химия сессия. Основные понятия химии

Название	Основные понятия химии
Анкор	химия сессия.docx
Дата	16.12.2017
Размер	128.3 Kb.
Формат файла
Имя файла	химия сессия.docx
Тип	Документы #11711
страница	1 из 5

1 2 3 4 5

)Основные понятия химии

Химия-это наука о веществах и законах их превращения. Объект изучения химии являются хим. элементы и их соединения. Хим. элементом назыв. вид атомов с одинаковым зарядом ядер. Атом - наименьшая частица хим. элемента, сохр. его хим. свойства. Молекулой назыв. наименьшую частицу индивидуального вещества, способную к самопроизвольному существованию, обладающую его основными хим. свойствами и состоящую из одинаковых или различных атомов. Количество вещества - это число структурных элементов в системе. N=m/M [моль] Моль- кол-во вещества системы, которое содержит столько опред. структурных элементов, сколько атомов содер. В 0,012 кг углерода С-12
2)Закон эквивалентов

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. м(а)/м(б)=Э(а)/Э(б). Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая эквивалентна одному иону Н в данной кисло-основной реакции или одному электрону в ОВР. Фактор эквивалентности - число, показывающие, какая доля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону Н в кисл. основ. реакции или одному электрону в ОВР. F=1/z –основность вещества. А) для кислот - числу атомов Н в кислоте f(HNO3)=1/1=1; f(H3PO4)=1/3; б) Для оснований - числу гидроксогрупп. f(NaOH)=1/1=1; f(Ca(OH)2)=1/2; в) для солей и оксидов - произведению числа ионов Ме на его заряд. F(Na3PO4)=1/3
3) Электродное облако. Квантовые числа.

Электронное облако — это наглядная модель, отражающая распределение электронной плотности в атоме или молекуле.

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое. Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электродных орбиталей. Г.к.ч. принимает значения 1,2,3,4,5… и характеризует оболочку или энергетический уровень. Орбитальное к.ч. 1 опред. форму атомной орбитали. Принимают значения от 0 до n-1. Если о.к.ч. 0, назыв. s-электронами. Если 1 назыв. р-электронами. Если 2- d-электоронами, а если 3- f-электороны. Магнитное к.ч. m1 характеризует ориентацию орбитали в пространстве. Значения от -1 до +1, включая 0. Спиновое к.ч. характеризует собственное вращательное движение электрона вокруг собственной оси, т.е. показывает вел. И ориентацию спина, имеет только 2 значения +1/2 и -1/2.
4)Квантово-механическая модель строения атома

В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому в КММ орбиты Бора заменили орбиталями (эдакие "электронные облака" - области пространства в которых существует вероятность пребывания электрона).
Состояние электрона в атоме описывают с помощью 4 чисел, которые называют квантовыми.
5) Порядок заполнения орбиталей электронами.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел.

Правило Гунда: суммарный спин электронов на подуровне должен быть максимален, т.е. электроны на подуровне стремятся занять максимальное число свободных квантовых состояний.

Правило Клечковского: Заполнение орбиталей происходит от n+l меньших к n+l большим. Если суммы n+l равны друг другу, то заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания числа n.
6) и 7) Период. закон и пер. система Д.И. Менделеева

Открытие Периодического закона Д.И. Менделеевым

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в ходе работы над текстом учебника "Основы химии", когда он столкнулся с трудностями систематизации фактического материала. К середине февраля 1869 года, обдумывая структуру учебника, он постепенно пришел к выводу, что между свойствами и атомными массами элементов существует какая-то закономерность. Первым шагом к появлению Периодического закона стала таблица "Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве".
Позднее Д.И. Менделеев сформулировал сам закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса".

Положив в основу своего закона сходство элементов и их соединений, Менделеев не стал слепо следовать принципу возрастания атомных масс. Он учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. Но даже в современной Периодической системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов:

Кроме того, Менделеев оставил пустые места для еще не открытых элементов, которые были заполнены в последующие десятилетия, что лишний раз подтвердило правильность Периодического закона и Периодической системы элементов.

Каждому элементу в Периодической системе Д.И. Менделеевым был присвоен порядковый номер, исходя из увеличения атомной массы. С развитием теории строения атома был выявлен физический смысл порядкового номера. После того, как Э. Резерфорд предложил ядерную модель строения атома, юрист из Голландии А.И. Ван ден Брук (1870-1926), всю жизнь интересовавшийся проблемами физики и радиохимии, предположил, что "каждому элементу должен соответствовать внутренний заряд, соответствующий его порядковому номеру". В том же 1913 г. гипотеза Ван ден Брука была подтверждена английским физиком Г. Мозли (1887-1915) на основе рентгеноспектральных исследований. А в 1920 году ученик Резерфорда - Дж. Чедвик (1891-1974) - экспериментально определил заряды ядер атомов меди, серебра и платины. Так было показано, что порядковый номер элемента совпадает с зарядом его ядра.

Менделеев открыл Периодический закон, ничего не зная о строении атома. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: "Свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра". Заряд ядра атома определяет число электронов. Электроны определенным образом заселяют атомные орбитали, причем строение внешней электронной оболочки периодически повторяется, что выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.

Периодический закон не имеет количественного математического выражения в виде уравнения или формулы. Формой отображения Периодического закона является таблица - периодическая система химических элементов.

Структура периодической системы элементов

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г. В 1870 г. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. - периодической.

Число элементов в современной Периодической системе почти вдвое больше, чем было известно 60-х годах XIX в. (на сегодняшний день - 113), однако ее структура со времен Менделеева почти не изменилась. Хотя за всю историю Периодической системы было опубликовано более 50 различных вариантов ее изображения, наиболее популярными являются предложенные Менделеевым короткопериодная и длиннопериодная формы.

Главный принцип построения Периодической системы - выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов а атомах элементов. При этом в группах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-подуровней - s-элементы (IA- и IIA-группы) и р-элементы (IIIA-VIIIA-группы), а в группах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы. Поскольку в каждом большом периоде должно находиться по 10 d-элементов (у которых заполняются пять d-орбиталей), то Периодическая система должна содержать 10 соответствующих групп. Однако традиционно используется нумерация групп лишь до восьми, поэтому число групп d-элементов расширяется за счет введения дополнительных цифр - это IБ-VIIБ, VIIIБ0, VIIIБ1 и VIIIБ2-группы. Для f-элементов номеров групп не предусмотрено. Обычно их условно помещают в ячейки Периодической системы, отвечающие лантану (лантаноиды) и актинию (актиноиды). Символы лантаноидов и актиноидов выносятся за пределы Периодической системы в виде отдельных рядов.

Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня

Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Гунда.

Периодическое изменение свойств элементов в периоде объясняется последовательностью заполнения электронами уровней и подуровней в атомах при увеличении порядкового номера элемента и заряда ядра атома.
8) Сродство к электрону, электроотрицательность.

Сродство к электрону - энергетический эффект присоединения моля электронов к молю нейтральных атомов. Электроотрицательность - способность атомов в соединениях притягивать к себе электроны.

9) Неорганические соединения.

Кислоты - это сложные хим. соединения, состоящие из ионов Н и кислотного остатка. Подразделяются на односоставные и многосоставные, кислородосодержащие и бескислородные.

Основания - это сложные хим. соед. состоящие из ионов Ме и гидроксогруппы. Подразделяются на растворимые и нерастворимые в воде, основные и амфотерные.

Соли - сложные хим. соед. состоящие из ионов Ме и кислотного остатка. Подразделяются на средние кислые и основные.

Оксид - это сложные хим. соед. состоящие из 2х элементов одним из которых является О. Подразд. на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобраз. делятся на основные, амфотерные, кислотные.
10) Соли и их хим. свойства.

Соли — класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов.

Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.

Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода):

$\mathsf{bacl_2 + h_2so_4 \longrightarrow baso_4\downarrow + 2 hcl}$

Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:

$\mathsf{cu + hgcl_2 \longrightarrow cucl_2 + hg}$

Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:

$\mathsf{cacl_2 + na_2co_3 \longrightarrow caco_3 \downarrow + 2 nacl}$

Некоторые соли разлагаются при нагревании:

$\mathsf{cuco_3 \longrightarrow cuo + co_2 \uparrow}$
11) Ковалентная связь. Насыщаемость и направленность.

Ковалентная связь- это хим. связь между атомами, осуществляемая обобществлёнными электронами. Ков. связь бывает полярной и неполярной. Неполярная ков. связь сущ. в молекулах где каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Ков. Связь обладает след. Особенностями: 1) насыщаемость - обусловлена тем что при хим. взаимодействии участвуют электроны только внешних энергетических уровней, т. е. ограниченное число электронов.2) направленностью - область перекрывания электронных облаков находится в опред. Направлении, по отношению к взаимодействующим атомам.
12) механизм обр. ионной связи.

Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF, в котором «степень ионности» составляет 97 %.

Ионная связь возникает лишь в случаи большой разности ЭО атомов. Примеры: NaCl, CsF, MgO, NaF, CaCl.
13) Пи и сигма связи

Сигма связь- связь обусловленная перекрыванием атомных орбиталей по линии, соед. ядра взаимодействующих атомов. Сигма связь может возникать при перекрывании: s-s, s-p, p-p, d-d, d-s, d-p, f-f орбиталей.

Пи связь- связь, образованная перекрыванием АО по обе стороны линии, соед. ядра атомов (боковые перекрывания): p-p, d-d, p-d, f-p, f-d, f-f.

При наложении П связи на сигму связь образуется двойная связь, а при наложении 2х пи связей образ. тройная связь.
14) Основные положения теории ВС. Гибридизация.

Основные положения теории ВС:

А) химическая связь между двумя атомами возникает как результат перекрывания АО с образ. электронных пар.

Б) атомы, вступающие в хим. связь, обмениваются между собой электронами, которые образуют связывающие пары. Энергия обмена электронами между атомами вносит основной вклад в энергию хим. связи.

В) в соответствии с принципом Паули хим. связь образ. лишь при взаимодействии электронов с антипараллельными спинами.

Г) характеристики хим. связи (энергия, длина, полярность и др.) опред. типом перекрывания АО.

Гибридизация - гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. Виды гибридизации:

sp-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.

sp²-гибридизация-Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей

sp³-гибридизация-Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов. Оси sp3-гибридных орбиталей направлены к вершинам правильного тетраэдра. Тетраэдрический угол между ними равен 109°28', что соответствует наименьшей энергии отталкивания электронов. Так же sp3-орбитали могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.
15) Водородная связь.

Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными. Межмол. вс возникает между молекулами, в состав которых входят Н и электроотрицательные элементы. Внутримол. вс является преобладающей только для разбавленных растворов (0 05 М) эфиров. По мере увеличения концентрации возрастают межмолекулярные водородные связи эфиров.
16) Механизм образования металлической связи.

Металлическая связь- притяжение между ионами и обобществленными электронами. Природа связи - электрическая. Вследствие низкой энергии ионизации электроны в Ме утрачивают связь с отдельными атомами, легко обобществляются, образуя электронный газ - совокупность «свободных» электронов. Электроны при этом в Ме подвижны, т.е. нелокализованы.
17) Донорно-акцепторная связь. Комплексные соединения.

Механизм образ. ковалентной связи за счет двух электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора) назыв. донорно-акцепторным.

Комплексные соединения - это соединения, характеризующиеся наличием хотя бы одной ковалентной связи, возникшей по донорно-акцепторному механизму. Комплексообразователь — центральный атом комплексной частицы. Лиганды — атомы или изолированные группы атомов, располагающиеся вокруг комплексообразователя. Внутренняя сфера комплексного соединения — центральный атом со связанными с ним лигандами, то есть, собственно, комплексная частица. Внешняя сфера комплексного соединения — остальные частицы, связанные с комплексной частицей ионной или межмолекулярными связями, включая водородные. Координационное число (КЧ) — число связей, образуемых центральным атомом с лигандами.
18) Комплексные соединения. Хим. связь в компл. Соед.

Комплексное соединение – химическое вещество, в состав которого входят комплексные частицы. Хим. связь-В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная. В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.

1 2 3 4 5