Важнейшие классы неорганических соединений.

Оксиды – это сложные в-ва, состоящие из атомов двух эл-ов, один из которых кислород в степени окисления -2. Общая формула Э2+хОх-2. Номенклатура: «Оксид» + название Эл-та. Классификация: Несолеобразующие и солеобразующие(в результате химических р-ий способны образовывать соли). Солеобраз: Основные(в качестве гидратов – продуктов присоединения воды – соответствуют основания(образуются металлами при проявлении ими невысокой валентности): К2О, СаО,СuO,MnO),кислотные(ангидриды к-т; в качестве гидратов соответствуют кислоты: СО2, SO3, CrO3, Mn2O7), Амфотерные(ZnO,PbO, SnO,Al2O3, Cr2O3,PlO2). Хим. Св-ва: Основные: 1. Оксид(щелочной,щелочноземельный)+вода= щелочь: К2О+Н2О=2КОН. 2. Основной оксид+кислотный оксид=соль: MgO+CO2= MgCO3. 3. Основной оксид + к-та= соль+вода: CuO+H2SO4=CuSO4+H2O. 4. +амфот.оксид=соль. Кислотные оксиды – это оксиды металлов и неметаллов высшей степени окисления. 1.Кислотный оксид+Вода= кислота. В воде растворяются все кислотные оксиды кроме SiO2. SO3+H2O=H2SO4.2. Кислотный оксид+основной=соль. 3.Кислотный оксид+основание= соль+вода: N2O5+Ca(OH)2=Ca(NO3)2+H2O. Амфотерные – оксиды металлов которые в зависимости от условий могут проявлять св-ва либо кислотных либо основных оксидов. В воде не растворимы, но могут растворятся как в кислотах(проявляют основные св-ва), так и в щелочах(проявляют кислотные св-ва). 1.Амфотер.Оксид+Осн.Оксид=соль BeO+K2O=K2BeO2 2.Амфот.оксид+щелочь = соль+вода Al2O3+NaOHТВ=NaAlO2+H2O 3.Амфот.Осид +кислотный=соль ZnO+SO3=ZnSO4 4.Амфот.Оксид+кислота =соль+вода Al2O3+3HCl=AlCl3+3H2O. Получение: 1.Взаимодействие простых в-в с кислородом – сжигание простых веществ( S+O2=SO2)(не применим для получения щелочных металлов: получаются пероксиды; благородные Ме не окисляются) 2.Горение сложных в-в в кислороде(солей некоторых кислот и водородных соединений немет-в): СH4+O2=CO2+2H2O 3.Разложение сложных в-в(гидроксидов:осн-ий и нек. кислородосодержащих к-т(кроме окс.щел мет); нек.солей кислородосодерж.к-т(соли щел.мет не разлагаются при нагревании с образованием оксидов)) CaCO3=CaO+CO2 Применение: Ряд оксидов используются в качестве катализаторов в современных хим. Производствах(Al2O3,Cr2O3,NO). Углекислый газ при закачке в продуктивные пласты способствует повышению их нефтеотдачи. Минерал корунд(Al2O3 )- абразивный материал(+рубин,сапфир). Негаш.известь(CaO)реагент для буровых р-ров. Fe2O3,Fe3O4- при бурении скважин в кач-ве утяжелителей и реагентов-нейтрализаторов H2S.

Основания –это сложные в-ва, в состав которых входят атомы металла (+) и гидроксо группы(ионы гидроксила) OH (-). Номенклатура: «гидроксид»+назв. Ме (переменная валентность). Классификация: основания делятся на растворимые и не растворимые. Растворимые – щёлочи. Но большинство оснований не растворимы в воде. Основания различаются по кислотности (которая определяется количеством гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотные остатки) они бывают одно-(образуют одновалентный металл LioH) и многокислотны (многовалентный металл Ca(OH)2). Амфотерные ( которые в зависимости от условий проявляют свойства либо оснований либо кислот)Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, нерастворимые основания(Cu(OH)2,Fe(OH)2-3). Хим. свойства: фиолетовый лакмус – синий цвет. Бесцветный раствор ф-фт – малиновый цвет. Основание щелочных металлов термоустойчиво. Большинство труднорастворимых оснований при нагревании разлагается на оксид и воду. Основания взаимодействуют с кислотами (реакция нетрализации) образуя соль и воду. Основание взаимодействует с кислотными оксидами, а щёлочи с амфотерными оксидами(=соль: ZnO+2KOH=K2ZnO2+H2O). Щёлочи взаимодействуя с солью образуют новое основание и соль. Амфотерные гидроксиды: 1.АГ+кислота=соль+вода Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O 2.АГ+щелочь=соль+вода(при сплавлении) Zn(OH)2+2NaOHТВ=t+Na2ZnO2+2H2O. Общим способом получения оснований – реакция обмена. При взаимодействии соли с щёлочью. 2.Основание+кислота=соль+вода 2КОН+2НCl=2KCl+H2O 3.Основания+Кисл.Оксид=соль+вода Ba(OH)2+CO2=BaCO3+H2O. Нерастворимые основания 1.Основание +кислота=соль+вода 2Fe(OH)3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+6H2O 2.Основание-t-=Оксид+вода 2Fe(OH)3 t =Fe2O3+3H2O. Щелочи-растворимы в воде(LiOH,KOH). Получение: 1.ОБЩ-Р-я обмена (р-р соли+щелочь=новое осн.+соль). 2.щел,щел-зел металл+вода=щелочь+водород 2Na+2H2O=2NaOH+H2|. 3.Осн.Оксид+вода=щелочь. 4. Электролиз р-ров солей(хлоридов). Приминение: NaOH и KOH используются для очистки нефтепродуктов, для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, прим. в текстильной и кожевенной пром. KOH,Ca(OH)2,Ba(OH)2 в нефтяной пром. Для приготовления ингибированных буровых р-ров, позволяющих разбуривать неустойчивые горные породы.

Кислоты- сложные в-ва в состав которых входят ионы водорода Н и ионы кислотного остатка(-). Классификация: Все кислоты можно представить в виде одноосновных (HCl,HI) и многоосновных(H2S,H2SO4) (определяется количеством атомов водорода в молекуле кислоты, которые могут замещаться на атомы металлов с образованием соли). По наличию в составе молекулы кислорода все молекулы делятся на бескислородные (не содержат в составе кислорода) и кислородосодержащие(оксокислоты:SiO2). В зависимости от количества молекул воды, присоединенных одной молекулой кислотного остатка, кислоты можно подразделить на мета, орто и пиро кислоты. Классификация: по числу ионов водорода в кислоте различают кислоты одноосновные и многоосновные: кислород содержащие одноосновные – HNO3, HMnO4, двух основные – H2SO4, H2SiO3, трёх основные. Бескислородные одноосновные – HF,HI, 2-основные – H2S,H2Se, Номенклатура: Бескислородные кислоты – названия неметалла + слово водородная. Кислородсодержащие называются в зависимости от названия элемента по степени окисления кислотообразующего эл-та или по кол-ву атомов водорода в кислоте. Если кислотообразующий элемент имеет высшую или любую единственную степень окисления, то название кислоты складывается из названия элемента с добавлением суффиксов –н,ов,ев-(Серная кислота, марганцовая. При промежуточной степени окисления образуется суффикс –новат-,-ист-(йодноватая кислота, хлористая кислота).

Хим. Св-ва: кислоты взаимодействуют с основаниями – соль и вода. С основными и амфотерными оксидами. – соль и вода. Могут взаимодействовать с солями более слабых или более летучих к-т– новая соль и к-та. С активными металлами – соль и водород. Хим. Св-ва: а)Обычные кислоты все кроме HNO3,H2SO4(конц) реагируют со всеми металлами (кроме свинца), стоящими в ряду напряжений до водорода. Образуется соль и водород Fe+H2SO4=FeSO4+H2. б)Кислоты-окислители H2SO4(конц),HNO3 при нагревании реагирует со всеми металлами, кроме благородных(Au,Pt) и неметаллами. Холодные концентрированные кислоты пассивируют Fe,Cr,Al. Fe+HNO3(на холоде) =пассивация. Получение: 1. Кислотный оксид+вода=кислота SO3+H2O=H2SO4 2. соль1+кислота1=соль2+кислота2: кислород содержащие- Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+ 2H3PO4,2NaCl(ТВ)+H2SO4(конц)=2Na2SO4+2HCl 3.Неметалл+HNO3= кислота+оксиды+вода 2P+5H2SO4=2H3PO4+5SO2+2H2O. 4.Бескислородные непосредственным синтезом из элементов, с последующим растворением полученного соединения в воде. Применение H2SO4(HNO3 )широко используется для производства удобрений, красителей, (лаков), пластмасс, лекарственных (и взрывчатых) в-в, хим.волокон. HCl-в нефтяной пром-ти для обработки призабойных зон скважин с целью увеличения нефтеотдачи пластов, в составах травильных р-ров для удаления ржавчины и отложений в трубопроводах и скважинах.

Соли- сложные в-ва состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. Классификация: Средние соли(продукт полного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами метала) (NaNO3,Na2SO4), Кислые соли(Продук неполного замещения атомов водорода, определяющих основность кислоты, атомами металлов) (NaHCO3,Ca(HSO4)2), Основные соли(продукт неполного замещения гидрооксильных групп основания или амфотерного гидрооксида на кислотный остаток; продукт неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой). ((CuOH)2CO3), двойные соли(продук замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы разных металлов или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот) (KAl(S04)2,KCr(SO4)2). Номенклатура: назв. К-ного остатка в им.падеже+назв.Ме в родит.падеже с указанием степени его окисления в скобках римскими цифрами; Кислые соли- обр. добавлением к названию соотв. Средней соли приставки гидро-; осн. Соли- приставки гидроксо-( нитрат гидроксожелеза) Хим. Свойства: 1.Соль1+кислота1(более сильный или менее летучий р-р)=соль2+кислота2. 2.Соль1+щелочь=соль2+нераств.основание Mg(NO3)2+2KOH. 3. Соль1+>акт.металл1=соль2+металл2 Pb(NO3)2+Zn=Pb+Zn(NO3)2 . 4.Соль1+соль2=соль3+соль4 NaCl+AgNo3=AgCl+NaNo3 Получение: Средние 1. металл + неметалл 2Fe+3Cl2=2FeCl3 2. Металл +кислота=соль +Водород Mg+2HCl=MgCl2+H2 3. Металл1+соль1=металл2=соль2 Zn+CuSo4=Cu+ZnSo4 4. Основной оксид + кислотный оксид =Соль CaO+CO2=CaCO3 5. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами CuO+H2SO4=CuSO4+H2O 6.К-та+осн-е. 7.к-та+соль 8.р-ры двух солей 9.осн-е+кисл.оксид (щелочь+амфот. оксид). 10.р-р щелочи+р-р соли. Кислые соли: 1. Неполная нейтрализация кислоты основанием. В реакции участвует избыток кислоты и недостаток основания H3PO4 + KOH=KH2PO4+ H2O 2. Средняя соль + кислота = Кислая соль CaCO3+CO2+H2O=Ca(HCO3)2 . Основные соли: 1. Неполная нейтрализация основания кислотой (избыток основания + недостаток кислоты)= основная соль Fe(OH)3+HCl=Fe(OH)2Cl 2. Средняя соль1+щелочь=основная соль + средняя соль2 FeCl2+KOH=FeOHCl+KCl 3. Средняя соль + одноименное основание = основная соль CaSO4+Ca(OH)2=(CaOH)2SO4

Применение: Ряд солей является соединениями необходимыми в значительных количествах для обеспечения жизнедеятельности животных и растительных организмов, в качестве температурного понижателя вязкости буровых растворов(бихромат натрия).

3.Электронная оболочка атома. Атомная орбиталь. Характеристика электрона в атоме. Квантовые числа.

Электронная оболочка атома — область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях. Каждая электронная оболочка может иметь определенное максимальное число электронов.

Порядок заполнения электронных оболочек (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n) определяется правилом Клечковского, порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l) определяется Правилом Хунда.

Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.

Электроны в атоме притягиваются к ядру, между электронами также действует кулоновское взаимодействие. Эти же силы удерживают электроны внутри потенциального барьера, окружающего ядро. Для того, чтобы электрон смог преодолеть притяжение ядра, ему необходимо получить энергию от внешнего источника. Чем ближе электрон находится к ядру, тем больше энергии для этого необходимо.

Электронам, как и другим частицам, свойственен корпускулярно-волновой дуализм. Иногда говорят, что электрон движется по орбитали, что неверно. Состояние электронов описывается волновой функцией, квадрат модуля которой характеризует плотность вероятности нахождения частиц в данной точке пространства в данный момент времени, или, в общем случае, оператором плотности. Существует дискретный набор атомных орбиталей, которым соответствуют стационарные чистые состояния электронов в атоме.

Каждой орбитали соответствует свой уровень энергии. Электрон может перейти на уровень с большей энергией, поглотив фотон. При этом он окажется в новом квантовом состоянии с большей энергией. Аналогично, он может перейти на уровень с меньшей энергией, излучив фотон. Энергия фотона при этом будет равна разности энергий электрона на этих уровнях.

Квантовые числа электрона. Движение электрона в атоме описывается квантовыми числами: главным – n, побочным – l, магнитным – m и спиновым – s. Квантовое число n – главное. Оно определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He+, Li2+ и т. д.). n принимает значения от 1 до ∞. Чем меньше n, тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром. при n = 1 атом водорода находится в основном состоянии, при n > 1 – в возбужденном. В многоэлектронных атомах электроны с одинаковыми значениями n образуют слой или уровень, обозначаемый буквами K, L, M, N, O, P и Q. Буква K соответствует первому уровню, L – второму и т. д.

Орбитальное квантовое число l характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l имеет буквенные обозначения

…

Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень. Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически симметричном кулоновском поле ядра.

Квантовое число ml называют магнитным. Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и принимает целые значения от –l до +l через нуль, то есть 2l + 1 значений. Расположение орбитали характеризуется значением проекции вектора орбитального момента количества движения Mz на какую-либо ось координат (обычно ось z). Орбитали одного подуровня (l = const) имеют одинаковую энергию. Такое состояние называют вырожденным по энергии. Так p-орбиталь – трехкратно, d – пятикратно, а f – семикратно вырождены. Квантовые числа n, l и ml не полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Экспериментально установлено, что электрон имеет еще одно свойство – спин. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое квантовое число ms имеет только два значения ms = ±1/2, представляющие собой две проекции углового момента электрона на выделенную ось. Электроны с разными ms обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз. Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии.

4.Многоэлектронные атомы. Порядок заполнения электронами энергетических уровней подуровней орбиталей. Принцип Паули. Принцип наименьшей энергии(правила Клечковского). Правило Гунда.

Принцип Паули: в атоме не может быть электронов ,имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. . Это означает, что два любых электрона в атоме (или молекуле, или ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, то есть на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами (спаренных электронов). Каждый подуровень содержит 2l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s-орбиталей – 2, p-орбиталей – 6, d-орбиталей – 10 и f-орбиталей – 14 электронов. (Два электрона, находящихся на одной орбитали и обладающих противоположно направленными спинами , называют спаренными, электроны ,расположенные по одному на орбиталях- неспаренные. Их наличие объясняет магнитные свойства вещ-в. Если в веществе (молекуле) есть неспаренные электроны, то такое вещество проявляет парамагнитные свойства- втягивается в поле внешнего магнита. Если все электроны спаренны то взаимодействия с внешним маг. полем нет . Такие вещ-ва называют диамагнетиками.) Принцип минимума энергии: Электрон в основном (невозб.) состоянии в атоме занимает такое положение, чтобы энергия была бы минимальной. Энергия электрона главным образом определяется суммой (n+l ).ук Правило Клечковского: 1) В первую очередь заполняется та орбиталь где (n+l ) min

2) Если (n+l ) для нескольких орбиталей одинаковы, то в первую очередь заполняется та орбиталь, где n- меньше.

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d <4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f . . . . . .

1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8

1s-

2s-2p-

3s-3p-

4s-3d-4p-

5s-4d-5p-

6s-4f-5d-6p-

Каждый период в таблице Менделеева начинается с заполнения нового эн. уровня.

На внешнем эн. уровне не может быть больше 8 электронов. У всех благородных газов ( кроме Не ) внешн.эн. уровень заполнен полностью - состояние этой оболочки самое устойчивое. В хим. реакциях атомы стремятся принять или отдать электроны так, чтобы на внешней оболочке было 8 электронов, при этом образуются ионы. Правило Хунда: При данном значении l ( в пределах одного подуровня ) электрон занимает такое положение, чтобы суммарный спин был бы макс.

5.Структура переодической системы. Период. Группа. Главная и побочная подгруппы. s-, p-, d-, f-электронные семейства элементов. Валентные электроны.

Структура период.сист.хим.эл. менд. : Период – Горизонтальный ряд эл-ов, расположенных в порядке возрастания порядкового номера от первого s-элемента до 6-p-элемента. Каждый период начинается активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Группы – вертикальные ряды. Номер группы определяет максимальную валентность Эл-та, максимальную положительную степень окисления, число валентных эл-ов(исключение кислород и фтор). Группы делятся на подгруппы. Подгруппа – вертикальный ряд эл-ов имеющих однотипное электронное строение и являющихся электронными аналогами. Гл. Подгруппы-(А подгруппы) – содержит эл-ты s- и p- электронных семейств, которые расположены в больших и малых периодах. S-эл-ты только металлы, p-эл-ты – металлы и неметаллы. Побочные подгруппы(B-подгруппы) содержит эл-ты d-электронных семейств. В побочных подгруппах эл-ты только больших периодов, только металлы.

Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса), Д. И. Менделеев в 1869 г. открыл закон периодичности этих свойств: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомных весов элементов».

Физическая основа периодического закона была установлена Н. Бором. Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Менделеева – это естественная классификация элементов по элекронным структурам их атомов. Простейшая основа такой классификации – число электронов в нейтральном атоме, которое равно заряду ядра. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит: «Свойства элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

Это обстоятельство отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп.

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число электронных слоев, номер периода совпадает со значением главного квантового числа n внешнего уровня (слоя); таких периодов в периодической системе семь. Второй и последующие периоды начинаются щелочным элементом (ns1) и заканчивается благородным газом (ns2np6).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные – А, состоящие из s- и p-элементов, и побочные – B-подгруппы, содержащие d-элементы. Подгруппа III B, кроме d-элементов, содержит по 14 4f- и 5f-элементов (4f- и 5f-семейства). Главные подгруппы содержат на внешнем электронном слое одинаковое число электронов, которое равно номеру группы.

В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s-орбиталях внешнего и d-орбиталях предвнешнего слоя. Для f-элементов валентными являются (n – 2)f- (n – 1)d- и ns-электроны.

Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность, как диагональное сходство у пар элементов Li и Mg, Be и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией смены свойств по вертикали (в группах) и их изменением по горизонтали (в периодах).