Хімія та методи дослідження сировини і матеріалів

Работа из раздела: «Химия»

/

ДНІПРОПЕТРОВСЬКИЙ УНІВЕРСИТЕТ ЕКОНОМІКИ ТА ПРАВА

КАФЕДРА ТОВАРОЗНАВСТВА І ТОРГОВЕЛЬНОГО ПІДПРИЄМНИЦТВА

'Хімія та методи дослідження сировини і матеріалів'

В.Л. Пікалов

Дніпропетровськ

2007

Хімія та методи дослідження сировини і матеріалів. Опорний конспект лекцій В.Л.Пікалов. ДУЕП, 2007. - 63 с.

Укладач: В.Л.Пікалов, к. х. н., доцент кафедри товарознавства і торговельного підприємництва.

Відповідальна за випуск: В.А. Павлова, д.е.н., професор, зав. кафедрою товарознавства і торговельного підприємництва.

ЗМІСТ

Тема 1. Основні положення атомно-молекулярного вчення

Тема 2. Основні поняття хімії

Тема 3. Основні закони, що використовуються для розв'язання задач

Тема 4. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва

Тема 5. Будова атома

Тема 6. Будова електронних оболонок атомів

Тема 7. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва та електронна теорія будови атомів

Тема 8. Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

Тема 9. Хімічний зв'язок і будова речовини. Ковалентний зв'язок

Тема 10. Характеристика ковалентного зв'язку

Тема 11. Електронегативність та полярність молекул

Тема 12. Іонний зв'язок

Тема 13. Водневий і металічний зв'язок

Тема 14. Валентність та ступінь окислення

Тема 15. Класифікація хімічних реакцій

Тема 16. Окисно-відновні реакції

Тема 17. Електроліз

Тема 18. Тепловий ефект хімічних реакцій

Література

Тема 1. Основні положення атомно-молекулярного вчення

1.1. Джерела виникнення. Ще давньогрецькі філософи вважали, що речовини складаються з дуже маленьких часток - атомів. Конкретніші уявлення про атом виникли значно пізніше, внаслідок розвитку фізики та хіміі, що базувалися на науковому експерименті. У XVII ст. англійський вчений Р . Бойль (1627 - 1691) пояснив усі хімічні зміни об'єднанням і роз'єднанням атомів. У XVIII ст. М. Лоионосов (1711 -- 1765) сформулював основні положення атомно-молекуляриого вчення.

Наприкінці XVIII - початку XIX ст. внаслідок швидкого розвитку хімії працями вчених різних країн було створено базу для кількісної розробки атомно-молекулярного вчення.

Англійський вчений Дж. Дальтон (1766 - 1844) сформулював закон кратних співвідношень та ввів поняття атомної ваги. Француз Ж. Гей-Люссак (1778 -- 1850) відкрив закон об'ємних співвідношень, для пояснення якого італієць А. Авогадро (1776 - 1850) у 1811 р. запропонував визначення молекули як здатної до самостійного існування найменшої частки речовини, що складається з атомів. Він також висунув гіпотезу, що пізніше одержала назву закону Авогадро. На початку XIX ст. французи Ж. Пруст (1754 - 1826) і К. Бертолле (1748 - 1822) визначили та розмежували поняття 'хімічна сполука' і 'механічна суміш'. Ж. Пруст у 1808 р. сформулював закон сталості складу речовини. Чітке визначення понять 'атом' і 'молекула' дав у 1858 р. італієць С. Каніццаро (1826 -1920). Так було створено атомно-молекулярне вчення. Воно було підтверджене та розвинене відкриттям у 1869р. Д. Менделєєвим (1834 - 1907) періодичного закону хімічних елементів, розробкою у 1861р. 0. Бутлеровим (1828 - 1886) теорії хімічної будови органічних сполук, проголошенням у 1873 р. голландцем Я. Ван-дер-Ваальсом (1837 - 1923) принципу неперервності рідкого та газоподібного станів речовини, працями голландця Я. Вант-Гоффа (1852 - 1911) у галузі хімічної кінетики та ін.

Таким чином, наприкінці XIX - початку XX ст. атомно-молекулярне вчення одержало наукове обгрунтування - було експериментально доведено, що атоми та молекули існують об'єктивно і мають складну будову. Атомно-молекулярне вчення є одним з найголовніших у природничих науках.

1.2. Основні положення. Визначення основних положень атомно-молекулярного вчення в різних джерелах дещо відрізняються. Найбільше відповідають сучасним уявленням такі положення:

1.Речовини мають дискретну будову. Вони складаються з часток (структурних елементів речовини) - молекул, атомів або іонів.

2.Частки речовини (молекули, атоми або іони) неперервно, безладно рухаються.

3. Між складовими частками речовини (молекулами, атомами або іонами) діють сили взаємного притягання та відштовхування.

4. Між складовими частками речовини є відстані.

5. Молекули складаються з атомів.

6. Молекули зберігаються під час фізичних реакцій і руйнуються під час хімічних.

7. Атоми зберігаються під час хімічних реакцій - при цьому відбувається їхнє перегрупування, що призводить до утворення нових речовин.

8. Різноманітність речовин обумовлена різними сполученнями атомів.

Тема 2. Основні поняття хімії

2.1. Основні поняття. Основними поняттями атомно-молекулярного вчення є 'молекула', 'атом', 'хімічний елемент', 'прості та складні речовини'.

Молекула (від лат. тоlеs - маса) - здатна до самостійного існування найменша частка речовини, що зберігає хімічні властивості цієї речовини.

Молекули - це реально існуючі частки, природні об'єкти, які мають розміри та масу. Розміри молекул становлять 10^-10 - 10^-7 м, тобто це дуже малі частки. Маса окремої молекули має дуже мале значення. Так, маса молекули води дорівнює 2,895 х 10^-26кг.

Молекули складаються з атомів, які з'єднані між собою хімічними зв'язками, в певній послідовності та певним чином орієнтовані в просторі. Число атомів у молекулах становить від двох до кількох тисяч. Склад молекули - це важлива характеристика молекули та речовини. Він описується хімічними формулами. Усі молекули однієї речовини мають однаковий склад, розміри, масу, властивості. Молекули різних речовин відрізняються за складом, розмірами, масою, властивостями.

Між молекулами є відстані. Вони обумовлені агрегатним станом: у газах - 10^-8 - 10^-7 м, у рідких і твердих речовинах - 10^-10 м.

Молекули неперервно рухаються. У твердих речовинах вони здійснюють хаотичний коливальний рух навколо положень рівноваги, в рідинах - також хаотичний коливальний рух навколо положень рівноваги та прямолінійне переміщення в нові положення рівноваги, в газах -прямолінійний хаотичний рух.

Кількісною характеристикою молекул є відносна молекулярна маса.

Але не всі речовини складаються з молекул. Молекулярну будову мають більшість органічних та частина неорганічних речовин, наприклад прості речовини (азот, кисень, озон, фтор, хлор, бром, йод), складні -галогеніди, сульфіди, гідриди неметалів і безводні неорганічні кислоти. Більшість неорганічних речовин (основні оксиди, луги, солі) складаються з іонів. Носієм хімічних властивостей речовини є умовні частки, що відображають стехіометричний склад речовини асоціати іонів, наприклад, NaCl, КОН, K₂SO₄, які не є молекулами. Тому не можна застосовувати поняття 'молекула' щодо речовини з іонною будовою.

Атом (від гр. аtотоs - неподільний) - найменша хімічно неподільна частка хімічного елемента, що є носієм його властивостей, це електронейтральна частка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Атоми - реально існуючі матеріальні об'єкти, що характеризуються певними масою, розмірами, складом, зарядом ядра, будовою електронної оболонки та іншими властивостями. Маса атома має дуже мале значення. Так, маса атома водню дорівнює 1,67 х 10^-27 кг.

Атом - це система, що складається з елементарних часток -протонів, нейтронів та електронів. Протони та нейтрони знаходяться в ядрі (центральна частина атома), радіус якого становить 10^-14 - 10^-15 м. Електрони утворюють електронну оболонку, розміри якої визначають розміри атома. Позитивний заряд ядра, який відповідає числу протонів, дорівнює негативному заряду електронної оболонки, що визначається числом електронів. Тому атом електронейтральний.

Атоми - хімічно неподільні частки. Вони зберігаються під час хімічних реакцій - не зникають і не утворюються знову. Атоми руйнуються в процесі ядерних реакцій. Під час хімічних реакцій може змінюватися будова електронної оболонки атома (утворюються іони, змінюються ступені окислення атомів). Одночасно руйнуються одні комбінації атомів, утворюються інші, тобто відбуваються перегрупування атомів у нові речовини. Хімічні реакції є особливим видом руху атомів - хімічною формою руху матерії.

Кількісними характеристиками атома є заряд ядра та відносна атомна маса. Ці величини вказані в періодичній системі хімічних елементів.

Атоми, що мають однаковий заряд ядра, належать певному хімічному елементу. Вони виявляють однакові хімічні властивості. Атоми одного й того ж хімічного елемента можуть мати різні маси внаслідок явища ізотопії. Тому в періодичній системі вказано середню атомну масу елемента.

Атоми входять до складу молекул. Існують також речовини атомної будови (алмаз, благородні гази).

Атоми позначаються хімічними знаками (символами).

2.2. Хімічний елемент - вид атомів з однаковим зарядом ядра, вид атомів, що характеризується певною сукупністю властивостей.

Елемент є складовою частиною речовини. Прості й складні речовини - це форми існування хімічних елементів. На сьогодні відомо ПО хімічних елементів.

Кожний елемент має назву та хімічний символ.

Основною кількісною характеристикою елемента є заряд ядра його атомів, що збігається з порядковим номером елемента в періодичній системі.

За хімічними властивостями розрізняються елементи з металічними та неметалічними властивостями, а також родини лужних металів,лужноземельних металів, лантаноїдів, заліза, платини, халькогенів, галогенів, інертних елементів (благородних газів).

За походженням виділяють природні та штучні елементи.

Природні - це елементи, що існують у природі в складі простих або складних сполук (елементи №№ 1 - 94 в періодичній системі).

Штучні - це елементи, одержані під час перебігу ядерних реакцій (елементи з № > 94).

Окрему групу складають радіоактивні елементи. До них належать елементи, ізотопи яких радіоактивні. Це елементи з порядковими номерами 43, 62, 84-110.

За поширенням у природі хімічні елементи поділяють на поширені та розсіяні або рідкісні. Найбільш поширеними є кисень (47 % маси земної кори), кремній (29,5 %), алюміній (8,05 %) і залізо (4,65 %).

2.3. Прості та складні речовини. Усі речовини за складом поділяються на прості та складні.

Простими називаються речовини, що складаються з одного елемента, тобто це - форма існування хімічного елемента у вільному стані,

Складними називаються речовини, що складаються з різних елементів, тобто це - форма існування хімічних елементів у зв 'язаному стані.

Налічується більше 500 простих речовин і більше 7 млн складних. Прості речовини можуть мати молекулярну і немолекулярну - атомну або металічну будову.

Складні речовини мають молекулярну і немолекулярну - іонну або металічну будову.

Алотропія - явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями.

Такі речовини називають алотропними формами або модифікаціями елементів. Відмінності властивостей алотропних модифікацій обумовлені різним числом атомів у молекулі або різною структурою кристалів. Завдяки явищу алотропії число простих речовин більше, ніж хімічних елементів.

Атомна одиниця маси - це сучасна позасистемна одиниця вимірювання атомних та молекулярних мас (позначається а.о.м.). Вона є. однією дванадцятою часткою маси атома ізотопу вуглецю ¹²С.

Маса атома цього ізотопу, що дорівнює 19,93 х 10^-27 кг, прийнята за 12 а.о.м. 3 цього виходить, що:

1 а.о.м. = 19,93 х 10^-27кг/12 = 1,66 х 10^-27кг, або 1,66 х 10^-24 г.

Відносна атомна маса хімічного елемента - фізична величина, що визначається відношенням маси атома елемента до однієї дванадцятої частки маси атома ізотопу вуглецю ¹²С.

Відносна атомна маса позначається символом А_r, Індекс r - перша буква англійського слова 'relativ', що означає відносний.

Відносна молекулярна маса - фізична величина, що визначається відношенням маси молекули до однієї дванадцятої частки маси атома ізотопу вуглецю ¹²С.

Відносна молекулярна маса позначається символом М_r.

М_r- безрозмірна величина, позасистемна одиниця її вимірювання -а.о.м.

Відносна молекулярна маса розраховується за хімічною формулою. Вона дорівнює сумі відносних атомних мас усіх атомів, що входять до складу молекули або умовної частки, яка уособлює речовину.

2.4. Кількість речовини - фізична величина, що визначається числом часток - структурних елементів речовини: молекул, атомів, іонів, іонних асоціатів. Вона позначається латинським символом п або грецьким v. Одиницею її вимірювання є моль.

Моль - це кількість речовини, що містить стільки часток -структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів), скільки атомів є в ізотопі вуглецю ¹²С масою 0,012 кг.

Стала Авогадро - одна з фундаментальних фізичних сталих, пов'язана з атомною одиницею маси (добуток чисельних значень сталої Авогадро та атомної одиниці маси дорівнює одиниці, завдяки цьому чисельні значення відносних молекулярних та молярних мас збігаються).

Тому моль - це кількість речовини, що містить 6,02. х 10²³ структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів).

Поняття моль застосовують щодо речовини в будь-якому агрегатному стані. Моль речовини в будь-якому агрегатному стані за будь-яких умов містить 6,02 х 10²³часток - структурних елементів речовини.

Кількість речовини пов'язана з іншими величинами так:

n = m/M; n = N/N_A; n = V/V_{m ,}

де n - кількість речовини; m - маса речовини; М - молярна маса речовини; N - число часток; N_A - стала Авогадро; V - об'єм речовини; V_m- молярний об'єм речовини.

Молярна масса - фізична величина, що визначається відношенням маси речовини до кількості речовини, яка їй відповідає.

Молярна маса позначається через М. Визначальне рівняння:

М = m/n,

де m - маса речовини; n - кількість речовини.

Одиницею вимірювання є кг/моль (в СІ), г/моль (в інших). Чисельне значення молярної маси речовини, виміряної в г/моль^-1, дорівнює чисельному значенню відносної молекулярної маси.

Молярний об'єм - фізична величина, що визначається відношенням об'єму речовини до відповідної кількості речовини.

Вона позначається через V_m. Визначальне рівняня:

V_m = V/n,

де V - об'єм речовини; n - кількість речовини.

Одиниця вимірювання в Сl м³ / моль, в інших системах - л/моль. Молярний об'єм речовини на відміну від молярної маси не є постійною величиною для цієї речовини. Він залежить від її агрегатного стану та умов - тиску і температури. В хімії найчастіше використовують молярний об'єм газу за нормальних умов, який є постійною величиною для усіх газів і дорівнює V_{m н.у.} = 0,0224 м³/ моль = 22,4 л/моль (нормальні умови - тиск р_н = 101 325 Па =101,325 кПа , температура

Т_н = 273,15 К, або 0°С).

Тема 3. Основні закони, що використовуються для розв'язання задач

Основні закони. У XVIII - XX ст. були відкриті закони фізики та хімії, які стали базою та складовою частиною атомно-молекулярного вчення.

3.1. Закон сталості складу. Закон сформульований у 1799 р. французьким вченим Ж. Прустом. Формулювання:

Кожна чиста речовина молекулярної будови має постійний (сталий) склад, що не залежить від місця та способу її добування.

Закон поширюється на речовини молекулярної будови (дальтоніди). Речовини немолекулярної будови, одержані за різних умов, можуть мати сталий і змінний склад (бертоліди).

Висновки закону:

1.Склад речовини молекулярної будови можна описати однією хімічною формулою з цілочисельними індексами.

2. Якщо одні й ті ж хімічні елементи сполучаються між собою в різних кількісних цілочисельних співвідношеннях, вони утворюють різні речовини.

3.2. Закон збереження маси речовин під час хімічних реакцій. Закон вперше сформулював у 1748р. і підтвердив експериментально М. Ломоносов. Формулювання:

Загальна маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються внаслідок реакції.

Цей закон є основою для кількісних розрахунків за хімічними рівняннями в науці та на виробництві.

З точки зору сучасних уявлень про зв'язок між масою та енергією закон не зовсім точний. Оскільки хімічні реакції супроводжуються поглинанням або виділенням енергії, повинна змінюватися і маса реагуючих речовин. Так, під час термічної дисоціації молекул водню енергетичний ефект становить 432 кДж/моль, що відповідає зміні маси на 2,5 х 10^-9г. У ядерних реакціях закон не виконується: загальна маса ядер, які утворюються, менша за масу вихідних ядер на так званий дефект мас.

3.3. Закон об'ємних співвідношень. Вперше сформулював цей закон Ж. Гей-Люссак. Формулювання:

Співвідношення об'ємів газів, що вступають у реакцію та утворюються внаслідок неї, є співвідношенням простих цілих чисел. Закон використовують для розрахунків об'ємів газів за хімічними рівняннями.

3. 4. Закон Авогадро -у рівних об 'ємах різних газів за однакових умов міститься однакове число молекул. Закону підлягають усі гази. Не підлягають йому ті гази, що знаходяться в умовах високого тиску та низької температури, й речовини в рідкому і твердому станах. Як відомо, об'єм, що займає певна кількість речовини в будь-якому агрегатному стані, обумовлюється трьома параметрами: кількістю речовини (числом молекул або інших складових часток - структурних елементів речовини), відстанями між складовими частками та їхніми розмірами. У газах за умов низького тиску відстані між молекулами приблизно в тисячу разів більші за розміри самих молекул, тобто розміри молекул ножна не враховувати. Внаслідок цього об'єм газу обумовлюється двома параметрами: числом молекул і відстанями між ними. За однакових умов (тиск і температура) відстані між молекулами в різних газах однакові. Ось чому за однакових умов рівні об'єми різних газів містять одне й те ж число молекул і навпаки. За низьких температур та під високим тиском відстані між молекулами в газах зменшуються і наближаються до розмірів молекул. Тому за таких умов і гази не підлягають закону Авогадро. Наслідки закону Авогадро:

1. Молярний об'єм будь - якого газу за нормальних умов дорівнює 0,0224 м³ х моль^-1, або 22,4 л х моль^-1.

2. Співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їхніх відносних молекулярних або молярних мас:

p₁ : p₂ = М_r1: М_r2 = М₁ : М₂

Відносна густина речовини (позначення D) - фізична величина, що визначається відношенням густини цієї речовини p1 до густини іншої речовини р2, яку взято за стандартний зразок.

D = р₁: р₂

Тема 4. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва

4. 1. Відкриття періодичного закову та створення періодичної системи.

Після відкриття основних законів та створення атомно-молекулярного вчення хімія почала швидко розвиватися. Виникла необхідність систематизації хімічних елементів. Вчені різних країн -англійці У. Одлінг (1829 - 1921) і Дж. Ньюлендс (1837 - 1898), німці І. Деберейнер (1780 - 1849) і Л.Мейєр (1830 - 1895), француз Ж. Дюма (1800 - 1848) та інші намагалися класифікувати хімічні елементи. Розв'язав цю проблему в 1869 р. Д. Менделєєв.

В основу класифікації хімічних елементів вчений поклав значення їхніх атомних мас. Він розташував усі відомі на той час елементи за зростанням їхньої атомної маси і виявив періодичне повторення їхніх властивостей. Так, від літію до фтору змінюються:

-властивості елементів від типових металічних (Lі) до типових неметалічннх (F);

-формули вищих оксидів у послідовності Lі₂O ВеО В₂O₃ CО₂ N₂O₅ ;

-формули гідратів цих оксидів у послідовності LiОН Ве(ОН)₂ Н₃ВO₃ Н₂СО₃ НNO₃ (елемент фтор не утворює ні оксиду, ні гідроксиду, а киснева сполука фтору ОF₂ не є оксидом);

-валентність елементів у оксидах і гідратах оксидів (від 1 до 5);

-властивості оксидів і їхніх гідратів від основних (Li) через амфотерні (Ве) та слабокислі (В,С) до сильнокислих (N);

-формули летких водневих сполук у послідовності СН₄ NН₃ Н₂O НF та їхні властивості від нейтральних (СН₄) через основні (NН₃) і амфотерні (Н₂O) до кислих (НF).

Новий ряд елементів від натрію до хлору повторює наведені зміни в тій самій послідовності:

-властивості хімічних елементів від типових металічних (Nа) до типових неметалічннх (СІ);

-формули вищих оксидів у послідовності Nаі₂O МgO АІ₂O₃ SіO₂ Р₂O₃ SO₃ СІ₂O₇;

-формули гідратів цих оксидів у послідовності NаОН Мg(ОН)₂ Аl(ОН) ₃ Н₃АlO₃ Н₂SiO₃ НРО₃ Н₂S0₄ НСlO₄;

-валентність елементів у оксидах і гідратах оксидів (від 1 до 7);

-властивості оксидів і їхніх гідратів від сильвоосновних (лужних) (Nа), основних (Мg), через амфотерні (АІ) і слабокислі (Sі,Р) до сильнокислнх (S, СІ);

-формули летких водневих сполук у послідовності SіН₄ РН₃ Н₂S НСІ і їхні властивості від нейтральних (SiH₄) через дуже слабкі основні (РН₃) до слабокислих (Н₂S) і сильнокислнх (НСІ).

Далі в ряду від калію до брому подібна послідовність змін формул вищих оксидів і валентності елементів повторюється двічі. Формули летких водневих сполук і їхні властивості змінюються в такому порядку: GеH₄ АsН₃ Н₂Sе НВr і т. д.

Відокремивши такі ряди елементів у періоди та розташувавши елементи з подібними властивостями один під одним у вертикальні стовпчики - групи, Д. Менделєєв сформулював періодичний закон:

Властивості простих речовин, а також формули та властивості сполук хімічних елементів перебувають у періодичній залежності сполук від значення атомної маси елементів.

На базі цього закону вчений побудував періодичну систему хімічних елементів, у якій кожний елемент зайняв своє місце в певному періоді та певній групі. Подальші відкриття будови атома та явища ізотопії показали, що головною кількісною характеристикою елемента є не атомна маса, а заряд ядра (Z). Так виникло сучасне визначення періодичного закону:

Властивості хімічних елементів, а також форми та властивості їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від значення заряду їхніх атомних ядер або порядкового номера елемента е періодичній системі.

4. 2. Будова періодичної системи.

На сьогодні запропоновано кілька сотень варіантів зображення періодичної системи у вигляді таблиць, геометричних фігур, аналітичних кривих тощо. Найчастіше використовують скорочену та розгорнуту форми таблиць. Сучасна періодична система містить 110 хімічних елементів. Кожний з них посідає в ній певне місце - клітинку в таблиці, має свій порядковий номер. У кожній клітинці таблиці, крім хімічного знака елемента зазначено його порядковий номер (Z) та середню відносну атомну масу.

Періодична система складається із семи періодів і восьми груп.

Період - це горизонтальний ряд, що починається лужним металом і закінчується інертним елементом.

Перший період починається неметалом - воднем, сьомий період незакінчений. Перший - третій періоди складаються з одного ряду і називаються малими. Елементи, розміщені в них, називають типовими. Четвертий - шостий періоди складаються з двох рядів і називаються великими. Верхній ряд великого періоду - парний, нижній - непарний.

Сьомий період хоч і складається з одного ряду, але теж великий. У періодичній системі налічується десять рядів.

У шостому періоді після лантану Lа (Z=57) розташовано 14 елементів (Z=58 - 71), подібних до нього,-- лантаноїдів. У сьомому періоді після актинію Ас (Z=57) розташовано 17 елементів (Z=90 - 103), подібних до нього, - актиноїдів. Місце цих елементів у системі позначено в клітинках лантану та актинію, а хімічні знаки, порядкові номери та відносні атомні маси - в ряду клітин під таблицею.

Група - це вертикальний стовпчик, що містить елементи, властивості яких подібні.

Кожна група складається з двох підгруп: головної та побічної. Підгрупи, до складу яких входять елементи малих і великих періодів, називаються головними (А). Підгрупи, які містять лише елементи великих періодів, називаються побічними (В).

Так, Н, Lі, Na, К, Rb, Сs, Fr- головна підгрупа першої групи - IА група; F, СІ, Вr, І, Аt - головна підгрупа сьомої групи - VII А; Мn, Тс, Rе - побічна підгрупа сьомої групи - VII В.

Елементи кожної підгрупи - хімічні аналоги. Властивості елементів головної та побічної підгруп однієї групи відрізняться. Усі елементи побічних підгруп IV - VIII груп - метали, а більшість елементів головних підгруп IV - VIII груп - неметалі. Водночас усі елементи однієї групи (головної та побічної підгруп) виявляють подібні хімічні властивості, переважно у вищих ступенях окислення, значення яких формально збігаються з номером групи.

Зі ствердженням розуміння про першорядність заряду ядра або порядкового номера елемента в періодичній системі питання про причини тотожності хімічних властивостей елементів однієї групи (або підгрупи) та відмінності їх від інших груп (або підгруп) все ж таки не було вирішено. Відповідь на це питання було одержано після відкриття будови електронних оболонок атомів.

Слід звернути увагу, що охарактеризувати положення елемента в періодичній системі - значить назвати період, ряд, групу, підгрупу, порядковий номер.

Тема 5. Будова атома

5.1. Ядро атома.Зa сучасною теорією атом -- електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої оболонки.

Ядро (синонім. - нуклід) - це центральна позитивно заряджена частина атома, в якій зосереджена його маса.

Розмірі ядра в десятки тисяч разів менші за розміри атома (діаметри атома та ядра - 10^-10м та 10^-14- 10^-15м). Ядро складається з нуклонів - протонів та нейтронів

Протон - це частка з масою спокою 1,6726485 х 10^-27 кг (1,0073 а.о.м.) і позитивним зарядом, абсолютне значення якого становить 1,602 х 10^-19Кл, або 1 в одиницях елементарного електричного заряду.

Позначення протона: ₁¹р. Верхній індекс означає масу в атомних одиницях маси, нижній - абсолютне значення заряду в одиницях елементарного електричного заряду.

Нейтрон - електронейтральна частка з масою спокою 1,6749543 х 10^-27кг (1,0087 а.о.м.).

Позначення нейтрона: 01n. Верхній індекс означає масу в атомних одиницях маси, нижній - абсолютне значення заряду в одиницях елементарного електричного заряду.

Нейтрон пов'язаний з протоном співвідношенням: ₀¹n ₁¹p + e^- . Електрони не входять до складу ядра, але, як відомо, під час ?-розпаду ядро випромінює електрони, які там утворюються за наведеним співвідношенням. Так виникає новий хімічний елемент, порядковий номер якого більший на одиницю за порядковий номер елемента, з котрого він утворюється, наприклад: ₉₂²³⁹U ₉₃²³⁹Np +e^-

Електрон - частка з масою спокою 9,109534 х 10^-31кг і негативним зарядом, абсолютне значення якого дорівнює 1,602 х 10^-19Кл.

Саме заряд електрона був прийнятий за одиницю елементарного електричного заряду. У цих одиницях заряд електрона - 1. Маса електрона менша за масу протона в 1 836 разів і менша за масу нейтрона в 1 840 разів. Заряди протона та електрона мають однакове абсолютне значення та різні знаки (+1 і -1), тому в електронейтральному атомі число електронів дорівнює числу протонів.

Протони, електрони, нейтрони - це елементарні частки. Зараз відомо близько двохсот елементарних часток, які мають різні властивості (масу, заряд та ін.).

Число протонів і нейтронів у ядрі (як і число електронів в електронній оболонці) можна визначити за розташуванням хімічного елемента в періодичній системі.

Заряд ядра атома (його абсолютне значення) - дорівнює порядковому номеру Z елемента в періодичній системі. Водночас заряд ядра визначається сумарним зарядом усіх заряджених часток, з яких воно складається (протонів).

Оскільки заряд протона дорівнює +1, число протонів у ядрі дорівнює порядковому номеру Z елемента в періодичній системі. Заряд ядра (число протонів у ядрі) всіх атомів певного елемента - величина постійна - головна кількісна характеристика цього елемента.

Як випливає з визначення ядра, в ньому зосереджена майже вся маса атома, хоча його розміри приблизно в 10⁴ разів менші за розміри атома.

На відміну від заряду ядра маса окремих атомів одного й того ж хімічного елемента може мати різні значення. Такі атоми називаються ізотопами.

Саме тому відносна атомна маса як кількісна характеристика елемента не має першорядного значення.

5. 2. Ізотопи.

Ізотопи - це різновиди певного хімічного елемента, що мають різні маси ядер.

Термін 'ізотоп' походить від грецьких слів 'ізо' - рівний, однаковий, 'топос' - місце. Ізотоп - той, що посідає одне місце.

Маса ядра ізотопа, виміряна в атомних одиницях маси, називається відносною атомною масою ізотопа або ізотопною масою.

Так, у природному елементі водню масові частки 'легких' атомів з А_r= 1,0078 і 'важких' А_r = 2,0141 становлять 99,984% і 0,0156%. Природа ізотопії пояснюється різною будовою ядер ізотопів одного елемента: маючи однакове число протонів у ядрі (однаковий заряд ядра), ядра містять різне число нейтронів. Так, ядро 'легкого' ізотопа водню містить один протон, а ядро 'важкого' - один протон і один нейтрон.

У хімії та фізиці поруч з величиною 'відносна атомна маса' використовують величину 'масове число'.

Масове число - загальне число протонів та нейтронів у ядрі.

Позначається воно через А. Математична формула:

хімічний атом ковалентний електроліз

A = Z + N,

де: Z - число протонів, яке співпадає з порядковим номером елемента в періодичній системі;

N - число нейтронів.

Ізотопи позначаються символом хімічного елемента з двома індексами ліворуч: верхній показує масове число, нижній - абсолютне значення заряду ядра. Ізотопи водню позначаються так: легкого (протію) - ₁¹Н; важкого (дейтерію) - ₁²Н, або D; надважкого (тритію) -₁³H, або Т.

Ізотопи бувають природні, штучні, радіоактивні та стабільні.

Природні ізотопи - ізотопи, які існують у природі.

Штучні ізотопи - це такі, що не трапляються в природі, а утворюються під час ядерних реакцій.

Взагалі відомі природні ізотопи 94 природних елементів. Є штучні ізотопи всіх 110 елементів, тобто поняття 'штучні ізотопи' та 'штучні елементи' не завжди співпадають.

Штучні елементи - це ті, в яких усі ізотопи штучні.

Радіоактивні ізотопи - це нестійкі ізотопи, що спонтанно перетворюються на інші нукліди, виділяючи енергію.

Всі штучні та частина природних ізотопів радіоактивні. Вони називаються радіонуклідами.

Стабільні ізотопи - це нерадіоактивні ізотопи. Відомі 273 стабільні нукліди природних елементів.

Усі ізотопи елемента мають однакові хімічні властивості. Це явище підтверджує чинність сучасного формулювання періодичного закону Д. Менделєєва.

Тема 6. Будова електронних оболонок атомів

6. 1. Будова електронних оболонок атомів. Електронна оболонка - це сукупність електронів, що рухаються в атомі навколо ядра.

Число електронів у нейтральному атомі дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі.

Двоїста природи електрона. У 1910 - 1920 рр. вважали, що електрони - це частки, які обертаються на певних орбітах навколо ядра. У 1920 - 1930 рр. було створено сучасну теорію будови атома. Результати експериментів свідчили, що електрон має двоїсту природу - властивості частки та хвилі (маса спокою, дифракція, інтерференція, фотоелектричний ефект тощо).

Електрон у атомі можна уявити як хмару з певною густиною від'ємного електричного заряду в певному об'ємі простору навколо ядра.

Математична хвильова функція ц, квадрат якої ц² характеризує імовірність знаходження електрона в певній ділянці простору на певній відстані від ядра, називається атомною орбіталлю. Тобто орбіталь -це простір навколо ядра, в якому перебування електрона є найбільш імовірним.

Квантові числа. Орбіталі знаходяться на певних відстанях від ядра, мають певні форму та орієнтацію в просторі. Для її характеристики використовують набір квантових чисел: головного n, побічного l та магнітного m_n

Головне квантове число - це число характеризує енергію орбіталі, яка перш за все залежить від відстані орбіталі від ядра.

Воно може мати цілочисельні значення від одиниці до нескінченності (n = 1,2,3, ……, ? ). Орбіталі, що характеризуються однаковим значенням головного квантового числа, знаходяться на однаковій відстані від ядра, мають однакову енергію, отже перебувають на одному енергетичному рівні.

6.2. Енергетичний рівень - це сукупність орбіталей, які характеризуються однаковим значенням головного квантового числа п.

Чим далі від ядра знаходиться орбіталь, тим більшу енергію вона має: Е_n >Е_2-1

Побічне орбітальне, або азимутальне квантове число визначає форму орбіталі. Воно може набувати цілочисельних значень від 0 до n - l (l = 0,1,2,…., n -1).

Кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь певної форми. Якщо l = 0, орбіталь незалежно від значення головного квантового числа має сферичну форму та називається s-орбіталлю. Значенню l= 1 відповідає орбіталь, що має форму гантелі (р-орбіталь). Зі збільшенням значення /форма орбіталей ускладнюється.

Енергія орбіталі для одноелектронної системи (наприклад, у атомі водню) не залежить від її форми, тобто від значення l. Але для багатьох електронних систем, де існує взаємодія між електронами (а саме, відштовхування), енергія орбіталі зумовлена також її формою, отже визначається не лише головним квантовим числом, але й орбітальним. Орбіталі, які характеризуються однаковим n і різним l, мають різну енергію. Тому поряд з поняттям 'енергетичний рівень' існує поняття 'енергетичний підрівень' як сукупність орбіталей з певними значеннями головного та побічного квантових чисел. Кожному енергетичному рівню з певним значенням n відповідає набір енергетичних підрівнів із значеннями побічного квантового числа від 0 до n -1.

Магнітне квантове число - це число визначає орієнтацію орбіталі в просторі.

Воно може набувати цілочисельних значень від - 1 до + 1(а також нуль). Розрахунок свідчить, що при певному значенні l число можливих значень m₁ дорівнює 2 l + 1.

Так, при l= 0 m_i = 0. Це означає, що s-орбіталь має одну орієнтацію щодо трьох осей координат. При l = 1m_i може набувати трьох значень: -1, 0, +1. Тобто р-орбіталі мають три орієнтації в просторі - за координатними осями х, у, z; d - орбіталі - п'ять, f-орбіталі - сім орієнтацій.

Таким чином, набір значень магнітного квантового числа визначає число орбіталей на енергетичному підрівні. Схематично орбіталь зображується чотирикутником. Загальне число орбіталей на рівні n становить n² : на першому рівні містяться одна орбіталь, на другому -чотири, на третьому - 9 і т. д.

Так, перший енергетичний рівень містить на одному s-підрівні одну s-орбіталь. Другий енергетичний рівень n = 2 має два підрівні 2s і 2р. На 2s-підрівні знаходиться одна 2s-орбіталь, на 2р-підрівні - три р-орбіталі. Третій енергетичний рівень має три підрівні: 3s, 3р і 3d. На 3s-оідрівні - одна s-орбіталь, на Зр-підрівні - три р-орбіталі, на 3d - підрівні - п'ять d-орбіталей. Четвертий енергетичний рівень має таку будову : одна s-орбіталь, три р-орбіталі, п'ять - d-орбіталей та сім f-орбіталей.

Отже, кожний енергетичний рівень містить певний набір енергетичних підрівнів, кожний енергетичний підрівень має певні орбіталі.

Орбіталь характеризується сукупністю трьох квантових чисел: головного n, побічного l та магнітного m₁.

Електронні конфігурації Атомні орбіталі можуть бути вакантними або заповненими електронами. На будь-якій орбіталі електрон можна повністю описати набором чотирьох квантових чисел:

головним квантовим числом орбіталі n;

побічним квантовим числом l;

магнітним квантовим числом m_i;

спіновим квантовим числом електрона або спіном m_n

Спін електрона характеризує його обертання навколо своєї осі, тобто власний магнітний момент електрона.

Тому спін може мати лише два значення + ¹/₂ та- ¹/₂

Будову електронних оболонок атомів відображають за допомогою електронних формул або електронних конфігурацій.

Електронні конфігурації атомів - це умовне зображення розподілу електронів по орбіталях на енергетичних рівнях і підрівнях.

Так, ls¹ - електронна конфігурація атома водню;

1s²2s²2р⁶3s¹ - електронна конфігурація атома натрію.

Велика цифра вказує номер енергетичного рівня (головне квантове число n). Літери s,р,d означають форму орбіталі або енергетичний підрівень. Маленька цифра над літерою праворуч показує число електронів на цьому підрівні.

Конфігурація 1s¹ свідчить, що електронна оболонка атома водню в основному (незбудженому) стані (стан з мінімальною енергією) складається з одного електрона на s-підрівні першого енергетичного рівня.

Конфігурація 1s²2s²2р⁶3s¹ показує, що електронна оболонка атома натрію містить два електрони на s-підрівні першого енергетичного рівня, два електрони на s-підріяні та шість електронів на р-підрівні другого енергетичного рівня, тобто вісім електронів на другому рівні та один на s-підрівні останнього третього енергетичного рівня.

За електронною конфігурацією атома можна визначити:

число електронів, які містяться в електронній оболонці (за сумою верхніх індексів);

заряд ядра атома - порядковий номер (тобто який це елемент - число електронів у нейтральному атомі дорівнює порядковому номеру);

номер періоду періодичної системи, в якому знаходиться елемент (за числом енергетичних рівнів у електронній оболонці);

у якій групі та підгрупі періодичної системи міститься цей елемент (за будовою останнього та передостаннього енергетичних рівнів);

можливі ступені окислення елемента.

Електронна конфігурація конкретного атома має відображати дійсну будову його електронної оболонки.

Для складання електронних конфігурацій слід використовувати три правила, за якими, згідно з сучасною теорією будови атома, утворюються електронні оболонки атомів.

6. 3. Перше правило - принцип Паулі: В атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел, тобто на одній орбіталі знаходиться не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни.

За принципом Паулі можна розрахувати максимальне число електронів на орбіталі, підрівні, рівні. Оскільки на одній орбіталі найбільше число електронів дорівнює двом, максимальне число електронів становитиме: на s-підрівні - два; на трьох р - орбіталях р-підрівня - шість, на п'ятьох d - орбіталях d-підрівня - десять; на сімох f - орбіталях f-підрівня - 14 тощо.

Максимально можливе число електронів (N) на енергетичному рівні визначається формулою:

N = 2n²,

де n - номер рівня. Максимальне число орбіталей визначається формулою n².

Друге правило - правило Клечковського, найменшого запасу енергії. Воно формулюється так: Електрони заповнюють енергетичні підрівні за зростанням, їхньої енергії яка характеризується сумою n + l.

При цьому, якщо сума n + l кількох різних підрівнів однакова, рівні заповнюються за збільшенням значень n.

Якщо записати ці числа за їх зростанням, одержимо послідовність підвищення енергії підрівнів, тобто заповнення їх електронами:

n +l 123344555666777788,

n 122334345456456756.

Послідовність заповнення

Підрівнів: 1s 2s 2р Зs Зр 4s Зd 4р 5s 4d 5р 6s 4f 5d 6р 7s 5f 6d.

Третє правило - правило Гунда, найбільшого сумарного спінового числа. Воно формулюється так: Сумарне спінове число електронів неповністю заповненого підрівня має бути максимальним. Звідси випливають такі висновки:

-під час заповнення підрівня електрони посідають різні орбіталі доти, доки це можливо;

-спіни поодиноких електронів, що знаходяться на різних орбіталях, паралельні.

Тема 7. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва та електронна теорія будови атомів

Періодична система хімічних елементів Д. Менделєєва та електронна теорія будови атомів.

Аналізуючи електронні конфігурації атомів, можна логічним шляхом одержати ті ж періодичні залежності, які Д. Менделєєв встановив, вивчаючи хімічні властивості елементів. Виявляється, будова періодичної системи пояснюється електронною теорією будови атомів.

В одному періоді містяться елементи, атоми яких в основному стані мають однакове число енергетичних рівнів. Так, атоми елементів першого періоду (Н, Не) мають один енергетичний рівень, другого періоду (Li, Ве, В, С, N, О, F, Ne) - два, сьомого періоду (від Fr до останнього, нещодавно одержаного, з Z = 110) - сім енергетичних рівнів тощо.

Число елементів у кожному періоді визначається максимально можливим сумарним числом електронів на енергетичних підрівнях, які заповнюються електронами в цьому періоді. Так, у елементів першого періоду заповнюється перший рівень. Найбільше число електронів цього рівня становить два - перший період містить два елементи (Н, Не).

У елементів другого періоду заповнюються 2s- і 2р-підрівні. Сумарне максимально можливе число електронів цих підрівнів становить вісім (2+6=8) - другий період має вісім елементів (від Lі до Nе включно).

У елементів третього періоду заповнюються Зs- і Зр-підрівні, найбільше сумарне число електронів цих підрівнів становить 18 (2+6+10 = 18) - цей період нараховує вісімнадцять елементів (від К до К_r включно).

У елементів шостого періоду електронами заповнюються 6s-, 6р-, 4f- та 5d-підрівні Сумарне максимально можливе число електронів цих підрівнів дорівнює 32 (2+6+14+10=32) - шостий період містить тридцять два елементи (від Сs до Rn включно) тощо.

В одній підгрупі містяться елементи, які мають не тільки подібні хімічні властивості, а й однакову будову зовнішніх енергетичних рівнів. За будовою зовнішніх енергетичних рівнів розрізняються s, р, d, f - елементи.

s-Елементи мають конфігурацію [ ] ns¹ або [ ] ns², де знак [ ] означає електронну конфігурацію попереднього інертного елемента. В кожному періоді міститься по два s-елементу, якими він починається.

s¹-Елементи - це елементи головної підгрупи (Н, Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr). У вільному стані вони є металами (крім водню).

До s² - елементів належать елементи головної підгрупи другої групи (Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа). У вільному стані- це метали.

р-Елементи мають конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня ns²nр^x, де 1? х ? 6, тобто в них заповнюються електронами р-орбіталі зовнішнього рівня. Максимальне число електронів трьох р-орбіталей дорівнює шести. У кожному періоді, крім першого, міститься по шість р-елементів. Це елементи головних підгруп третьої - восьмої груп: ns²nр¹ -А1, Gа, Іn, Тl; ns²nр² - С, Sі, Gе, Sn, Рb; ns³nр³ - N, Р, Аs, Sb, Ві; ns²nр⁴ -О, S, Sе, Те, Ро; ns²nр⁵ - F, СІ, Вr, І, Аl; ns²nр⁶ - Nе, Аr, Хе, Rn. Вони мають проміжні властивості між металічними та неметалічними або неметалічні властивості.

d-Елементи мають конфігурацію [ ]ns²(n-1)dх, 1< х < 10, тобто в них заповнюються електронами d-орбіталі передостаннього рівня. Максимальне число електронів п'яти d-орбіталей становить десять. У четвертому - шостому періодах після двох s-елементів знаходиться по десять d-елементів (Z=21 - ЗО, Z=39 - 49, Z=57, 72 - 80), у сьомому незакінченому періоді - елементи з Z=89,104 - 110. Усі вони належать до побічних груп і у вільному стані є металами. Ці елементи називають перехідними.

f-Елементи - це елементи, в атомах яких заповнюються орбіталі 4f-або 5f- підрівня. Оскільки максимальне число електронів семи f-орбіталей дорівнює 14, у шостому та сьомому періодах міститься по 14 f-елементів: лантоноїди - 4f-елементи з Z=58 - 71 та актиноїди - 5f-елементи з Z=90 - 103. f-Елементи знаходяться в побічній підгрупі третьої групи. Їх, як і d-елементи, називають перехідними. Всі вони у вільному стані є металами.

Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні атомів елементів головних підгруп (крім Не) дорівнює номеру групи, в якій містяться елементи.

До елементів головних підгруп належать s- і р-елементи. Загальне число електронів на s - і р - підрівні дорівнює восьми. У періодичній системі вісім груп.

Таким чином, електронна теорія будови атома пояснила структуру періодичної системи елементів - число груп, підгруп, періодів, елементів у групах і періодах. Завдяки їй було з'ясовано положення в періодичній системі калію, аргону, кобальту, нікелю, телуру, йоду та ін. Отже, ця теорія підтверджує, що періодична система елементів Д. Менделєєва відображає об'єктивні зв'язки, які існують у природі.

Тема 8. Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

Сучасна електронна теорія будови атома пояснила залежність властивостей елемента від будови його атома та положення в періодичній системі.

Вплив будови зовнішнього енергетичного рівня на хімічні властивості елементів. Енергетичні рівні та підрівні, орбіталі яких заповнені максимально, називаються завершеними.

Вони - найбільш стабільні, стабільними є також напівзаповнені підрівні р³ і d³. Тому деякі елементи мають аномальні конфігурації (Сr, Мо, Рd). Зовнішній енергетичний рівень з електронною конфігурацією s²p⁶- завершений. Перший енергетичний рівень є завершеним за конфігурації 1s².

Атоми інертних елементів мають завершені енергетичні рівні і тому не вступають у хімічні реакції (за винятком ксенону).

У атомів усіх інших елементів зовнішні енергетичні рівні незавершені, атоми металів, вступаючи в хімічну реакцію, втрачають електрони зовнішніх енергетичних підрівнів, які слабо зв'язані з ядром. Здатність елемента віддавати електрони можна вважати мірою металічності. Для порівняння металічних властивостей елементів використовують спеціальну величину - енергію іонізації.

8. 1. Енергія іонізації - це кількість енергії, необхідна для відриву від атома найбільш слабо зв 'язаного з ним електрона.

Цю величину виражають у електрон-вольтах на атом (еВ/атом) або в кілоджоулях на моль (кДж/моль). Енергія іонізації атомів виявляє періодичну залежність від порядкового номера елемента. Атоми неметалів у зовнішньому енергетичному рівні мають чотири й більше електронів, які міцно зв'язані з ядром. Атоми неметалів, вступаючи в хімічну реакцію, як правило, приєднують електрони.

Для порівняння неметалічних властивостей використовують спеціальну величину - спорідненість до електрона.

Спорідненість до електрона - це кількість енергії, яка виділяється або поглинається під час приєднання одного електрона до нейтрального атома.

Спорідненість до електрона теж вимірюють у електрон-вольтах на атом або в кілоджоулях на моль. Найбільше значення спорідненості до електрона мають елементи головної підгрупи сьомої групи - типові неметали.

8. 2. Зміни в межах одного періоду. Розглянемо, як змінюються будова атомів і хімічні властивості елементів у межах одного періоду, наприклад, третього. Атом кожного елемента цього періоду має три енергетичні рівні. Зі збільшенням заряду ядер атомів елементів одного періоду зменшується радіус атома і зростає число зовнішніх електронів. Притягання зовнішніх електронів до ядра посилюється, енергія іонізації та спорідненість до електрона збільшуються. Відхилення від цієї тенденції у магнію, фосфору та аргону пояснюється підвищеною стабільністю заповнених 3s-підрівня у магнію, 3р-підрівня в аргону та напівзаповненого 3р-підрівня у фосфору. Тому в ряду у кожного нового елемента поступово посилюються неметалічні властивості та послаблюються металічні.

Так, третій період починається типовим лужним металом -натрієм. За ним знаходиться другий типовий метал - магній, металічні властивості якого слабкіші, ніж у натрію. Наступний метал - алюміній у деяких сполуках виявляє неметалічні властивості. Елементи Sі, Р, S, Сl також мають неметалічні властивості, які посилюються від Sі до Сl. Хлор - типовий неметал. Період закінчується інертним елементом -аргоном. Такі зміни хімічних властивостей елементів спостерігаються в усіх періодах. У великих періодах металічні властивості послаблюються, а неметалічні посилюються повільніше, ніж у малих. Це пояснюється тим, що періоди містять (d- або f-елементи.

Таким чином, хімічні властивості елементів змінюються періодично зі зміною їхнього порядкового номера та будови електронної оболонки.

8. 3. Зміни в межах однісїї групи. Розглянемо, як змінюються будова атома і хімічні властивості елементів головних підгруп на прикладі І А групи.

Елементи однієї підгрупи мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівняння та подібні хімічні властивості. В атомах усіх елементів І А групи зовнішній енергетичний рівень містить один електрон на s-підрівні. Але радіус атома і число енергетичних рівнів зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (заряду ядра). При цьому притягнення зовнішніх електронів до ядра послаблюється, енергія іонізації зменшується. Тому в головних підгрупах зі збільшенням порядкового номера елементів (тобто згори донизу) їхні металічні властивості посилюються, а неметалічні послаблюються.

Таким чином, число електронів зовнішнього енергетичного рівня атомів змінюється періодично із зростанням зарядів ядер атомів (повторюється через період). Тому властивості хімічних елементів змінюються періодично (повторюються через період).

Тема 9. Хімічний зв'язок і будова речовини ковалентний зв'язок

Типи зв'язків. Електронна теорія будови атомів пояснила, як атоми з'єднуються в молекули, тобто природу та механізм утворення хімічного зв'язку.

9. 1. Хімічний зв'язок - це взаємодія двох або кількох атомів, у результаті якої утворюється хімічно стійка дво- або багатоатомна система (молекула чи кристал).

Отже, під час формування кристалів або молекул утворюються хімічні зв'язки, а в процесі розпаду кристалів або молекул вони руйнуються. Утворення хімічного зв'язку супроводжується зменшенням повної енергії системи.

В основі теорії хімічного зв'язку лежать уявлення про електронну взаємодію. Найбільш стійкими угрупованнями електронів є завершені зовнішні електронні шари атомів інертних елементів (двоелектронний у гелію і восьмиелектронний у решти інертних елементів). Незавершені зовнішні електронні шари всіх інших елементів є нестійкими угрупованнями електронів. Під час з'єднання атомів з незавершеними зовнішніми електронними шарами перебудовуються їхні електронні оболонки - неспарені електрони різних атомів утворюють електронні пари, які є спільними для двох чи більшої кількості атомів або зміщуються до одного атома Відомі такі типи хімічного зв'язку: ковалентний, іонний, водневий, металічний.

9.2.Ковалентний зв'язок. Зв 'язок атомів за допомогою спільних електронних пар називається ковалентним.

Механізм утворення. Розглянемо утворення молекули водню із атомів. Електронна конфігурація атома водню - 1s¹, тобто у зовнішньому енергетичному рівні знаходиться один неспарений електрон. Під час утворення молекули водню з двох атомів, що містять неспарені електрони з антипаралельними спінами, перекриваються s-орбіталі та формується спільна електронна пара.

Спільна електронна пара належить обом атомам, кожний атом одержує стійку двоелектронну оболонку. Найбільшою електронна густина спільної електронної хмари є між ядрами атомів. Молекула водню утворюється за рахунок взаємодії спільної електронної пари з ядрами обох атомів.

У молекулах фтору F₂, хлору Сl₂, кисню O₂, азоту N₂ зв'язок між атомами ковалентний. Він утворюється в молекулах фтору та хлору за допомогою однієї пари електронів, у молекулі азоту - за допомогою трьох спільних електронних пар.

У всіх цих випадках кожний атом формує завершений стійкий зовнішній восьмиелектронний рівень.

Розглянемо утворення молекули хлороводню. Електронні конфігурації атомів водню (1s¹) та хлору (1s²2s²2р⁶3s²3р⁵) свідчать, що їхні зовнішні енергетичні рівні містять по одному неспареному електрону. У разі наближення орбіталі цих електроні' перекриваються, утворюючи спільну електронну пару.

Ковалентний зв'язок може виникати між двома атомами, один з яких має пару електронів, а другий - вакантну (вільну) орбіталь. Під час взаємодії аміаку NH₃ з хлороводнем НСІ пара електронів 2s-підрівня атома азоту, що не бере участі в утворенні зв'язків у молекулі аміаку (иеподілена електронна пара), стає спільною для водню (з хлороводню) та азоту і утворюється іон амонію NН₄⁺.

Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним. У нашому прикладі донором електронної пари є атом азоту, а акцептором - іон водню (він має вільну орбіталь).

Донорно-aкцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку спостерігається в комплексних сполуках, тобто сполуках, до складу яких входять комплексні іони [Аg(NH₃) ₂]ОН, К₄Fе(СN) ₆ тощо.

9. 3. Валентні електрони. Електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків, називаються валентними.

У елементів головних підгруп валентні електрони містяться на s- і р-орбіталях зовнішнього енергетичного рівня. У елементів побічних підгруп валентні електрони знаходяться на s-орбіталі зовнішнього рівня та на d-орбіталях передостаннього рівня (у d-елементів) або на f-орбіталях третього від кінця рівня (у лантаноїдів і актиноїдів).

Валентними можуть бути не тільки неспарені, але й спарені електрони. Так, атом вуглецю в незбудженому стані має на зовнішньому енергетичному рівні пару електронів на 2s-орбіталі, два неспарених електрони на 2р-підрівні та вакантну р-орбіталь. У процесі поглинання енергії (420 кДж/моль) пара електронів розпаровується, один електрон з 2s-орбіталі переходить на вакантну 2р-орбіталь.

Такий збуджений атом вуглецю має чотири неспарених електрони і може утворювати чотири ковалентні зв'язки.

В атомі азоту, електронна конфігурація якого 1s²2s²2р_x¹2p_y¹2р_z¹, валентними є п'ять електронів зовнішнього енергетичного рівня: три неспарених на 2р-підрівні та пара електронів на 2s-підрівні. За допомогою цієї пари електронів під час приєднання протона Н⁺ до аміаку NН₃ утворюється амоній -- іон NН₄⁺.

Гібридизація. Незважаючи на те, що в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь електрони різних орбіталей (s-, р-, d-орбіталі мають різноманітну) форму та орієнтацію в просторі), в багатьох сполуках ці зв'язки виявляються рівноцінними. Так, експериментальнo встановлено, що в метані СН₄, тетрахлорметані ССl₄, амоній -- іоні NН₄⁺ центральні атоми вуглецю або азоту поєднані з атомами водню або хлору чотирма рівноцінними зв'язками, кути ніж якими становлять 109,5° (або 109^o28' ), тобто зв'язки спрямовані до вершин тетраедра. Для пояснення цього явища американський вчений Л. Полінг запровадив у 1931 р. поняття 'гібридизація'. Він назвав гібридизацією процес змішування та вирівнювання орбіталей за формою та енергією. Оскільки під час утворення чотирьох зв'язків у СH₄, ССl₄, NH₄⁺ вихідними є одна s- і три р-орбіталі атома вуглецю або азоту, така гібридизація має назву sр³. Залежно від виду (s, р, d) і кількості орбіталей, які беруть участь у гібридизації, розрізняють такі її типи: sр³, sр², sр, dsр², d²sр². У результаті гібридизації утворюються однакові за формою та енергією гібридні орбіталі, число яких дорівнює числу атомних орбіталей, що зазнали гібридизації. Слід зазначити, що в гібридизації не беруть участі орбіталі, які утворюють р - зв'язки.

Тема 10. Характеристика ковалентного зв'язку

Характеристики ковалентного зв'язку. Ковалентний зв'язок характеризується кратністю, насиченістю, напрямленістю у просторі, довжиною, енергією, полярністю.

Зв 'язок між двома атомами за допомогою однієї спільної електронної пари називається простим, двох електронних пар -подвійним, трьох - потрійним.

Так, у молекулі водню Н₂ - простий зв'язок, у молекулі азоту N₂ -потрійний. В етані між атомами вуглецю існує простий зв'язок, у етилені - подвійний, а в ацетилені - потрійний.

10. 1. Кратність зв'язку обумовлена утворенням у- і р- зв'язків.

у-Зв'язок. Якщо орбіталі перекриваються по лінії, що сполучає центри двох атомів, тобто по осі зв'язку, такий ковалентний зв'язок називається у - зв'язком. Простий зв'язок - це завжди у-зв'язок. Так, у молекулах Н₂O, Н₂, СН₄, NH₃, С₂Н₆ атоми зв'язані у-зв'язком. В утворенні у-зв'язків можуть брати участь s-, р-, d-орбіталі, гібридні sр³-, sр²-, sр-орбіталі тощо.

р-Зв'язок. Внаслідок перекривання р-орбіталей, розташованих перпендикулярно до осі у -зв'язку, утворюються дві зони перекривання по обидва боки осі зв'язку, паралельно до неї. Такий ковалентний зв'язок називається р-зв'язком. У разі утворення р-зв'язку орбіталі перекриваються менше, ніж у разі утворення у-зв'язку. Тому р -зв'язок, як правило, слабкіший за у-зв'язок. Орбіталі, які утворюють р-зв'язок, в гібридизації участі не беруть. Подвійний зв'язок складається з одного у- і одного р-зв'язку, потрійний - з одного у- і двох р-зв'язків.

Так, у молекулах азоту та ацетилену атоми азоту або атоми вуглецю з'єднані одним у-зв'язком ідвома р-зв'язками.

10. 2. Насиченість. Атом кожного елемента утворює з іншими атомами певне, обмежене число ковалентних зв'язків, яке обумовлене числом орбіталей, що беруть участь у виникненні цих зв'язків. Так, атоми елементів другого періоду, що мають на зовнішньому енергетичному рівні чотири орбіталі (одну s- і три р-), утворюють зв'язки, число яких не перевищує чотирьох. Атоми елементів інших періодів з більшим числом орбіталей на зовнішньому рівні можуть формувати більше зв'язків.

Атом азоту та атом фосфору, незважаючи на однакові електронні конфігурації зовнішнього енергетичного рівня (s²p³), тобто однакове число (п'ять) валентних електронів, утворюють у сполуках різне максимальне число зв'язків: азот - чотири, фосфор - п'ять. Це пояснюється тям, що на зовнішньому енергетичному рівні атома фосфору є вільні d-орбіталі 3s²3р³3d⁰, на одну з яких може переходити розпарований електрон з 3s-орбіталі: 3s ¹3р ³3d ¹.

У атомі азоту на зовнішньому (другому) енергетичному рівні немає вакантних орбіталей, на які міг би перейти електрон з 2s-орбіталі. Тому атом може утворювати не більше чотирьох зв'язків і один з них - за донорно-aкцепторним механізмом за допомогою неподіленої пари електронів s-орбіталі.

Слід зауважити, що всі чотири зв'язки атома азоту в амоній -- іоні виявляються рівноцінними, що пояснюють явищем sр³-гібридизації. В інших сполуках (наприклад, у нітрат -- іоні NO₃) відбувається sр²-гібридизація.

10 3. Напрямленість у просторі. Атомні орбіталі (крім s-орбіталей) орієнтовані у просторі, між ними утворюються певні кути.

Так, три р-орбіталі будь * якого атома орієнтовані в просторі по х, у, z-осях координат, кути між ними дорівнюють 90°.

Чотири sр³-гібридні орбіталі атома в збудженому стані спрямовані до вершин тетраедра, кути між ними дорівнюють 109,28'.

Три sр²-гібридні орбіталі атома розташовані в одній площині під кутом 120° одна до одної.

Дві sр-орбіталі знаходяться на одній прямій під кутом 180° одна до одної.

Під час утворення хімічних зв'язків гібридні орбіталі стабілізуються. у-Зв'язки, які є результатом перекривання aтомних орбіталей, теж мають певну напрямленість у просторі і між ними утворюються кути, що називаються валентними. Розміри валентних кутів залежать від типу гібридизації (якщо вона є), розмірів атомів, що сполучаються, та від деяких інших факторів (зокрема виповненості вихідних орбіталей електронами).

Зв'язки, в утворенні яких беруть участь sр³-гібридні орбіталі, знаходяться здебільшого під кутом 109,5° (або близьким до нього), sр²-орбіталі - 120°, sр-орбіталі - 180°. Трапляються випадки, коли зв'язки, утворені за допомогою sр³-гібридних орбіталей, розташовані під кутами, які відрізняються від тетраедричних. Так, у молекулах води та аміаку, де, як вважається, відбувається sр³-гібридизація орбіталей центрального атома кисню та азоту, валентні кути становлять 104,5° і 107,5°. Це пояснюється дією двох неподілених пар електронів, що розташовуються на двох гібридних sр³-орбіталях атома кисню у воді, та однієї неподіленої пари електронів, яка займає одну гібридну sр³-орбіталь атома азоту в аміаку.

Тип гібридизації орбіталей центрального атома та її просторове розташування визначають геометричну будову молекул і складних іонів.

Двоатомні молекули (F ₂, НСl, N ₂ тощо) завжди мають лінійну будову, триатомні - лінійну (СO ₂) або кутово-площинну, а саме -трикутну (Н ₂S, Н ₂О, SO₂ тощо). Багатоатомні- лінійну, кутово-площинну або просторову.

Довжина зв'язку. Довжина зв 'язку - це відстань між ядрами атомів, які утворюють зв'язок. Довжину зв'язку вимірюють у нанометрах (1 нм = 1x10^-9 м). Зі збільшенням радіусів атомів, між якими виникає зв'язок, зростає його довжина. Підвищення кратності зв'язку зменшує його довжину.

Наприклад, довжина С-С зв'язку в етані - 0,154 нм; у етилені -0,134 нм; у ацетилені - 0,120 нм.

10. 4. Енергія зв'язку. Енергія зв 'язку - це фізична величина, що визначається енергією, яку треба витратити, щоб розірвати зв 'язок, або енергією, яка виділяється під час утворення зв 'язку.

Одиниці вимірювання: кілоджоуль на моль (кДж/моль). Енергія зв'язку характеризує його міцність. Чим більша енергія зв'язку, тим він міцніший. З підвищенням кратності зв'язку його міцність зростає, зі збільшенням міцності- довжина зменшується.

Наприклад, енергія С-С зв'язку у етані - 347 кДж/моль; у етилені -606 кДж/моль; у ацетилені- 831 кДж/моль.

Полярність зв'язку. Полярність зв 'язку - ця характеристика зв'язку визначається асиметричним розподілом спільної електронної хмари щодо ядер обох атомів у напрямку осі зв 'язку.

Ковалентний зв 'язок називається неполярним, якщо спільні електронні пари розташовані симетрично щодо обох ядер, і полярним, коли розміщені несиметрично щодо цих ядер.

Так, у молекулах простих речовин (водень Н₂. кисень O₂ , азот N₂, галогени F₂, Сl₂, Вr₂, J₂) і таких складних, як SіH₄, GеH₄, атоми поєднані неполярним ковалентним зв'язком, а у молекулах інших складних речовин (хлороводень НСl, вода Н₂O, аміак NН₃) - полярним ковалентним.

Неполярні зв'язки утворюються між однаковими атомами або атомами, близькими за електронегативністю. Полярні зв'язки поєднують атоми, що відрізняються за електронегативністю.

Тема 11. Електронегативність та полярність молекул

11. 1. Електронегативність.

Здатність атома хімічного елемента притягувати до себе спільні електронні пари називається електронегативністю.

Електронегативність елемента визначається сумою його енергій іонізації та спорідненості до електрона.

Чим більша електронегативність атома, тим сильніше він притягує спільну електронну пару. Під час утворення ковалентного зв'язку спільні електронні пари змішуються в бік більш електронегативного атома -хлору у молекулі НСl, кисню - в молекулі Н₂O, азоту - в молекулі NН₃

тощо. Внаслідок цього зв'язки поляризуються: на атомі з вищою електронегативністю (Сl, О, N) виникає від'ємний заряд (-q), а на атомі з нижчою (Н) - позитивний (+q). Такі заряди атомів у молекулі називаються ефективними. Експериментально встановлено, що в молекулі НСl q (Сl) = - 0,18; q (Н) = + 0,18.

Електронегативність елемента та періодичний закон Електронегативність підлягає періодичному закону. У періоді електронегативність зростає із збільшенням порядкового номера елемента, тобто зліва направо. На початку періоду містяться елементи, електронегативність яких низька (метали), а в кінці - найбільш електронегативні (неметали). У групі електронегативність елементів зменшується із зростанням порядкового номера, тобто згори донизу. Найбільш електронегативним у періодичній системі є фтор. Інертні елементи електронегативності не мають.

За зростанням електронегативності хімічні елементи можна розташувати в такій послідовності:

Rb, К, Na, Li, Sr, Са, Мg, Ве, In, Al, Sn, Gа, Sb, Gа, Sb, Sі, В, Аs, Н, Те, Р, С, Sе, J, S, Вr, Сl, N, О, F.

Електронегативність застосовують як якісну характеристику для визначення напрямку зміщення спільних електронних пар під час утворення молекул, тобто для оцінки полярності хімічного зв'язку в різних сполуках і пояснення їхньої хімічної поведінки. Чим більшою є різниця електронегативностей атомів, що з'єднані, тим полярніший зв'язок ніж ними.

11. 2. Полярність молекул. Полярність молекул залежить від полярності окремих зв'язків і їхнього положення в молекулі, тобто від будови молекул.

Молекули простих речовин (Н₂, N₂, F₂ Сl₂), утворені неполярними ковалентними зв'язками, неполярні. Молекули складних речовин можуть бути полярними та неполярними.

У неполярних молекул 'центри тяжіння' електронної хмари та позитивних зарядів ядер збігаються, а у полярних - ні. Тому полярні молекули можна розглядати як електричні диполі, де заряди, різні за знаком, але однакові за значенням, знаходяться на певній відстані один від одного.

До речовин з неполярними молекулами належать: діоксид вуглецю СО₂, метан СH₄, бензол С₆Н₆, а полярними молекулами - діоксид сірки SO₂, вода Н₂O, аміак NH₃, етиловий спирт С₂Н₅ОН тощо.

Електричний момент диполя. Електричний момент диполя - це фізична величина, що визначається добутком заряду q і відстані l між центрами позитивного та негативного зарядів у молекулі:

P = ql,

де р - електричний момент диполя, одиниця вимірювання: Кл х м (кулон на метр).

Електричний момент диполя в молекулі залежить від її будови. За наявністю чи відсутністю електричного моменту диполя можна робити висновки щодо геометричної будови молекули. Так, молекула СO₂ неполярна, хоча зв'язки С = 0 - полярні, тому що вона має лінійну будову (0=С=0). Молекули SO₂ та Н₂O мають електричний момент диполя, оскільки будова їхня є кутовою.

Фізичні властивості молекулярних сполук з ковалентними зв'язками. Молекулярні сполуки з ковалентними зв'язками за звичайних умов можуть мати різний агрегатний стан: твердий (йод J₂, сахароза С₁₂Н₂₂О₁₁ тощо), газоподібний (хлор Сl₂, кисень O₂, аміак NН₃ тощо). Температура кипіння та плавлення цих молекулярних сполук низькі (порівняно зі сполуками з іонним та металічним зв'язком).

Тому молекулярні сполуки, як правило, леткі. Речовини, молекули яких полярні, мають вищі температури кипіння та плавлення, ніж речовини з неполярними молекулами. Вони розчиняються в полярних розчинниках, наприклад, у воді. Це пояснюється взаємним притяганням полярних молекул. Речовини, молекули яких неполярні, як правило, розчиняються в неполярних розчинниках (бензині, чотирихлористому вуглеці), але можуть розчинятися і в полярних розчинниках. Так, йод не розчиняється у воді, але розчиняється в ССl₄ і спиртах

Тема 12. Іонний зв'язок

12. 1. Іонний зв'язок. Під час утворення сполук з елементів, значення електронегативностей яких дуже відрізняються, спільні електронні пари повністю зміщуються до більш електронегативного атома. У результаті утворюються іони. Наприклад, під час горіння натрію в хлорі неспарені електрони s-орбіталі атома натрію та р-орбіталей атома хлору утворюють спільну електронну пару, яка повністю зміщується до атома хлору і приєднує цей електрон. Внаслідок цього виникають нетрій-іон Nа⁺ та хлорид-іон Сl.

Іони - це заряджені частки, на які перетворюються атоми в результаті втрати або приєднання електронів .

Заряд негативного іона (аніона) дорівнює числу електронів, які атом приєднав, заряд позитивного іона (катіона) - числу електронів, що атом втратив. Протилежно заряджені іони притягуються один до одного і утворюють іонні сполуки.

Сполуки, які утворюються з іонів, називаються іонними. Зв'язок між іонами - це іонний зв'язок.

Процес віддачі електронів називається окисленням, приєднання - відновленням. Таким чином, іонний зв'язок виникає за рахунок електростатичного притягання протилежно заряджених іонів, які утворилися внаслідок процесів окислення та відновлення атомів.

Форми існування іонних сполук.

Утворені сполучення іонів NаСl, Lі₂O, Са₃Р₂ - це іонні асоціати. У вигляді молекул вони існують тільки в газоподібному стані (за високих температур). Форма існування сполук за звичайних умов - це тверді кристалічні речовини. В їхніх кристалічних ґратках знаходяться іони. Кожний іон оточений певним числом протилежно заряджених іонів. Це число називається координаційним числом іона. Іонні речовини утворюються під час сполучення не лише одноатомних, а й багатоатомних іонів. Формули NаОН, Li₂O, Са₃Р₂ тощо - це емпіричні формули, що відображають молярне співвідношення іонів у кристалі. Однак між іонами і ковалентним зв'язком немає різкої межі. Іонний зв'язок можна розглядати як граничний випадок ковалентного полярного зв'язку. У багатьох сполуках зв'язок ніж атомами має проміжний характер між іонним і ковалентним. Чим більша різниця електронегативностей елементів, тин більший ступінь іонності зв'язку. Вважається, що коли різниця електронегативності елементів дорівнює 2,1, ступінь іонності зв'язку становить 50%. Зв'язки вважають іонними, якщо різниця електронегативностей елементів, що утворюють цей зв'язок, більша за 2,1.

12. 2. Характеристики іонного зв'язку.

На відміну від ковалентного зв'язку іонний не має напрямленості в просторі та кратності. Енергія іонного зв'язку визначається кулонівськими силами притягання протилежно заряджених іонів. Вона залежить від значень енергії іонізації атома металу та спорідненості до електрона атома неметалу. Чим менша перша величина і більша друга, тим енергетично вигіднішим є утворення іонної сполуки, тим вищою є енергія зв'язку. За звичайних умов іонні сполуки існують у вигляді твердих кристалічних речовин. Ці речовини мають високі температури плавлення та кипіння, тому вважаються нелеткими. Вони добре розчиняються у воді і погано або не розчиняються в неполярних розчинниках. У твердому стані іонні сполуки не проводять електричний струн.

Тема 13. Водневий і металічний зв'язок.

Водневий зв'язок - це трицентровий зв 'язок типу X - Н ^…. Y, який виникає через атом водню між двома електронегативними атомами X та У (най частіше атомами фтору (F), кисню (О) та азоту N)).

13. 1. Механізм утворення.

Наприклад, у молекули води атоми водню зв'язані з атомами кисню за допомогою полярного ковалентного зв'язку. Спільні електронні пари зміщуються до атома кисню. Атом водню має позитивний заряд, а атом кисню - негативний. Позитивно заряджений атом водню однієї молекули води притягується до негативно зарядженого атома кисню іншої молекули води. Між двома атомами кисню виникає зв'язок за допомогою атома водню.

Молекула води, яка має два полярних зв'язки О - Н і дві неподільні пари електронів (на кисні), може утворювати чотири водневих зв'язки з іншими молекулами. Тому в кристалі льоду кожна молекула води тетраедрично сполучена водневими зв'язками з чотирма іншими молекулами води. Водневі зв'язки утворюються в багатьох речовинах органічних (спирти, кислоти) і неорганічних (рідких аміаку, фтороводню тощо).

13. 2. Характеристика. Водневий зв'язок слабший за іонний і ковалентний, наприклад, енергія водневого зв'язку льоду О - Н ^…. О дорівнює 20 кДж/моль^-1, що становить лише 4,3% енергії ковалентного зв'язку Н - О.

Атоми, що утворюють водневий зв'язок, звичайно розташовані вздовж прямої лінії. Атом водню ноже займати такі положення: несиметричне (у димері води (Н₂О) ₂) і симетричне (у димері фтороводню H₂F₂). Водневий зв'язок може бути міжмолекулярним (у воді, спиртах, водних розчинах спиртів) і внутрішньомолекулярним (у амінокислотах, білках). Водневий зв'язок відіграє важливу роль у природі, фізіологічних і біохімічних процесах живих організмів. Він обумовлює аномально високі температури кипіння та плавлення таких речовин, як вода, аміак, фтороводень, спирти, сольватацію іонів, процеси розчинення речовин, формування структур білків, полісахаридів, утворення подвійної спіралі ДНК.

13. 3. Металічний зв'язок

Металічний зв 'язок - це багатоцентровий зе 'язок, який існує у металах та їхніх сплавах між позитивними іонами і валентними електронами, що є спільними для всіх іонів.

У металів енергія іонізації є нижчою, ніж у неметалів. Тому в них валентні електрони легко відриваються від окремих атомів і стають спільними для всього кристала. Так утворюються позитивні іони металу та електронний газ - сукупність рухливих електронів. У кристалі металу спільні електрони зв'язують багато іонів.

Металічний зв'язок існує в кристалах і розплавах усіх металів і сплавів. У чистому вигляді він характерний для лужних і лужноземельних металів. У перехідних металах зв'язок між атомами частково є ковалентним.

Металічний зв'язок є ненапрямленим, оскільки валентні електрони розподілені по всьому кристалі майже рівномірно. Незважаючи на те, що у вузлах ґраток знаходяться позитивні іони, кристалічні ґратки металів досить стабільні. Ця стабільність зумовлена електростатичним притяганням іонів і узагальнених електронів, що неперервно рухаються між іонами. Енергія металічного зв'язку менша за енергію ковалентного.

Металічний зв'язок внаслідок наявності вільних електронів обумовлює характерні загальні властивості металів і сплавів, зокрема теплову та електричну провідності. Температури плавлення та кипіння різних металів мають широкий діапазон значень: від -39,9°С (ртуть) до 3240°С (вольфрам). Температура плавлення та кипіння перехідних металів з незавершеними (d-підрівнями вищі за температури плавлення та кипіння лужних і лужноземельних металів, а також перехідних металів із завершеними d-підрівнями внаслідок більшої частки ковалентності зв'язку в перших.

Тема 14. Валентність та ступінь окислення

14. 1. Поняття 'валентність' було уведено в хімію у середині XIX ст. Його класичне визначення: валентність - це здатність атома певного елемента приєднувати певне число атомів інших елементів.

Електронна теорія будови атома пояснила фізичний зміст валентності та структурних формул.

Валентність елемента визначається числом спільних електронних пар. які зв 'язують атом одного елемента з іншими атомами.

Так, валентність азоту в сполуці N₂ дорівнює трьом, а в NН₄Сl -чотирьом. Валентність хлору в Сl₂ - дорівнює одиниці. Валентність не буває від'ємною і не може дорівнювати нулю. Поняття 'валентність' можна застосувати тільки для сполук з ковалентним зв'язком (складних і простих). Вона не завжди дорівнює номеру групи періодичної системи, в якій знаходиться елемент. Це стосується, в першу чергу, елементів другого періоду: адже на зовнішньому енергетичному рівні їхніх атомів не може знаходитися більше чотирьох пар електронів, тому, наприклад, максимальна валентність азоту (елемента V групи) дорівнює чотирьом. Поняття 'валентність' не можна застосувати щодо сполук з іонним і металічним зв'язком.

14. 2. Ступінь окислення.

Для характеристики стану атома в сполуці використовують формальне поняття 'ступінь окислення'.

Ступінь окислення - це умовний заряд атома в речовині, який виник би на атомі за умови, що спільні електронні пари повністю змістилися до більш електронегативного атома (тобто атоми перетворилися на іони).

Ступінь окислення позначається арабською цифрою (із знаком + або - перед нею) над символом елемента.

1. Ступінь окислення одноатомного іона дорівнює його заряду. Наприклад, у хлориді натрію ступінь окислення натрію становить +1, хлору -1. У сполуці NаН ступінь окислення натрію дорівнює +1, а водню -1.

2. Ступінь окислення водню в усіх сполуках, за винятком гідридів металів (NаН, СаН₂ та ін.), становить +1. У гідридах металів його ступінь окислення дорівнює -1.

3. Ступінь окислення фтору в усіх його сполуках становить -1.

4. Лужні метали (Li, Na, К, Rb, Сs, Fr) в усіх сполуках мають ступінь окислення +1, а елементи головної підгрупи другої групи (Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа) +2.

5. Ступінь окислення кисню в більшості сполук дорівнює -2. У фториді кисню ОF₂ кисень має ступінь окислення +2. У пероксиді водню Н2О2 ступінь окислення кисню дорівнює -1, а валентність (Н-О-О-Н) дорівнює 2.

6. Ступінь окислення атомів у простих речовинах дорівнює нулю: Сl₂, Вr₂, Н₂, Р₄, S₈.

7.Якщо відомий ступінь окислення одних елементів, можна визначити ступінь окислення інших елементів у сполуці. Для цього слід пам'ятати, що алгебраїчна сума ступенів окислення всіх атомів у сполуці завжди дорівнює нулю.

8. Багато елементів мають змінний ступінь окислення. Наприклад, у сірки в сірководні Н₂S він дорівнює -2, у діоксиді S0₂ - +4, у триоксиді сірки SO₃ - +6.

9. Вищий позитивний ступінь окислення елемента в його сполуках дорівнює номеру групи періодичної системи, в якій знаходиться цей елемент. Наприклад, магній, що міститься у другій групі, має ступінь окислення +2, марганець (сьома група) - +7.

10.У сполуках неметалів з воднем їхні ступені окислення змінюються від - 4 (у елементів IV групи) до -1 (у елементів VII групи), що визначається числом електронів, які атом неметалу відтягує від атомів водню. Наприклад, ступінь окислення вуглецю у метані СН₄ дорівнює - 4, азоту в аміаку NН₃ - 3, кисню у воді Н₂O -2, фтору у фтороводні НF -1.

Властивості твердих речовин залежно від типу зв'язку.

У твердих речовинах відстані ніж частками (молекулами, атомами, іонами) малі, а сили взаємодії між ними - великі. Тверде тіло має певний об'єм і форму, більшу густину, ніж гази і рідини (виняток -вода), його частки не рухаються вільно, як у газах і рідинах, а розташовані у просторі певним чином. Частки твердої речовини коливаються навколо рівноважних положень. Розрізняють дві форми твердої речовини - кристалічну та аморфну. У кристалічній речовині частки мають упорядковане просторове розташування - утворюють кристалічні ґратки, в аморфній - розміщені безладно. Деякі речовини можна одержати у кристалічній та аморфній формах. Кристалічні гратки - це розташування в просторі іонів, атомів або молекул у певному систематичному порядку. Кристали кожної кристалічної речовини мають характерну форму. Наприклад, кристали хлориду натрію мають форму куба, нітрату кальцію - правильних октаедрів.

Число часток (атомів, молекул, іонів), які оточують частку в кристалічних гратках або молекулі, називається координаційним числом.

У кристалі хлориду натрію координаційне число іонів натрію та хлору дорівнює шести. Залежно від природи часток, що утворюють кристалічні ґратки, розрізняють такі їхні типи: іонні, атомні, молекулярні та металічні.

Речовини з різними типами кристалічних ґраток мають різні властивості. Речовини молекулярної будови характеризуються сталим складом - це дальтоніди. Вони підлягають закону сталості складу речовин.

Речовини немолекулярної будови - атомної, іонної, металічної здебільшого мають змінний склад і належать до бертолідів.

Тема 15. Класифікація хімічних реакцій

Класифікація хімічних реакцій.

Хімічні реакції класифікують за різними ознаками.

· За зміною числа вихідних і кінцевих речовин розрізняються такі реакції:

15. 1.Реакції сполучення, під час яких з двох або кількох речовин утворюється одна нова: А + В + ... = С.

В органічній хімії такі реакції називаються реакціями приєднання. До них належать реакції гідрування, гідратації, полімеризації тощо.

15. 2. Реакції розкладу, під час яких з однієї речовини утворюється декілька нових: С А + В+...

В органічній хімії до них відносяться реакції дегідрування, або дегідрогенізації та реакції дегідратації.

15. 3. Реакції заміщення, під час яких проста речовина заміщує частину складної речовини і в результаті утворюються нова проста та нова складна речовини: АВ + С АС + В.

В органічній хімії такими реакціями називають реакції, під час яких атоми простих речовин або групи атомів складних речовин займають місце якогось атома в складній речовині з утворенням двох складних речовин.

15. 4. Реакції обміну, під час яких молекули складних речовин обмінюються складовими частками: АВ + СВ АС + ВД.

· За зміною ступенів окислення елементів, які входять до складу реагуючих речовин, розрізняють окисно-відновні реакції та реакції, що відбуваються без зміни ступенів окислення-відновлення.

· За виділенням або поглинанням енергії реакції поділяють на екзотермічні та ендотермічні.

· Залежно від реагентів розрізняють реакції галогенування, нітрування, гідрування (або гідрогенізації), гідратації.

· Залежно від природи часток, які беруть участь у реакції (молекули, іони або радикали) реакції поділяють на молекулярні, іонні та ланцюгові або радикальні.

· За типом енергетичної дії на речовину розрізняють такі реакції: термохімічні, електрохімічні (електроліз) фотохімічні (фотосинтез) тощо.

· Залежно від фазового стану середовища реакції поділяють на гомогенні та гетерогенні.

· За наявністю каталізатора розрізняють каталітичні та некаталітичні реакції. Одна й таж реакція за різними ознаками може належати до різних типів.

Тема 16. Окисно - відновні реакції

Окислювально-відновні реакції.

Реакції, під час яких змінюються ступені окислення елементів, що входять до складу реагуючих речовин, називаються окислювально-відновними.

Процес віддачі електронів - це окислення, приєднання електронів - відновлення. Елементи, а отже, й речовини, які віддають електрони - відновники, які їх приєднують - окислювачі.

Відновна властивість елемента - це здатність віддавати електрони, окисна властивість - приєднувати їх. Окислення завжди супроводжується відновленням і навпаки.

Відновники, віддаючи електрони, окислюються, а окислювачі, приєднуючи їх, відновлюються.

Окислювально-відновні реакції - це єдність двох протилежних процесів - окислення та відновлення.

Окислювально-відновні властивості елементів залежать від їхньої електронегативності: чим більша електронегативність елемента, тим сильніші його окислювальні властивості і, навпаки, чим менша електронегативність елемента, тин сильніші його відновні властивості.

Один і той же елемент може виявляти різні властивості: окислювальні (у високих ступенях окислення) і відновні (у нижчих ступенях окислення).

Один і той же елемент в одному і тому ж ступені окислення залежно від умов реакції може виявити як окислювальні, так і відновні властивості.

Гальванічний елемент.

Процес взаємодії цинку з сульфатом міді складається з двох процесів, що відбуваються одночасно, - окислення цинку і відновлення іонів міді:

Zn + СuSО4 = ZnSО₄ + Сu

(молекулярне рівняння)

Zn + Сu⁺² = Zn⁺² + Сu

(іонне рівняння)

Ці два процеси можуть відбуватися окремо один від одного у спеціальному приладі, який називається гальванічним елементом.

Гальванічний елемент можна скласти з двох нерозчинних у воді металів (наприклад, цинку та міді), занурених у розчин їхніх солей (сульфату цинку та сульфату міді). Посудини з розчином з'єднують трубкою, заповненою нейтральним електролітом (наприклад, KNO₃). Якщо пластинки з'єднати дротом, від цинку до міді піде електричний струм, тобто почнуть рухатись електрони. Цинк розчиняється, а іони міді відновлюються на пластинці.

У замкненому гальванічному елементі відбувається взаємодія між двома компонентами, які не торкаються один одного - металом і розчином солі іншого металу. Позитивні іони знаходяться в розчині, електрони - на пластинці, утворюючи подвійний електричний шар. Пластинка металу одержує негативний заряд щодо розчину, розчин -позитивний заряд щодо металу. Між металом і розчином його солі виникає різниця потенціалів, яку називають електродним потенціалом металу. Значення електродного потенціалу металу визначають щодо нормального водневого електрода, потенціал якого вважають рівням нулю.

Нормальний водневий електрод - це платинова пластинка, занурена в розчин сірчаної кислоти, молярна концентрація якого 0,5 моль/л, з молярною концентрацією водень-іонів, що дорівнює 1 моль/л. Через цей розчин пропускають газоподібний водень під тиском 101 325 Па.

Електродний потенціал.

Різниця потенціалів між металом, зануреним у розчин його солі з молярною концентрацією солі 1 моль/л, і водневим електродом називається нормальним. або стандартним електродним потенціалом.

Вимірюючи електродні потенціали металів, одержали ряд стандартних електродних потенціалів - електрохімічний ряд напруг, або ряд витіснення металів.

Ряд стандартних електродних потенціалів металів характеризує їхні окислювально-відновні властивості лише у водних розчинах. За допомогою цього ряду можна визначити напрямок окислювально-відяовних реакцій між окремими металами та їхніми іонами.

У гальванічному елементі окисником є електрохімічна система з вищим електродним потенціалом. Метал з нижчим електродним потенціалом розчиняється. Електрони рухаються від металу з меншим електродним потенціалом до металу з більшим.

Електрорушійна сила (ЕРС) гальванічного елемента дорівнює різниці потенціалів його електродів. Чим далі знаходяться метали один від одного у ряду стандартних електродних потенціалів, тим більша електрорушійна сила гальванічного елемента, який з них складається.

Тема 17. Електроліз

17. 1. Електроліз.

Якщо у розчин електроліту занурити два електроди та з'єднати їх джерелом постійного струну, рух іонів стане напрямленим: позитивні іони будуть рухатися до катода, негативні - до анода. Ланцюг замкнеться, через розчин піде електричний струм. Катіони біля катода приєднують електрони, перетворюючись на нейтральні атоми. На катоді відбувається відновлення. Аніони біля анода віддають електрони. На аноді протікає процес окислення. На електродах і в розчині хімічні реакції відбуваються за допомогою електричного струму.

Розглянемо електроліз водного розчину хлориду міді (II) з вугільними електродами. У водному розчині хлорид міді дисоціює на іони:

СuСl₂Сu²⁺+ 2Сl^-.

Під час пропускання через цей розчин постійного електричного струму катіони міді рухаються до катода, а аніони хлору - до анода. На катоді має місце надлишок електронів. Катіони міді захоплюють з катода електрони, відновлюються та перетворюються на електронейтральні атоми міді:

Сu²⁺+2е^- Сu.

Іони хлору на зарядженому позитивно аноді віддають електрони, окислюються та перетворюються на електронейтральні атоми хлору, які утворюють молекули:

2Сl^- - 2е^- Сl₂.

Катод покривається червоним шаром міді, а біля анода виділяється газоподібний хлор, який легко визначити за запахом.

Таким чином, під дією електричного струму хлорид міді (II) розкладається на мідь і хлор.

Окисно-відновні реакції, що відбуваються на електродах під час пропускання електричного струну через розчин або розплав електроліту, називаються електролізом.

Багато факторів (густина струму на електродах, матеріал електродів, природа розчинника, концентрація іонів у розчині та ін.) впливають на процес і кінцеві продукти електролізу.

17. 2. Під час електролізу водних розчинів солей металів, які в ряду стандартних електродних потенціалів знаходяться після водню, на катоді виділяється метал.

Електроліз водних розчинів солей металів, що в ряду стандартних електродних потенціалів розташовані перед марганцем, супроводжуються виділенням водню на катоді.

Під час електролізу водних розчинів солей металів, які в ряду стандартних електродних потенціалів знаходяться між алюмінієм і воднем, на катоді одночасно виділяються метал і водень.

Якщо в розчині знаходяться катіони кількох металів, під час електролізу першими відновлюються катіони металу, який має більші значення електродного потенціалу.

При електролізі використовують нерозчинні та розчинні аноди Нерозчинні аноди виготовляють здебільшого з вугілля або платини, розчинні - з цинку, міді, нікелю та інших металів.

Під час електролізу на нерозчинному аноді відбувається окислення аніонів кислот або гідроксидів-іонів. Так, електроліз водних розчинів солей безкисневих кислот супроводжується окисленням аніонів цих кислот. Під час електролізу водних розчинів солей кисневмісних кислот на нерозчиненому аноді виділяється кисень.

Електроліз водних розчинів солей на розчинному аноді супроводжується його окисленням. Іони металу переходять у розчин, анод розчиняється. Електроліз використовують для одержання найбільш активних металів - натрію, калію, кальцію, магнію, а також алюмінію та найактивніших неметалів - водню, фтору, хлору, кисню та лугів.

За допомогою електролізу очищають одержані метали (рафінування), вкривають метал шаром іншого металу (нікелювання, хромування, золочення). Покриття виробів нікелем, хромом, золотом не лише надає їм гарного вигляду, але й запобігає хімічному руйнуванню (корозії).

Електроліз використовують для зняття точних копій з рельєфних виробів. Копіювання рельєфних виробів за допомогою електролізу називають гальванопластикою.

Тема 18. Тепловий ефект хімічних реакцій

18. 1. Тепловий ефект хімічної реакції.

Під час хімічних реакцій одні хімічні зв'язки розриваються, інші утворюються. Утворення хімічних зв'язків супроводжується виділенням певної кількості енергії, розрив - поглинанням. Залежно від співвідношення цих величин у результаті реакції виділяється або поглинається енергія.

Енергія, яка виділяється або поглинається під час хімічних реакцій, називається хімічкою енергією.

Хімічна енергія може перетворюватися на теплову, променеву, механічну або електричну і навпаки.

Кількість енергії, що виділяється або поглинається під час хімічної реакції, називається тепловим ефектом реакції.

Тепловий ефект реакції визначають щодо 1 моля однієї з реагуючих речовин за стандартних умов: температура 25^oС (або 298,І5К) і тиск 101 325 Па. Одиниця вимірювання теплового ефекту - кДж/моль.

18. 2. Тепловий ефект реакції - це молярна величина. Він обумовлений різницею енергій хімічних зв'язків, які розриваються і утворюються. Тому він може бути додатним (теплота виділяється) або від'ємним (теплота поглинається). Залежно від знака ефекту реакції поділяються на екзотермічні та ендотермічні.

Визначення теплових ефектів реакції є предметом хімічної науки -термохімії. Рівняння, в яких визначено тепловий ефект реакції, називають термохімічними.

У цих рівняннях вказують агрегатний стан речовин (твердий - т, газоподібний - r, рідкий - р).

Наприклад, рівняння горіння сірки в кисні:

S_r + O_2r SO_2r + 297 кДж.

ЛІТЕРАТУРА

1.Глинка Н. Л. Общая химия: Учебник. - Л.: Химия, 1985. - 704 с.

2.Коровин Н. В. Общая химия: Учебник. - М.: Высшая школа, 1998. - 559 с.

З.Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1997.-559с.