєлєєва всі
відомі на цей час елементи  підрозділяються на сім горизонтальних
періодів і вісім вертикальних груп. Елементи великих періодів (починаючи
з четвертого) поділяються крім того на два горизонтальних ряди. У кожній
групі елементи великих періодів підрозділяються на дві підгрупи: головну
(А) і побічну (В). До головних підгруп входять елементи малих (I–Ш)
періодів (типові елементи) і подібні до них елементи великих (IV-VII)
періодів. Побічні підгрупи складаються із елементів тільки великих
періодів.

Енергія іонізації (I) — енергія необхідна для повного видалення
електрону з атома

Енергія спорідненості до електрону (Eсп.) — енергія, що виділяється при
приєднанні електрону до атома

Електронегативність (ЕН) — здатність атома зміщувати електронну густину
при утворенні хімічного зв’язку

Електронні аналоги — елементи, що мають подібну електронну будову

Повні електронні аналоги — елементи, що мають подібну електронну будову
у всіх ступенях окислення. Повні електронні аналоги знаходяться в одній
підгрупі.

Неповні електронні аналоги — елементи, що мають подібну електронну
будову лише у деяких  ступенях окислення. Неповні електронні аналоги
знаходяться в одній групі.

Як приклад, розглянемо елементи IV групи

Елементи головної підгрупи

Елементи побічної підгрупи

Елементи головної і побічної підгруп мають у вищому ступені окислення
електронну конфігурацію інертного газу. Тому, лише у ступені окислення
+4 дані елементи є електронними аналогами. Схожість електронної будови у
ступені окислення +4 обумовлює і схожість складу і властивостей хімічних
сполук. Наприклад, для елементів IV групи характерним є утворення
гідроксидів складу H2ElO3, які являють собою або слабкі кислоти, або
амфотерні гідроксиди.

Хімічний  зв’язок

— Взаємодія атомів, що призводить до утворення ядерно-електронних 
систем, що вміщують два або більше атомних ядер.

Відповідно до методу валентних зв’язків (ВЗ), хімічний зв’язок є
двохелектронним і доцентровим. Тобто утворюється внаслідок узагальнення
електронної  пари двома атомами. Типи хімічного зв’язку

Ковалентний — узагальнена електронна пара локалізована між ядрами з двох
атомів, що утворюють хімічний зв’язок. Характеризується направленістю і
насиченістю.

Іонний — узагальнена електронна пара локалізована на одному з двох
атомів, що утворюють хімічний зв’язок. Характеризується ненаправленістю
і ненасиченістю.

Металічний — зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу і
об’єднують позитивно заряджені іони атомів металу.

 

Розрізняють два механізми утворення хімічного зв’язку.

Утворення хімічного зв’язку за обмінним механізмом

H• + •H = H2;

Утворення хімічного зв’язку за донорно-акцепторним механізмом

H? + H? = H2.

Способи перекривання атомних орбіталей

?-зв’язок — область перекривання лежить на лінії, яка з’єднує центри
атомів

?-зв’язок — область перекривання лежить по обидві сторони від лінії, яка
з’єднує центри атомів.

Поняття по ступінь окислення елемента

Ступінь окислення — умовний заряд атома елемента, який визначається з
положення, що речовина має іонний тип хімічного зв’язку.

Правила визначення ступеня окислення.

Правила вміщують перелік елементів, які мають або один, або декілька
найбільш характерних ступенів окислення у складі хімічних сполук:

1. Прості речовини.

(речовини, до складу яких входить лише один елемент)

Ступінь окислення дорівнює нулю, наприклад: Fe0, O20, Ca0 та інші.

Зверніть увагу!

* Як виняток, слід запам’ятати молекулу озону O3, яка містить атоми
кисню, що займають у структурі нееквівалентні позиції.

Центральний атом кисню має ступінь окислення +4, а периферійні — (-2).

2. Складні речовини.

(речовини, до складу яких входить два або більше хімічних елементів)

а) Лужні метали Li, Na, K, Rb, Cs, Fr у складі хімічних сполук
проявляють виключно ступінь окислення +1.

б) Be, Mg і лужноземельні метали (Ca, Sr, Ba,Ra) — (+2).

Zn і Cd — (+2).

Hg може проявляти ступені окислення +1 і +2.

Зверніть увагу!

* У ступені окислення +1 Ртуть утворює катіон диртуті Hg22+.

в) B, Al — (+3).

г) Найбільш характерним ступенем окислення Гідрогену є +1.

З найбільш активними металами, наприклад, лужними або лужноземельними
Гідроген утворює солеподібні сполуки — гідриди, в яких він проявляє
ступінь окислення -1.

NaH, CaH2, та інші.

д) Кисень може проявляти різноманітні ступені окислення, але найбільш
характерними є -2 і -1.

Ступінь окислення -1, Кисень проявляє у складі пероксидів — сполук, що
вміщують пероксид-іон O22-. Утворення пероксидів є характерним для
Гідрогену, лужних і лужноземельних металів, наприклад: H2O2, Na2O2,
CaO2.

Зверніть увагу!

* Ступінь окислення Сірки у складі піриту (персульфіду Заліза (ІІ)) FeS2
дорівнює (-1)

* У складі магнетиту (ферату (ІІІ) Заліза (ІІ)) Fe3O4 Залізо має ступені
окислення +2 і +3.

При розв’язанні завдань, для яких має значення ступінь окислення,
формулу магнетиту слід записувати наступним чином: Fe+2(Fe+3O2)2.

Класи неорганічних сполук

Класи неорганічних сполук.

Оксиди — бінарні (подвійні) сполуки Кисню з іншими елементами, в яких
Кисень проявляє ступінь окислення -2.

Класифікація оксидів за кислотно-основними властивостями

Утворюють солі

Основні

K2O, MgO, CuO

Амфотерні

Al2O3, ZnO, PbO

Кислотні

CO2, P2O5, Mn2O7

Не утворюють солей

CO, N2O, NO

Зверніть увагу!

* Утворення основних оксидів характерне для лужних металів, Mg і
лужноземельних металів, а також для d-елементів у ступенях окислення +1
і +2 (за виключенням Zn).

* Утворення амфотерних оксидів — для Zn, Sn, Pb, Be, Al, а також для 
d-елементів у ступенях окислення +3 і +4.

* Утворення кислотних оксидів — для неметалів і d-елементів у ступенях
окислення +5 і вище.

Отримання оксидів

1. Безпосередня взаємодія простих речовин з молекулярним киснем:

2Zn + O2 = 2ZnO;

Fe + O2 = Fe2O3;

P + O2 = P2O5.

2. Термічна дисоціація гідроксидів:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O;

H2SiO3 = SiO2 + H2O;

Cu(OH)2 = CuO + H2O.

3. Термічна дисоціація солей:

Cu(NO3)2 = CuO + 2NO2 + 1/2O2;

(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + H2O;

2Fe(NO3)3 = Fe2O3 + 3NO2 + 9/2O2.

Зверніть увагу!

* Нестабільні оксиди, такі як, наприклад, Ag2O, N2O5, Mn2O7 або Cl2O7 за
даними методами не утворюються.

Оксид Срібла звичайно отримують за реакцією:

2ANO3 + 2NaOH = Ag2O + H2O + NaNO3;

Оксид Нітрогену отримують при дії P2O5 на концентровану азотну кислоту:

Оксид Мангану утворюється при дії концентрованої сірчаної кислоти на
KMnO4:

2KMnO4 + 2H2SO4 = Mn2O7 + 2KHSO4 + H2O;

Оксид Хлору отримують при дії P2O5 на концентровану хлорну кислоту:

Гідроксиди — неорганічні сполуки, що вміщують гідроксид-іон.

Класифікація гідроксидів за кислотно-основними властивостями

Гідроксиди, як і оксиди, класифікують на основні, амфотерні і кислотні.

Якщо ступінь окислення елемента, що утворює оксид і гідроксид співпадає,
то співпадають і їх кислотно-основні властивості. Наприклад: Cu+2O і
Cu+2(OH)2 проявляють основні, а P2+5O5 і H3P+5O4 — кислотні властивості.

Основні гідроксиди (основи) — сполуки, що при розчиненні у воді
дисоціюють з утворенням гідроксид іонів і основних залишків.

Наприклад: NaOH = Na+ + OH-.

Кислотні гідроксиди — сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з
утворенням катіонів Гідрогену і кислотних залишків, що вміщують Кисень.

Наприклад: HClO4 = H+ + ClO4-.

За хімічним складом кислотних залишків кислоти класифікують на
кисеньвмісні (кислотні гідроксиди) і безкисневі.

Амфотерні гідроксиди — сполуки, що проявляють і властивості основ, і
властивості кислот.

Наприклад: Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH-;

Zn(OH)2 + 2H2O = [Zn(OH)4]2- + 2H+.

Отримання гідроксидів

Основні гідроксиди

Гідроксиди найбільш активних металів (лужних і лужноземельних) отримують
або при взаємодії металів з водою:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2;

або при взаємодії оксидів з водою:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2.

Гідроксиди малоактивних металів отримують звичайно при взаємодії
розчинів відповідних солей з розчинами сильних основ:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4.

Амфотерні гідроксиди

Амфотерні гідроксиди отримують як і гідроксиди малоактивних металів:

ZnSO4 + 2NaOH = Zn(OH)2 + Na2SO4.

Зверніть увагу!

* При отриманні амфотерних гідроксидів слід уникати надлишку лугу.

* Взаємодія розчинів солей с надлишком лугу може бути використана для
розділення основних і амфотерних гідроксидів.

Кислотні гідроксиди

Кислотні гідроксиди (за виключенням гідроксиду Кремнію(IV)) отримують
при взаємодії кислотних оксидів з водою:

SO3 + H2O = H2SO4.

Кремнієву кислоту можна отримати, наприклад, за наступною обмінною
реакцією:

Na2SiO3 + 2HCl = Na2SiO3 + 2NaCl.

Кислоти — сполуки, що при розчиненні у воді дисоціюють з утворенням
катіонів Гідрогену і кислотних залишків.

Наприклад: HClO4 = H+ + ClO4-;

HBr = H+ + Br-.

До найбільш поширених неорганічних кислот належать:

Кисеньвмісні:

H2SO4 — сульфатна (сірчана)

H2SO3 — сульфітна (сірчиста)

HNO3 — нітратна (азотна)

HNO2 — нітритна (азотиста)

H2CO3 — карбонатна (вугільна)

H2SiO3 — силікатна (кремнієва)

H3PO4 — ортофосфатна (ортофосфорна)

Безкисневі:

h

j

n

r

j

2 o *

E

o

??¤?¤?$????, . 2 6 : oe o u -

»

*

,

.

4

AE

E

E

I

I

O

Oe

ae

i

i

o

o

o

oe

ue

Q

!хлоридна (хлороводнева, соляна)

HBr — бромідна (бромоводнева)

HI — йодидна (йодоводнева)

H2S — сульфідна (сірководнева)

Солі — речовини, які можна представити, як продукти взаємодії кислот і
основ, що вміщують основний і кислотний залишки.

Солі класифікують на середні, кислі і основні.

Середні солі — не вміщують ні катіонів Гідрогену, ні гідроксид-іонів.

Наприклад: Na3PO4 (фосфат Натрію), K2CO3 (карбонат Калію).

Кислі солі — до складу кислотних залишків входять катіони Гідрогену.

Наприклад: NaH2PO4 (дигідрофосфат Натрію), KНCO3 (гідрокарбонат Калію).

Основні солі — до складу основних залишків входять гідроксид-іони.

Наприклад: (CuOH)2CO3 (гідроксокарбонат Міді), MgOHCl (гідроксохлорид
Магнію).

Стехіометричні розрахунки

Основний стехіометричний закон — координата хімічної реакції для кожної
з реагуючих речовин в даний момент часу однакова.

?? = ????? / a,

де ???- координата хімічної реакції;

a — стехіометричний коефіцієнт;

???- зміна кількості реагуючої речовини.

Рівняння матеріального балансу: ???????????0?

де ?0 — вихідна кількість речовини;

???- кількість речовини в даний момент часу.

Формули для визначення кількості речовини

????m/M;

????V/Vm; Vm ? 22,4 л/моль;

????N/NA; NA ? 6,02·1023 1/моль.

Рівняння Клапейрона-Мендєлєєва

pV = ?RT; R ? 3,14 (Дж/моль·К).

Термохімія

— наука, що вивчає теплові ефекти хімічних реакцій

Термодинамічна система — сукупність речовин, що взаємодіють, яка мислено
або фактично відокремлена від навколишнього середовища

Фаза — однорідна у всіх точках за складом і властивостями частина
системи, яка відокремлена від інших частин системи поверхнею розділу фаз

За фазовим складом системи класифікують на гомогенні (однорідні) і
гетерогенні (неоднорідні).

Прикладом гомогенних систем можуть бути: суміш газів, рідкий розчин,
індивідуальний кристал.

Прикладом гетерогенних можуть бути системи: газ-рідина, газ-кристал,
рідина-кристал, тощо.

Термохімічні рівняння реакцій — рівняння в яких вказано агрегатний стан
реагуючих речовин і тепловий ефект

Наприклад:

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(р) + Qp;

2H2(г) + O2(г) = 2H2O(р); ?H.

Qp — тепловий ефект процесу при постійному тиску.

?H — ентальпія; ?H = — Qp.

Екзотермічні реакції — реакції, що протікають з виділенням теплоти Qp>0;

Ендотермічні реакції — реакції, що протікають з поглинанням теплоти
Qp<0. Кінетика хімічних реакцій - наука, що вивчає закономірності перебігу хімічних реакцій у часі Швидкість хімічної реакції - зміна кількості реагуючої речовини за одиницю часу в одиниці реакційного простору. В хімічній кінетиці розрізняють істину (миттєву) швидкість реакції - V = ± d?/d?; при постійному об'ємі V = const, V = ± dC/d?, де C = ??V і середню швидкість реакції V = ± ??/??. Основний постулат хімічної кінетики ("закон діючих мас") - швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин у ступенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам. Для елементарної гомогенної реакції: аА + bВ = ... V = k·[A]a·[B]b, де k - константа швидкості хімічної реакції; залежить від температури і природи реагуючих речовин. Рівняння Вант-Гоффа: Vt2 = Vt1·??t/10, де Vt2 і Vt1 - швидкості реакції при температурах t2 і t1; ?t =  t2 - t1; ??- температурний коефіцієнт швидкості хімічної реакції. Хімічна рівновага Зворотні і незворотні хімічні реакції Зворотними називають реакції, після перебігу яких вихідні речовини повністю не витрачаються. Незворотними називають реакції, після перебігу яких хоча б одна з вихідних речовин витрачається повністю. Закон діючих мас для системи у стані хімічної рівноваги - добуток концентрацій продуктів реакції розділений на добуток концентрацій вихідних речовин у ступенях, що дорівнюють стехіометричним коефіцієнтам, при даній температурі є величиною постійною. Для елементарної гомогенної реакції: аА + bВ = сС + dD KС = [A]a·[B]b/([A]a·[B]b), де KС - константа хімічної рівноваги, залежить від температури і природи реагуючих речовин. Принцип Ле-Шательє -  якщо система, що знаходиться у стані хімічної рівноваги, піддається зовнішній дії, то стан рівноваги змінюється таким чином, що дана дія зменшується. Дисперсні системи і розчини Дисперсною називають систему, в якій одна або декілька речовин подрібнені і розподілені в іншій речовині Дисперсна фаза - речовина, що утворює дискретну частину дисперсної системи Дисперсійне середовище - речовина, що утворює суцільну частину дисперсної системи Класифікація дисперсних систем за розміром частинок дисперсної фази r > 100 нм — грубодисперсні системи (механічні суміші);

1 < r < 100 нм - тонкодисперсні системи (колоїди); r < 1 нм - істині розчини. Концентрація розчинів Масова частка (?) ? = m2/ m, де m2 - маса розчиненої речовини, m - маса розчину Молярність (CM) CM = ??/V, де ???- кількість розчиненої речовини, V - об'єм розчину, одиниця виміру моль/л (М). Розчини електролітів Електроліти - речовини, що дисоціюють на іони при розчиненні у полярних розчинниках Електролітична дисоціація - процес розпаду речовини на іони при розчиненні Ступінь дисоціації ??? - доля кількості речовини електроліту, що розпалася на іони ? = ?????/ ?0 де  ?0 - вихідна кількість речовини; ???- зміна кількості реагуючої речовини. При постійному об'ємі V = const ? = ??C??/ C0. Класифікація електролітів за величиною ступеня дисоціації Для 0,1 М розчинів звичайно приймають При ? < 0,1, то електроліти відносять до слабких, при ??? 1 - до сильних. Правила складання іонно-молекулярних рівнянь хімічних реакцій 1. Сильні електроліти записують у вигляді іонів; 2. Слабкі електроліти, гази і нерозчинні речовини - у вигляді молекул. Гідроліз солей - реакція обмінної взаємодії солі з водою, зворотна реакції нейтралізації Типи реакцій гідролізу Частковий гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є зворотною Солі утворені слабкою основою і сильною кислотою: 1. Mg2+ + H2O = MgOH+ + H+;    2MgSO4 + 2H2O =(MgOH)2SO4 + H2SO4; 2. MgOH+ + H2O = Mg(OH)2 + H+;    (MgOH)2SO4 + 2H2O = 2Mg(OH)2 + H2SO4. Характер водного середовища - кислий Солі утворені сильною основою і слабкою кислотою: 1. СO32? + H2O = HСO3????????     Na2СO3 + H2O = NaHСO3????NaOH; 2. HСO3? + H2O = H2СO3???????     NaHСO3 + H2O = H2СO3?? NaOH. Характер водного середовища - лужний Повний гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є практично незворотною Повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) гази Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S Окисно-відновні реакції (ОВР) - реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до інших Окисник (Ox) - частинка, що приймає електрони Відновник (Red) - частинка, що віддає електрони Класифікація окисно-відновних реакцій * Міжмолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до складу різних молекул * Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до однієї і тієї ж молекули * Реакції дисмутації - один і той же елемент відіграє і роль окисника, і роль відновника Метод електронного балансу - метод підбору коефіцієнтів  в рівняннях ОВР Метод електронного балансу полягає у послідовному виконанні певних операцій, які розглянемо на конкретному прикладі Приклад Підібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновної реакції: KMnO4 + NaCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O 1. Визначити елемент-окисник і елемент-відновник, їх продукти і скласти схему електронного балансу KMn+7O4 + NaCl? + H2SO4 = Mn+2SO4 + Cl02 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O    Ox                  Red Mn+7+ 5? = Mn+2 Cl????? = Cl0 1 5 2 10 Коефіцієнти в схемі електронного балансу називають основними Якщо основні коефіцієнти мають цілий спільний множник, то їх скорочують Якщо при підстановці основних коефіцієнтів виникає дрібний коефіцієнт, то їх подвоюють В даному випадку є необхідність подвоєння основних коефіцієнтів, щоб уникнути дрібного коефіцієнту при Cl2 2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O 2. Підібрати коефіцієнти до кислотних і основних залишків 2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O 3. Підібрати коефіцієнт до Гідрогену 2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O Термічна стабільність неорганічних солей Карбонати * середні карбонати лужних металів * кислі карбонати лужних металів * середні карбонати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди * кислі і основні карбонати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди * карбонати металів, що утворюють термічно нестабільні оксиди Нітрати * нітрати лужних металів * нітрати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди * нітрати металів, що утворюють термічно нестабільні оксиди Фосфати * гідроортофосфати лужних металів * дигідроортофосфати лужних металів Солі амонію * біхромат амонію * нітрит амонію * нітрат амонію * хлорид амонію

Похожие записи