- •Введение
- •Раздел первый
- •1.2. Определение химии
- •1.3. Атомно-молекулярное учение
- •1.4. Основные стехиометрические законы химии
- •1.5. Значение химии в развитии техники
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева
- •2.1. Первые модели строения атома
- •2.2. Квантово-механическая модель атома водорода
- •2.3. Квантовые числа
- •2.4. Атомные орбитали
- •2.5. Многоэлектронные атомы
- •2.6. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов малых периодов
- •2.7. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням у элементов больших периодов
- •2.8. Периодический закон д. И. Менделеева
- •2.9. Структура периодической системы химических элементов д. И. Менделеева
- •2.10. Свойства атомов элементов в периодической системе
- •2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул
- •3.1. Развитие теории химической связи
- •3.2. Ковалентная связь. Кривая потенциальной энергии
- •3.3. Основные количественные характеристики ковалентной связи
- •3.4. Квантово – механическая теория валентности
- •3.5. Донорно – акцепторный механизм образования ковалентной связи
- •3.6. Свойства ковалентной связи
- •3.7. Метод молекулярных орбиталей
- •3.8. Ионная связь
- •3.9. Водородная связь
- •3.10. Межмолекулярное взаимодействие
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества
- •4.1. Макроскопические свойства кристаллов
- •4.2. Внутреннее строение кристаллов
- •4.3. Виды элементарных ячеек
- •4.4. Металлическая связь
- •4.5. Реальные кристаллы и нарушения кристаллической структуры
- •Раздел второй
- •5.2. Первый закон термодинамики
- •5.3. Энтальпия образования химических соединений
- •5.4. Энтропия. Второй закон термодинамики
- •5.5. Третий закон термодинамики
- •5.6. Энергия Гиббса. Направленность химических реакций
- •164,9 КДж; 172,41 Дж/моль∙к;
- •Глава 6. Скорость химических реакций. Химическое равновесие
- •6.1. Влияние внешних факторов на скорость химических реакций
- •6.2. Химическое равновесие
- •6.3. Цепные реакции
- •6.4. Фазовые равновесия
- •6.5. Катализаторы и каталитические системы
- •Раздел третий растворы
- •Глава 7. Общие свойства растворов
- •7.1. Механизм процессов растворения
- •7.2. Способы выражения количественного состава растворов
- •100 ∙ 10,91 Моль % h2so4
- •7.3. Энергетика растворения
- •7.4. Свойства растворов неэлектролитов
- •7.5. Свойства растворов электролитов
- •7.6. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель
- •7.7. Произведение растворимости. Гидролиз солей
- •Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции
- •8.1.Общие понятия об окислительно- восстановительных реакциях
- •8.2. Классификация окислителей и восстановителей
- •8.3. Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций
- •8.4. Методы составления уравнения окислительно-восстановительных реакций
- •8.5. Влияние факторов на характер и направление реакций
- •8.6. Типы окислительно-восстановительных реакций
- •Глава 9. Электрохимические процессы
- •9.1. Строение двойного электрического слоя
- •9.2. Гальванические элементы
- •9.3. Стандартный водородный электрод
- •9.4. Поляризационные явления в гальванических элементах
- •9.5. Химические источники тока
- •9.6. Аккумуляторы
- •9.7. Топливные элементы
- •9.8. Теоретические основы электролиза
- •9.9. Последовательность электродных процессов
- •9.10. Техническое применение электролиза
- •Глава 10. Коррозия и защита металлов
- •10.1. Общие сведения о коррозии
- •10.2. Классификация коррозионных процессов
- •10.3. Количественная и качественная оценка коррозии и коррозионной стойкости
- •10.4. Химическая коррозия
- •10.5. Электрохимическая коррозия
- •10.6. Методы защиты от электрохимической коррозии
- •Раздел четвертый
- •11.2. Электропроводность металлов, полупроводников и диэлектриков
- •11.3. Химические свойства металлов высокой проводимости
- •11.4. Электропроводимость металлов подгруппы меди
- •11.5. Химические свойства магнитных материалов
- •11.6. Магнитные свойства металлов семейства железа
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ вещества
- •12.1. Химическая идентификация вещества
- •12.2. Количественный анализ
- •12.3. Инструментальные методы анализа
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Глава 1. Основные понятия химии. Предмет и задачи
- •Глава 2. Строение атомов. Периодический закон и
- •Глава 3. Химическая связь и строение молекул………..54
- •Глава 4. Кристаллическое состояние вещества………..103
- •Глава 12. Химическая идентификация и анализ
2.11. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в периодической системе
Не только свойства элементов, но и их соединений находятся в периодической зависимости от радиуса атома и заряда ядра.
При рассмотрении свойств и форм соединений элементов часто пользуются упрощенной схемой, предложенной Косселем.
Если прочнее связь Э-О, то при диссоциации разрывается связь О-Н и соединение выступает в роли кислоты. Если прочнее связь О-Н, то вещество ведет себя как основание. Если связи Э-О и О-Н приблизительно одинаковы, прочны, то соединение является амфотерным.
Согласно схеме Косселя увеличение степени окисления элемента и уменьшения радиуса иона элемента приводит к упрочнению связи Э-О и, следовательно, усилению кислотного характера соединения.
В периоде слева направо основной характер оксидов и гидроксидов постепенно ослабляется, переходя в амфотерный, а затем в кислотный, усиливающийся к концу периодов. Так, например, в ряду (III период) NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4 слева направо наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов.
Это отвечает и тому факту, что NaOH – сильное основание, Mg(OH)2 – основание средней силы, а Al(OH)3 –амфотерная гидроокись. Это объясняется уменьшением радиуса ионов слева направо в периоде, упрочнением связи Э-О и усилением кислотных свойств гидроксидов. Общий характер изменения остается и для других периодов.
В группах сверху вниз усиливается основной характер оксидов и гидроксидов и ослабевается кислотный характер, что объясняется увеличением радиуса ионов и ослаблением связи Э - О. Например, в группе 1 А все элементы образуют основные оксиды и гидроксиды, но наиболее резко основной характер выражен у элемента франция. Эта особенность проявляется и на химическом сродстве.
Атомы Си, Аg и Аи, составляющие побочную 1 Б подгруппу имеют также на внешнем уровне 1 электрон (ns1). Но однозарядные ионы этих металлов меньше ионов щелочных металлов. Поэтому у них связь Э - О прочнее, чем в соединениях главной подгруппы. Действительно, их гидроксиды – слабые основания.
Эта закономерность сохраняется по мере перехода к группам с большим номером, при этом возрастает отношение к проявлению различных степеней окисления. Для элементов, например, IV А группы характерны две степени окисления +2 и +4. При переходе от углерода к свинцу степень окисления +2 становится все более характерной, в связи, с чем растет и устойчивость веществ, содержащих Э2+. Для углерода и кремния степень окисления +2 проявляется в очень небольшом количестве соединений (CO, SiO); для них характерна степень окисления +4. Ge(OH)2, Sn(OH)2 и Pb(OH)2 – амфотерные соединения; их основные свойства усиливаются от Ge к Pb; у Pb(OH)2 преобладает основная ионизация, а у Ge(OH)2 – кислотная.
Так как <то связьЭ+4 – О прочнее связи Э+2 – О. Поэтому содержащие группу Э+4 – О – Н проявляют кислотные свойства в большей степени. Углерод в степени +4 образует угольную кислоту Н2СО3, это очень слабая кислота. Еще более слабыми кислотами являются H2GeO3, H2SiO3, H2SnO3 и H2PbO3.
Для элементов IV группы (Ti, Zr, Hg) характерной степенью окисления также является +4. Соединения Э(ОН)4 – амфотерны, их кислотные свойства при переходе от титана к гафнию ослабевают.
Для элементов VI группы характерной является степень окисления +6.
В ряду H2SO4, H2SeO4, H2TeO4 слева направо R- ионов растет, связь Э – О ослабевает, и усиливаются основные свойства гидроксидов. Поэтому наиболее сильной кислотой является серная.
Изменение кислотно-основных свойств оксидов в зависимости от степени окисления можно показать на примере одного элемента, так в ряду MnO – Mn2O3 – MnO2 – MnO3 – Mn2O7 основные свойства ослабевают.
Связь Э – О с увеличением степени окисления упрочняется, и таким образом, усиливаются кислотные свойства гидроксидов.
Оксиду MnO соответствует основание, MnO2 проявляет амфотерные свойства, как и его гидроксид – Mn(OH)4 или H2MnO3, а оксиды MnO3 и Mn2O7 проявляют кислотные свойства и им соответствуют кислоты H2MnO4 и HMnO4.
Следует отметить, что рассмотренная выше закономерность изменения кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов наиболее полно проявляется у элементов главных подгрупп; у элементов Б подгрупп она иногда осложняется влиянием побочных факторов.
Приведенные выше данные подтверждают периодичность изменения свойств элементов и их соединений. Периодический закон, таким образом, свел накопленный химиками прошлого огромный, но разнообразный фактический материал в строгую систему. Процесс упорядочения полученных наукой сведений на основе периодического закона интенсивно происходит и в настоящее время.
Периодический закон и периодическая система является основой современной неорганической химии. Они относятся к числу таких общих научных закономерностей, которые реально существуют в природе и поэтому в процессе эволюции наших знаний никогда не потеряют своего значения.