Ім'я файлу: urhim908.doc
Розширення: doc
Розмір: 448кб.
Дата: 13.01.2022
скачати


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:

HCl - 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

Зворотніінезворотніхімічніреакції

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+ 5ē = Mn+2

Clē = 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


скачати

© Усі права захищені
написати до нас