- •Кафедра химии и экологии в строительстве
- •Общие методические указания
- •Контрольная работа
- •Раздел 1. Моль. Эквиваленты и эквивалентные массы простых и сложных веществ. Закон эквивалентов.
- •Основные физические величины
- •Основные понятия
- •1.2. Теоретическая часть.
- •Эквиваленты и молярные массы эквивалентов
- •Контрольные задания
- •Раздел 2. Строение атома и периодическая система элементов д.И.Менделеева
- •2.1. Электронная структура атома.
- •Электроотрицательности элементов по шкале л. Полинга
- •Примеры образования ионов за счет отдачи или присоединения электронов атомами
- •Контрольные задания
- •Раздел 3. Химическая связь
- •Примеры электронных формул атомов
- •Сравнение видов химической связи.
- •Метод валентных связей
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Контрольные задания
- •Раздел 4. Основные классы неорганических соединений. Классификация сложных неорганических веществ.
- •Оксиды и их классификация.
- •Основания. Свойства и классификация оснований. Щелочи.
- •Амфотерные основания.
- •Соли. Названия и классификация солей.
- •Соли. Получение и химические свойства.
- •Контрольные задания
- •Раздел 5. Основы химической термодинамики. Общие закономерности протекания химических процессов
- •Внутренняя энергия и энтальпия
- •Термохимия. Термохимические уравнения. Термохимические расчёты
- •Энергия гиббса
- •Контрольные задания
- •Контрольная работа № 2
- •Раздел 6. Основы химической кинетики
- •Химическая кинетика и катализ.
- •Химическое равновесие.
- •Контрольные задания
- •Раздел 7. Способы выражения концентрации растворов. Свойства растворов. Температура кипения и замерзания растворов.
- •Контрольные задания
- •Раздел 8. Окислительно-восстановительные реакции.
- •Классификация. Различают четыре типа окислительно-восстановительных реакций.
- •Контрольные задания
- •Раздел 9. Гидролиз солей.
- •Водородный показатель (рН): в воде всегда присутствует немного катионов водорода и гидроксидионов, которые образуются в результате обратимой диссоциации:
- •Контрольные задания
- •Раздел 10. Коллоидные растворы Общие сведения
- •Классификация дисперсных систем.
- •Свободная поверхностная энергия и устойчивость дисперсных систем.
- •Образование высокодисперсных систем.
- •Внутренняя структура коллоидных частиц
- •Свойства коллоидных растворов
- •Оптические свойства коллоидных растворов
- •Молекулярно-кинетические свойства коллоидных растворов
- •Электрические свойства коллоидных растворов
- •Коагуляция
- •Контрольные задания
- •Варианты контрольных заданий
Электроотрицательности элементов по шкале л. Полинга
Таблица 2.1.1.
H 2,1 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Li 1,0 |
Be 1,5 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
B 2,0 |
C 2,5 |
N 3,1 |
O 3,5 |
F 4,1 |
Na 1,0 |
Mg 1,3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Al 1,5 |
Si 1,8 |
P 2,1 |
S 2,4 |
Cl 2,9 |
K 0,9 |
Ca 1,1 |
Sc 1,2 |
Ti 1,3 |
V 1,5 |
Cr 1,6 |
Mn 1,6 |
Fe 1,7 |
Co 1,7 |
Ni 1,8 |
Cu 1,8 |
Zn 1,7 |
Ga 1,8 |
Ge 2,0 |
As 2,2 |
Se 2,5 |
Br 2,8 |
Rb 0,9 |
Sr 1,0 |
Y 1,1 |
Zr 1,2 |
Nb 1,3 |
Mo 1,3 |
Tc 1,4 |
Ru 1,4 |
Rh 1,5 |
Pd 1,4 |
Ag 1,4 |
Cd 1,5 |
In 1,5 |
Sn 1,7 |
Sb 1,8 |
Te 2,0 |
I 2,2
|
Cs 0,9 |
Ba 0,9 |
La 1,1 |
Hf 1,2 |
Ta 1,4 |
W 1,4 |
Re 1,5 |
Os 1,5 |
Ir 1,6 |
Pt 1,5 |
Au 1,4 |
Hg 1,5 |
Tl 1,5 |
Pb 1,6 |
Bi 1,7 |
Po 1,8 |
At 2,0 |
Fr 0,9 |
Ra 0,9 |
Ac 1,0 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Наиболее склонны отдавать свои электроны атомы элементов I группы и особенно атомы цезия (самые большие). Наиболее склонны принимать чужие электроны атомы элементов VII группы и особенно атомы фтора и хлора (самые маленькие). Атомы благородных газов не склонны ни отдавать электроны, ни принимать их.
Cпособность атомов отдавать электроны.
Во-первых, в химических реакциях атом может отдавать только валентные электроны, так как отдавать остальные энергетически крайне невыгодно. Во-вторых - атом "легко" отдает (если склонен) только первый электрон. Второй электрон он отдает значительно труднее (в 2-3 раза), а третий – еще труднее (в 4-5 раз). Таким образом, атом может отдать один, два и, значительно реже, три электрона.
А сколько электронов атом может принять?
Во-первых, в химических реакциях атом может принимать электроны только на валентные подуровни. Во-вторых, выделение энергии происходит только при присоединении первого электрона (и то далеко не всегда). Присоединение второго электрона всегда энергетически невыгодно, а третьего – тем более. Тем не менее, атом может присоединить один, два и (крайне редко) три электрона, как правило, столько, сколько ему не хватает для заполнения своих валентных подуровней.
Энергетические затраты на ионизацию атомов и на присоединение к ним второго или третьего электрона компенсируются за счет энергии, выделяющейся при образовании химических связей.
В результате потери или присоединения электронов атом перестает быть электронейтральным и превращается в заряженную частицу, называемую ионом. В табл.2.1.2. представлены примеры образования заряженных частиц из электронейтральных атомов.
Таблица 2.1.2.