.

Будова атома (реферат)

Язык: украинский
Формат: реферат
Тип документа: Word Doc
22 16103
Скачать документ

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 часіШвидкість 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 рівновагаЗворотні і незворотні хімічні реакціїЗворотними 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 + dDKС = [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 розчиниДисперсною називають систему, в якій одна або декілька речовин подрібнені і розподілені в іншій речовиніДисперсна фаза - речовина, що утворює дискретну частину дисперсної системиДисперсійне середовище - речовина, що утворює суцільну частину дисперсної системиКласифікація дисперсних систем за розміром частинок дисперсної фазиr > 100 нм – грубодисперсні системи (механічні суміші);

1 < r < 100 нм - тонкодисперсні системи (колоїди);r < 1 нм - істині розчини.Концентрація розчинівМасова частка (?)? = m2/ m, де m2 - маса розчиненої речовини, m - маса розчинуМолярність (CM)CM = ??/V, де ???- кількість розчиненої речовини, V - об'єм розчину, одиниця виміру моль/л (М).Розчини електролітівЕлектроліти - речовини, що дисоціюють на іони при розчиненні у полярних розчинникахЕлектролітична дисоціація - процес розпаду речовини на іони при розчиненніСтупінь дисоціації ??? - доля кількості речовини електроліту, що розпалася на іони? = ?????/ ?0де  ?0 - вихідна кількість речовини;???- зміна кількості реагуючої речовини.При постійному об'ємі V = const ? = ??C??/ C0.Класифікація електролітів за величиною ступеня дисоціаціїДля 0,1 М розчинів звичайно приймаютьПри ? < 0,1, то електроліти відносять до слабких, при ??? 1 - до сильних.Правила складання іонно-молекулярних рівнянь хімічних реакцій1. 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 нейтралізаціїТипи реакцій гідролізуЧастковий гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є зворотноюСолі 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 - кислийСолі 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 - лужнийПовний гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є практично незворотноюПовному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) газиAl2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2SОкисно-відновні реакції (ОВР)- реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до іншихОкисник (Ox) - частинка, що приймає електрониВідновник (Red) - частинка, що віддає електрониКласифікація 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 відновникаМетод електронного балансу - метод підбору коефіцієнтів  в рівняннях ОВРМетод електронного балансу полягає у послідовному виконанні певних операцій, які розглянемо на конкретному прикладіПрикладПідібрати коефіцієнти в рівнянні окисно-відновної реакції:KMnO4 + NaCl + H2SO4 = MnSO4 + Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O1. Визначити елемент-окисник і елемент-відновник, їх продукти і скласти схему електронного балансуKMn+7O4 + NaCl? + H2SO4 = Mn+2SO4 + Cl02 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O   Ox                  RedMn+7+ 5? = Mn+2Cl????? = Cl0 15 210Коефіцієнти в схемі електронного балансу називають основнимиЯкщо основні коефіцієнти мають цілий спільний множник, то їх скорочуютьЯкщо при підстановці основних коефіцієнтів виникає дрібний коефіцієнт, то їх подвоюютьВ даному випадку є необхідність подвоєння основних коефіцієнтів, щоб уникнути дрібного коефіцієнту при Cl22KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O2. Підібрати коефіцієнти до кислотних і основних залишків2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O3. Підібрати коефіцієнт до Гідрогену2KMnO4 + 10NaCl + H2SO4 = 2MnSO4 + 5Cl2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2OТермічна стабільність неорганічних солейКарбонати* 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 оксидиНітрати* нітрати лужних металів* нітрати металів, що утворюють термічно стабільні оксиди* нітрати металів, що утворюють термічно нестабільні оксидиФосфати* гідроортофосфати лужних металів* дигідроортофосфати лужних металівСолі амонію* біхромат амонію* нітрит амонію* нітрат амонію* хлорид амонію

Нашли опечатку? Выделите и нажмите CTRL+Enter

Похожие документы
Обсуждение

Оставить комментарий

avatar
  Подписаться  
Уведомление о
Заказать реферат!
UkrReferat.com. Всі права захищені. 2000-2019