химия экзамен. Новый документ. Строение электронных оболочек атомов первых четырех периодов s, p и dэлементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояния атомов
 Скачать 1.56 Mb.
|
|
Общая характеристика металлов, переходных элементов и неметаллов в связи с их положением в периодической системе и особенностями строения их атомов. Все металлы блестящие, кроме ртути твердые, но пластичные и ковкие. Хорошо проводят тепло и электричество. В химических реакциях легко расстаются с электронами, передают их другим атомам. Чем легче происходит такая передача, тем металл активнее реагирует с другими веществами. Это свойство называется называется металличностью. Металличность – это способность атомов отдавать электроны. Противоположно неметалличности – способности атомов принимать электроны. В периодах слева - направо металличность элементов уменьшается, а неметалличность увеличивается. В группах при перемещении сверху – вниз первое увеличивается, второе уменьшается. Из вышесказанного следует, что все металлы по сравнению с неметаллами обладают низкой электроотрицательностью, т.е. способностью атомов оттягивать к себе электроны других атомов. В химических реакциях металлы окисляются, являются восстановителями. Металлы IA группы. Рассмотрим характеристику металлов IA группы (главной подгруппы I группы): литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Их называют щелочными, поскольку при контакте с водой они образуют щелочи (гидроксиды), например, NaOH – едкий натр. Сверху вниз в группе, с увеличением металличности металлов, реакции с водой начинают протекать бурно. Так, если литий реагирует довольно спокойно, то калий взаимодействует со взрывом. Общая характеристика щелочных металлов IA группы: * Низкая электроотрицательность. * Электронная конфигурация ns1, т.е. на внешнем энергетическом уровне только один электрон. * Легкая ионизация атомов, с последующим образованием катионов (положительно заряженные ионы М+). * Степень окисления +1. Металлы IIA группы. Данная группа содержит: бериллий (Be), магний (Mg) и щелочноземельные металлы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Металлы активные, поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются. Самый распространенный среди них кальций, самый редкий – радиоактивный радий. Многие соединения щелочноземельных металлов изоморфные, то есть сходны по форме и свойствам кристаллов. Общая характеристика щелочноземельных металлов IIA группы: * Низкая электроотрицательность. * Электронная конфигурация ns2 – конфигурация благородного газа гелия. * Высокие значения ионизации атомов, убывающие по ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва. * Степень окисления +2. Металлы IIIA группы. К данной группе относятся: бор (B), алюминий (Al), галлий (Ga), индий (In), таллий (Tl). Из них бор – неметалл. Алюминий, галлий и индий – амфотерные элементы – могут быть как донорами, проявляя кислотные свойства, так и акцепторами, проявляя основные свойства. Ну а таллий – типичный металл. Общая характеристика элементов IIIA группы: * Низкая электроотрицательность. * Электронная конфигурация ns2np1. Три неспаренных электрона атомов данной группы, находящиеся в sp2-гибридизации, активно участвуют в образовании трех ковалентных связей. У атомов остается одна свободная орбиталь. Поэтому элементы IIIA группы образуют четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, находясь в состоянии sp3-гибридизации. * Высокие значения ионизации атомов, убывающие по ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва. * Степень окисления +3, для таллия наиболее устойчива степень +1. Основные классы неорганических веществ. Оксиды, классификация, физические и химические свойства. Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит кислород в степени окисления -2. Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобразующие. Последние, как вытекает из названия, не образуют солей. Несолеобразующими называют оксиды, которые не вступают во взаимодействие ни с щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Эти оксиды образованы неметаллами. Несолеобразующих оксидов немного, их необходимо запомнить: N2O, NO, CO, SiO. Солеобразующими называют оксиды, способные взаимодействовать с кислотами или с основаниями с образованием солей. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Основные оксиды - оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания). Основные оксиды образованы типичными металлами (щелочными, щелочноземельными, магнием), а также переходными металлами в низких степенях окисления (кроме ZnO). Кислотные оксиды - оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты). Кислотные оксиды образованы неметаллами (за исключением несолеобразующих оксидов CO, SiO, NO, N2O), а также переходными металлами в высоких степенях окисления. Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Им соответствуют амфотерные гидроксиды. К амфотерным оксидам относятся оксид бериллия , оксид алюминия , оксид цинка , а также оксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления. Физические свойства: Основные и амфотерные оксиды при комнатной температуре - твердые вещества ( CaO, Fe2O3 и др.); кислотные оксиды - твёрдые вещества (P2O5, SiO2), жидкости (SO3, Сl2О7 и др.) или газы (NO2, SO2 и др.). Все несолеообразующие оксиды являются газами, кроме SiO, который является твердым веществом. Однако, нужно помнить, что кремниевую кислоту H2SiO3 нельзя получить непосредственно из оксида кремния, добавляя воду! Эту кислоту можно получить косвенным путем из солей кремния - силикатов. Оксиды металлов могут быть окрашены в разные цвета: оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов обычно белого цвета, оксиды переходных металлов Cr2O3 - зеленый; HgO - красно-оранжевый; CuO - черный, а Cu2O - красный. Оксид кремния SiO2 - самое распространенное твердое вещество на Земле. Он входит в состав почвы (песок), горных пород и минералов. Драгоценные камни, такие как изумруд, сапфир, горный хрусталь имеют в своей структуре молекулы оксида кремния, при этом атомы кремния и кислорода образуют атомную кристаллическую решетку, и, поэтому представляют собой тугоплавкие, твердые, но хрупкие кристаллы правильной формы. Химические свойства основных оксидов: 1. Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, взаимодействуют с водой, образуя растворимое в воде основание — щёлочи. Основный оксид + вода → основание. 2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. Основный оксид + кислота → соль + вода. 3. Основные оксиды могут взаимодействовать с оксидами, принадлежащими к другим классам, образуя соли. Основный оксид + кислотный оксид → соль. Химические свойства кислотных оксидов: 1. Кислотные оксиды могут взаимодействовать с водой, образуя кислоты. Кислотный оксид + вода → кислота. Оксид кремния SiO2 с водой не реагирует. 2. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду. Кислотный оксид + основание → соль + вода. 3. Кислотные оксиды могут реагировать с основными оксидами, образуя соли. Кислотный оксид + основный оксид → соль. Химические свойства амфотерных оксидов: 1. Амфотерные оксиды при взаимодействии с кислотой или кислотным оксидом проявляют свойства, характерные для основных оксидов. Так же, как основные оксиды, они взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду. 2. Амфотерные оксиды при взаимодействии со щёлочью или с оксидом щелочного или щелочноземельного металла проявляют кислотные свойства. При сплавлении их со щелочами протекает химическая реакция, в результате которой образуются соль и вода. Способы получения оксидов: 1) взаимодействие простых веществ с кислородом: 2Ca+O2=2CaO S+O2=SO2 2) взаимодействие сложных веществ с кислородом: 2ZnS+3O2=2ZnO+SO2 3) разложение некоторых солей при нагревании: CaCO3=CaO+CO2 2CuSO4=2CuO+2SO2+O2 Примечание: соли натрия и калия обычно не разлагаются с образованием оксидов. 4) дегидратация кислот и нерастворимых оснований: H2SO4=SO3+H2O (точнее: 3H2SO4+P2O5=3SO3↑+2H3PO4) H2SiO3=SiO2+H2O Cu(OH)2=CuO+H2O 5) окисление одних оксидов и восстановление других: MnO2+2H2=MnO+2H2O 2NO+O2=2NO2 Cr2O3+2Al=Al2O3+2Cr (алюмотермия) CuO+C=Cu+CO При этом более активный металл вытесняет менее активный из его оксида. Для сравнения активности металлов следует использовать электрохимический ряд напряжения металлов. 6) вытеснение летучих оксидов из солей менее летучими: Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2↑ Основные классы неорганических веществ. Кислоты, классификация, физические и химические свойства. Кислота - вещество, которое может использовать неподеленную пару электронов атома другой молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов. Классификация кислот проводится по следующим формальным признакам:  Агрегатное состояние: При нормальных условиях (при температуре 0°C) кислоты могут быть как твёрдыми веществами, так и жидкостями. Твёрдым веществом являются ортофосфорная H3PO4, кремниевая H2SiO3, уксусная CH3COOH, борная H3BO3 и также лимонная кислота. В жидком агрегатном состоянии находятся серная H2SO4 и азотная кислота HNO3. Некоторые кислоты вообще не существуют в чистом виде, а представляют собой водные растворы. Например, при растворении в воде соответствующих газов образуются плавиковая HF, соляная HCl, бромоводородная HBr, иодоводородная HI и сероводородная кислота H2S. В виде разбавленных водных растворов существует сернистая кислота H2SO3. Цвет: Водные растворы кислот, как правило, являются бесцветными. Запах: Некоторые кислоты являются летучими и в концентрированном виде имеют резкий запах. Например, резкий характерный запах имеют концентрированная азотная и концентрированная соляная кислота. Наверное, ни с чем другим невозможно перепутать характерный запах уксусной кислоты. Сероводородная кислота H2S имеет специфический «аромат» сероводорода, напоминающий запах тухлых яиц. Растворимость кислот в воде: В подавляющем большинстве кислоты хорошо растворяются в воде. Практически нерастворимой является кремниевая кислота H2SiO3. Плохо растворяется в воде борная кислота H3BO3. Химические свойства: 1) Растворы кислот кислые на вкус, изменяют окраску индикаторов: лакмуса в красный цвет, метилового оранжевого – в розовый, цвет фенолфталеина не изменяется. В водном растворе растворимые кислоты диссоциируют, образуя ион водорода, и кислотный остаток: HCl = H+ + Cl—. 2) Взаимодействие с металлами Ca + 2HCl = CaCl2 + H2 Водород из кислот-неокислителей могут вытеснять только металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода. Кислоты-окислители — азотная и серная конц., реагируют с металлами по-другому, потому что в качестве окислителя выступает элемент кислотного остатка, а не водород! Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2+ 2NO2↑+2H2O Cu +2H2SO4 конц = CuSO4+SO2↑ + 2H2O 3) Взаимодействие с основными оксидами CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O(если образуется растворимая соль) 4) Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O Многоосновные кислоты образуют кислые и средние соли: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O, H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O. 5) Взаимодействие с солями Реакции с солями происходят только в том случае, если в результате химического превращения образуется малодиссоциирующее вещество, выделяется газ или выпадает осадок. Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O 6) Специфические свойства кислот Связаны с окислительно-восстановительными реакциями, бескислородные кислоты в растворе могут только окисляться (проявлять восстановительные свойства): 2KMn+7O4 + 16HCl— = Cl20 + 2KCl + 2Mn+2Cl2 + 8H2O Кислородсодержащие кислоты могут окисляться (проявлять восстановительные свойства), только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления, как, например, в сернистой кислоте: H2S+4O3 + Cl20 + H2O = H2S+6O4 + 2HCl—. Если центральный атом находится в максимальной степени окисления, то кислоты проявляют окислительные свойства, например, взаимодействие с металлами и неметаллами: C0 + 2H2S+6O4 = C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O 3P0 + 5HN+5O3 + 2H2O = 3H3P+5O4 + 5N+2O. Получение кислот: 1) Взаимодействие простых веществ (получают бескислородные кислоты) H2 + Cl2 = 2HCl H2 + S = H2S. 2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой (получают кислородсодержащие кислоты) SO3 + H2O = H2SO4, 3) Взаимодействие солей с растворами сильных кислот (получают слабые кислоты) Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl SiO32- + 2H+ = H2SiO3. 4) Электролиз водных растворов солей 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 + 2H2SO4. Основные классы неорганических веществ. Соли, классификация, физические и химические свойства. Соли - сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (иногда могут содержать водород). Классификация: Средние или нормальные соли – все атомы водорода в кислоте замещены металлом: Na2CO3, KNO3 и т.д; Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены металлом. Разумеется, кислые соли могут образовывать только двух- или многоосновные кислоты. Одноосновные кислоты кислых солей давать не могут: NaHCO3, NaH2PO4 и т. д; Двойные соли – атомы водорода двух- или многоосновной кислоты замещены не одним металлом, а двумя различными: NaKCO3, KAl(SO4)2 и т.д; Соли основные можно рассматривать как продукты неполного, или частичного, замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками: Аl(OH)SO4, Zn(OH)Cl и т.д; Комплексные соли. Физические свойства: При нормальных условиях соли — твёрдые кристаллические вещества. У солей типичных металлов — ионная кристаллическая решётка, поэтому они имеют сравнительно высокую температуру плавления и нелетучи. Окраска солей чрезвычайно разнообразна. Отдельные кристаллы некоторых солей бесцветны, однако в массе множество таких мелких кристалликов приобретает белый цвет. Прозрачны и бесцветны отдельные кристаллы галогенидов щелочных металлов, например, хлорида натрия.
Растворы солей хорошо проводят электрический ток. Химические свойства: 1. Соли являются электролитами. В водных растворах соли диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) металлов и отрицательно заряженные ионы (анионы) кислотных остатков. 2. Соли могут взаимодействовать с металлами. В ходе реакции замещения, протекающей в водном растворе, химически более активный металл вытесняет менее активный. Например, если кусочек железа поместить в раствор сульфата меди, он покрывается красно-бурым осадком меди. Раствор постепенно меняет цвет с синего на бледно-зелёный, поскольку образуется соль железа(II): Fe+CuSO4→FeSO4+Cu↓ 3. Соли могут взаимодействовать с кислотами. Протекает реакция обмена, в ходе которой химически более активная кислота вытесняет менее активную. Например, при взаимодействии раствора хлорида бария с серной кислотой образуется осадок сульфата бария, а в растворе остаётся соляная кислота: BaCl2+H2SO4→BaSO4↓+2HCl При взаимодействии карбоната кальция с соляной кислотой образуются хлорид кальция и угольная кислота, которая тут же разлагается на углекислый газ и воду: CaCO3+2HCl→CaCl2+H2O+CO2↑H2CO3 4. Растворимые в воде соли могут взаимодействовать со щелочами. Реакция обмена возможна в том случае, если в результате хотя бы один из продуктов является практически нерастворимым (выпадает в осадок). Например, при взаимодействии нитрата никеля(II) с гидроксидом натрия образуются нитрат натрия и практически нерастворимый гидроксид никеля(II): Ni(NO3)2+2NaOH→Ni(OH)2↓+2NaNO3 5. Растворимые в воде соли могут вступать в реакцию обмена с другими растворимыми в воде солями, если в результате образуется хотя бы одно практически нерастворимое вещество. Например, при взаимодействии сульфида натрия с нитратом серебра образуются нитрат натрия и практически нерастворимый сульфид серебра: Na2S+2AgNO3→NaNO3+Ag2S↓ 6. Некоторые соли при нагревании разлагаются. Причём химические реакции, которые протекают при этом, можно условно разделить на две группы: реакции, в ходе которых элементы не изменяют степень окисления, окислительно-восстановительные реакции. A. Реакции разложения солей, протекающие без изменения степени окисления элементов. В качестве примеров таких химических реакций рассмотрим, как протекает разложение карбонатов. При сильном нагревании карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) разлагается, образуя оксид кальция (жжёную известь) и углекислый газ: CaCO3⇄t°CaO+CO2↑ Б. Окислительно-восстановительные реакции разложения солей. Окислительно-восстановительные процессы протекают при разложении нитратов. Например, при термическом разложении нитрата калия образуются нитрит этого металла и кислород: 2KNO3→−t°2KNO2+O2↑ Основные классы неорганических веществ. Основания, классификация, физические и химические свойства. Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.  Химические свойства оснований: Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям. 1. Действуют на индикаторы. Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии. 2. Взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием соли и воды: 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O. 3. Вступают в реакцию с кислотами, образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной: 2KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2H2O. 4. Реагируют с солями, образуя новые соль и основание: 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2SO4. 5. Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид: Cu(OH)2 = CuO + H2O Типы химических связей. Ковалентная химическая связь, ее разновидности, механизмы образования, характеристики. Химическая связь - совокупность сил, связывающих атомы или молекулы друг с другом. Образование сопровождается выделением энергии, а разрыв требует затрат энергии. В целом есть два типа образования ковалентной связи: обменный, донорно-акцепторный. При обменном типе образования между атомами каждый из соединяющихся атомов представляет на образование электронной связи по одному неспаренному электрону. При этом электроны эти должны иметь противоположные заряды (спины). Примером подобной ковалентной связи могут быть связи происходящие молекуле водорода. Когда атомы водорода сближаются, в их электронные облака проникают друг в друга, в науке это называется перекрыванием электронных облаков. Как следствие, электронная плотность между ядрами увеличивается, сами они притягиваются друг к другу, а энергия системы уменьшается. Тем не менее, при слишком близком приближении ядра начинают отталкиваться, и таким образом возникает некое оптимальное расстояние между ними. Что же касается донорно-акцепторного механизма, то он происходит, когда одна частица, в данном случае донор, представляет для связи свою электронную пару, а вторая, акцептор, – свободную орбиталь. Неполярная ковалентная связь Ковалентная связь может образоваться и между двумя одинаковыми атомами. Например:  Эта схема объясняет, почему водород и хлор существуют в виде двухатомных молекул. Благодаря спариванию и обобществлению двух электронов удается выполнить правило октета для обоих атомов. Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода О2 или азота N2. Атомы азота имеют по пять валентных электронов, следовательно, для завершения оболочки требуется еще по три электрона. Это достигается обобществлением трех пар электронов, как показано ниже:  Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнительно низкоплавкие твердые вещества. Одним из редких исключений является алмаз, который плавится выше 3 500 °С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Фактически любой кристалл алмаза, независимо от его размера, представляет собой одну огромную молекулу. Ковалентная связь возникает при объединении электронов двух атомов неметаллов. Возникшая при этом структура называется молекулой. |