Основная литература.

1. Курс общей химии под редакцией Н.В.Коровина.– М.: ВШ, 2002.

2. Н.Л.Глинка. Общая химия.–М.: Пресс-Экспресс, 2002.

3. Н.Л.Глинка. Задачи и упражнения по общей химии. Л., Химия, 1986.

4. Методические указания к лабораторным работам по общей и неорганической химии. ТюмИИ, ч.I-IV.

Дополнительная литература.

5. В.В.Фролов. Химия. М.: ВШ., 1980.

6. Методические указания по проведению текущего контроля по курсу общей и неорганической химии, ТюмГНГУ, ч.I-III.

7.Н.С.Ахметов «Общая и неорганическая химия». 1998.

Важнейшие классы неорганических веществ

1. Оксиды

2. Основания

3. Кислоты

4. Соли

Оксиды – сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых – кислород. Примеры:

Li₂O, BeO, B₂O₃, CO, CO₂, N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, Al₂O₃.

Графическое изображение:

Li–O–Li O=C=O

O O

N–O–N

O O

Номенклатура (названия).

Классификация.

1. Несолеобразующие. CO, N₂O, NO.

II.Солеобразующие.

а) Основные. Li₂O. Li₂O+2HCl=2LiCl+H₂O

б) Кислотные.

CO₂, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

CO₂+2KOH=K₂CO₃+H₂OОксиды, образующие с водой кислоты, называют ангидридами .

в) Амфотерные. BeO, Al₂O₃

BeO+2HCl=BeCl₂+H₂O

BeO+2KOH+H₂O=K₂[Be(OH)₄]

Основания – сложные вещества, состоящие из атомов металлов и гидроксильных групп.

Примеры: LiOH, Be(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃.

Графическое изображение:

H–O–Li H–O–Be–O–H

H–O

H–O– Al

H–O

Номенклатура (названия).

Классификация.

1. По количеству гидроксильных групп: однокислотные, двухкислотные,трехкислотные

2. По растворимости: растворимые (щелочи) и нерастворимые в воде.

3. По химическим свойствам.

а) LiOH+HCl=LiCl+H₂O

2LiOH+CO₂=Li₂CO₃

б) Al(OH)₃+3HCl=AlCl₃+3H₂O

Al(OH)₃+KOH=K[Al(OH)₄]

Кислоты – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотных остатков.

Примеры: HCl, HClO, HClO₃, HClO₄, HNO₃, H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S, H₃PO₄.

Графическое изображение:

H–Cl, H–S–H, H–O–S–O–H

O O

Классификация:а) по количеству атомов водорода: одноосновные, двухосновные, трехосновные.

б) по наличию атомов кислорода в молекуле кислоты: бескислородные,

кислородсодержащие.

б) по степени электролитической диссоциации: сильные, слабые.

Номенклатура.

1. Бескислородные: – водородная.

2. Кислородсодержащие:

HClO хлорн-оват-ист-ая кислота,

HClO₂ хлор-ист-ая кислота,

HClO₃ хлорн-оват-ая кислота,

HClO₄ хлорн-ая кислота.

Химические свойства кислот:

Кислоты взаимодействуют с основаниями:

H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂O

Кислоты диссоциируют в воде с отщеплением атомов водорода:

H₂SO₄+H₂O=HSO₄^–+H₃O⁺

HSO₄^–+H₂O=SO₄^2–+H₃O⁺

Кислоты имеют кислый вкус, изменяют окраску индикаторов.

Взаимодействуют со многими металлами:

Zn+ H₂SO₄= ZnSO₄+H₂↑

Взаимодействуют с основными оксидами:

CuO+H₂SO₄=CuSO₄+H₂O.

Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.

Классификация солей: средние, кислые, основные.

Примеры. Средние соли: LiCl, CuSO₄, ZnSO₄, NaF, KClO, KClO₂, KClO₃, KClO₄, NH₄NO₃, FeSO₄, Fe₂(SO₄)₃, K₂S, K₃PO₄.

Кислые соли образуются только двух–, трехосновными кислотами: H₂SO₄+NaOH=NaHSO₄+H₂O

гидросульфат натрия NaHSO₄

гидрофосфат натрия Na₂HPO₄

дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄

NaHSO₄+NaOH=Na₂SO₄+H₂O

Основные соли образуются только двух–, трехкислотными основаниями:

Fe(OH)₃+3HCl=FeCl₃+3H₂O,

Хлорид железа (III) – средняя соль.

Fe(OH)₃+2HCl=FeOHCl₂+2H₂O

Хлорид гидроксожелеза (III) – основная соль.

Fe(OH)₃+HCl=Fe(OH)₂Cl+H₂O

Хлорид дигидроксожелеза (III) – основная соль.

FeOHCl₂+HCl=FeCl₃+H₂O

Fe(OH)₂Cl+2HCl=FeCl₃+2H₂O

Современная теория строения атома.

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И.Менделеева.

«Atomos», V в. до н.э., др. Греция, Демокрит и Левкипп.

XIX в.:

1. «катодные лучи», е^–e^–

m=9∙10^–31кг 5,5∙10^–4 а.е.м.

1а.е.м. =1/12 часть атома углерода

изотопа с массовым числом 12.

q=–1,6∙10^–19Кл; –1.

2. А.Беккерель, М.Кюри радиоактивность.

α-

β-

γ-

Эрнест Резерфорд, англ.

Опыты Резерфорда, рассеяние α-частиц, 1908-1911гг.

Качественная планетарная модель атома.

Нильс Бор, дат.

Количественно описал строение простейшего атома водорода, рассчитал спектр атома водорода.

Атом – это наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его химических свойств. Атом электрически нейтрален и состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые движутся вокруг ядра.

Состав ядра атома.

Ядро – фундаментальная основа атома, определяет его индивидуальность.

В ходе химических реакций ядро не изменяется.

Масса ядра >99,99% массы атома.

r≈10^–15м < R≈10^–10м

1932г. Иваненко, Гапон, сов.

Протон, «протос» – первичный, греч., p

Нейтрон, «ни тот, ни другой», лат., n. Нуклоны.

	Масса		Заряд
	кг	а.е.м.	Кл.	Усл.
p	1, 673 10-27	1, 007276	1, 602 10-19	+1
n	1, 675 10-27	1, 008665	0	0
e	9, 109 10-31	0, 000547	1, 602 10-19	–1

Силы ядерного взаимодействия

7∙10⁶ эВ >> 5эВ

1эВ=1,6 ∙10^–19 Дж.

Количество протонов определяет заряд ядра в условных единицах и соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И.Менделеева.

Сумма количества протонов и нейтронов в ядре атома называется массовым числом атома:

A=Z+N,

где Z – заряд ядра (количество p),

N – количество нейтронов в ядре.

Пример: ₃₃As Z=33; A=75

N–? N=A-Z N=42

Количество протонов в ядре определяет природу химического элемента. Ядра атомов одного и того же элемента имеют постоянный заряд.

Количество нейтронов может меняться.

Определение:

Атомы с одинаковым количеством протонов, но различным количеством нейтронов, называются изотопами.

Явление изотопии. Водород: протий, дейтерий, тритий.

Изобары. Изотоны.

Квантово-механическая модель

атома.

Для микрочастиц наблюдается квантово–волновой дуализм (двойственность): частица, волна.

Фотоны: а) интерференция, дифракция;

б) фотоэффект (Столетов, росс.).

Основные положения квантовой механики:

1. Представление о квантовании энергии.

2. Представление о волновом характере движения микрочастиц.

3. Вероятностный или статистический метод описания микрочастиц.

Энергия кванта:

E=hν (уравнение Планка), (1),

где ν – частота излучения,

h – постоянная Планка; h=6,63∙10^-34 Дж∙с

Связь энергии кванта с его массой:

E=mc²(ур–е Эйнштейна), (2),

где c – скорость света в вакууме,

m – масса кванта.

ν=mc² /h,

ν=c/λ,

λ=h/mc

λ=h/mv (ур–е де Бройля), (3)

Дифракция электронов, 1927г., Тартаковский (СССР), Джермер, Дэвисон (США).

Принцип неопределенности, 1927г., Гейзенберг, нем.:

Невозможно одновременно определить и скорость (или импульс), и положение микрочастицы (ее координаты):

ΔqΔv≥h/m (4)

Вывод: кв. механика описывает статистическую вероятность нахождения электрона в пространстве.

Пространство в атоме, в котором пребывание электрона наиболее вероятно, называется атомной орбиталью.

Волновая функция.

Шредингер, нем., 1926:

где h – постоянная Планка; m – масса электрона; U – потенциальная энергия электрона в атоме; Е – полная энергия; x, y, z – координаты электрона; ψ – волновая функция.

Физический смысл: величина ψ²dV выражает вероятность нахождения

электрона в объёме пространства dV, окружающего атомное ядро.

,

– оператор Лапласа (набла).

Особенности решения уравнения Шредингера: 1) оно точно решено только для атома водорода и для одноэлектронных ионов (Не⁺, Li²⁺).

2)энергия электрона в атоме может принимать только определенные (дискретные) значения, т.е. она квантована.

Квантовые числа

Поведение электрона в атоме описывают четырьмя квантовыми числами: главным n, орбитальным l, магнитным m_l, и спиновым m_s.

Главное квантовое число n описывает энергию электрона на энергетическом уровне и размер атомной орбитали.

Энергия электрона на орбитали квантована, т.е. принимает определенные дискретные значения: n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,…, ∞.

Состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Энергетические уровни обозначают прописными буквами согласно схеме:

Значение n : 1 2 3 4 5 6 7.

Обозначение : K,L,M,N,O,P,Q.

При переходе электрона с уровня на уровень выделяются или поглощаются кванты энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров.

Физический смысл значений n.

В электромагнитном поле энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни. Согласно квантово – механическим расчётам, электронные орбитали отличаются не только размерами, но и формой.

Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали и энергию электрона на энергетическом подуровне.

Состояние электрона в атоме, с определенным значением l называют энергетическим подуровнем электрона в атоме.

l квантуется, т.е. изменяется только целочисленно, принимая значения от 0 до (n-1), всего n значений.

Энергетические подуровни обозначают буквами:

значение l : 0 1 2 3 4 5

обозначение подуровня : s p d f g h.

Количество подуровней равно номеру уровня:

№ уровня	n	l	Количество подуровней	Обозначение подуровней в уровне
1	1	0	1	1s
2	2	0, 1	2	2s, 2p
3	3	0, 1, 2	3	3s, 3p, 3d
4	4	0, 1, 2, 3	4	4s, 4p, 4d, 4f

Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s–электронами. s–орбитали имеют сферическую форму.

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p–электронами. Орбитали имеют «гантелеобразную» форму (объемной восьмерки).

Электроны с l=2 называют d–электронами. Орбитали имеют форму сложной «четырех–лепестковой» фигуры.

Электроны с l=3 получили название f – электронов.

В одном и том же энергетическом уровне энергия подуровней возрастает в ряду E_S<E_P<E_d<E_f.

Магнитное квантовое число m_l характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали и связано с числом l, квантуется и принимает целочисленные значения, от –l, …, 0, …, +l.

Количество значений m_l равно 2l+1. Это количество орбиталей с данным значением l, т.е. количество энергетических состояний, в которых могут находиться электроны данного подуровня.

Внешнее электромагнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, поэтому при воздействии магнитного поля происходит расщепление энергетических подуровней электронов. Наблюдается расщепление атомных спектральных линий.

Определим число состояний (орбиталей) электронов в соответствующем подуровне:

Подуровень	l	ml	Количество орбиталей с данным l
s p d f	0 1 2 3	0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0 ,+1, +2,+3	1 3 5 7 2l+1

Общее число состояний электрона (орбиталей) на уровне равно n².

Совокупность положений электрона в атоме, которые характеризуются определёнными значениями квантовых чисел n, l и m_l: называют атомной орбиталью. Условно атомную орбиталь (АО) обозначают в виде клеточки (энергетической или квантовой ячейки) – □. Соответственно, для s – подуровня одна АО – □, для p – подуровня три АО – □□□, для d – подуровня пять АО – □□□□□, для f – подуровня семь АО – □□□□□□□.

Изучение тонкой структуры атомных спектров показало, что, кроме различия размеров, формы и расположения орбиталей в пространстве относительно друг друга, электроны различаются спином. Упрощенно спин можно представить как собственный магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси (от англ. spin – веретено).

Спиновое квантовое число m_s характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси.

m_s =±.

Знаки «+» и «–» соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки. Электроны с разными спинами называют спаренными или антипараллельными и обозначают противоположно направленными стрелками ↑↓. Неспаренный электрон изображают одной стрелкой (↑или↓).

Состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, m_l и m_s