- •Закон сохранения массы веществ (м.В.Ломоносов, 1748 г.; а.Лавуазье, 1789 г.)
- •2. Оксиды: классификация, составление формул, номенклатура, химические свойства, способы получения. Оксиды.
- •Получение.
- •Получение.
- •8. Строение атома. Квантовая механика и ее подход к описанию состояния электрона в атоме. Квантовые числа и их физический смысл. Троение атома
- •Ряд электроотрицательностей
- •Ковалентная связь.
- •12. Свойства ковалентной связи. Валентные возможности атомов. Гибридизация атомных орбиталей (основные типы гибридизации с примерами). Геометрия молекул. Свойства ковалентной связи
- •13. Ионная связь. Механизм образования ионной связи. Отличия ионной связи от ковалентной.
- •20. Малорастворимые электролиты. Произведение растворимости.
- •21. Ионное произведение воды, водородный показатель рН. Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:
Получение.
1.С использованием металлов |
металл+неметалл |
Mg+Cl2=MgCl2 |
металл+кислота |
Zn+2HCl=ZnCI2+H2 |
|
металл+соль |
Fe+CuSO4=FeSO4+Cu |
|
2.С использованием оксидов |
основной оксид+кислота |
CaO+2HCl=CaCl2+H2O |
кислотный оксид+основание |
CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O |
|
кислотный+основной оксиды |
CaO+CO2=CaCO3 |
|
основной+амфотерный оксиды |
Al2O3+CaO=Ca(AlO2)2 |
|
3.Реакция нейтрализации |
кислота+основание |
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O |
4.Из солей |
соль+соль |
AgNO3+NaCl=AgCl +NaNO3 |
соль+щелочь |
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2 +Na2SO4 |
|
соль+кислота |
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2 |
|
Кислые соли получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях(при избытке кислоты) |
||
NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O |
||
Основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей со щелочами (при избытке щелочи) |
||
ZnCl2+NaOH=ZnOHCl +NaCl |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА солей
Разложение при прокаливании |
CaCO3=CaO+CO2 |
Cоль+металл |
Fe+CuSO4=FeSO4+Cu |
Соль+соль |
AgNO3+NaCl=AgCl +NaNO3 |
Соль+щелочь |
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2 +Na2SO4 |
Соль+кислота |
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2 |
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Гидролиз солей- взаимодейтсвие солей с водой, приводящее к присоединению протона Н+ молекулы воды к аниону кислотного остатка или гидроксогруппы ОН- к катиону металла. Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами, соответствующими слабым основаниям, или анионами, соответствующими слабым кислотам. |
Соль образована слабым основанием и сильной кислотой |
Соль образована сильным основанием и слабой кислотойкислотой |
CuCl2=Cu2++2Cl- H2O H++OH- Cu2++H2O CuOH++H+ Образуется слабодиссоциируемый катион CuOH+. Среда в растворе кислая. CuCl2+H2O CuOHCl+HCl |
Na2CO3=2Na++CO32- H2O H++OH- CO32-+H2O HCO3-+OH- Образуется слабодиссоциируемый анион HCO3-. Среда- щелочная. Na2CO3+H2O NaHCO3+NaOH
|
Соль образована слабой кислотой и слабым основанием |
|
(NH4)S=2NH4++S2- NH4++H2O NH3· H2O+H+ S2-+H2O HS-+OH- Образуется слабодиссоциированный анион HS- и растворенный в воде аммиак. |
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3 +3H2S Данная реакция гидролиза необратима, т.к. образуется осадок Al(OH)3 и выделяется сероводород H2S |
Гидролиз усиливается |
а) при нагревании раствора ( гидролиз обычно эндотермический процесс ) б) при разбавлении раствора водой |
6. Комплексные соединения: классификация, составление формул, номенклатура, способы получения. Номенклатура
По заряду комплекса
Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.).
[(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH3)6]Cl3 — хлорид гексоамминкобальта(II)
Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.
K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия
3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а так же при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.[Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II)
По числу мест занимаемых лигандами в координационной сфере
1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN−, F−, Cl−, OH−, SCN−, S2O32− и др.).
2) Бидентатные лиганды. Примерами служат лиганды: ион аминоуксусной кислоты H2N — CH2 — COO−, оксалатный ион −O — CO — CO — O−, карбонат-ион СО32−, сульфат-ион SO42−.
3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своем составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.).
1) В названии комплексного соединения первым указывают анион|отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.
2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере прежде всего называют лиганды — анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl− — хлоро, CN− — циано, SCN− — тиоцианато, NO3− — нитрато, SO32− — сульфито, OH− — гидроксо и т. д. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.
3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Для полидентатных лигандов (например, этилендиамин, оксалат) используют бис-, трис-, тетракис- и т. д.
4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.
5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.
6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.
Примеры:
K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия
(NH4)2[PtCl4(OH)2] — дигидроксотетрахлороплатинат(IV) аммония
[Сr(H2O)3F3] — трифторотриаквахром
[Сo(NH3)3Cl(NO2)2] — динитрохлоротриамминкобальт
7. Развитие представлений о строении атома. Классические теории строения атома Томсона и Резерфорда. Теория Бора. Квантовая механика и ее подход к описанию состояния электрона в атоме. Двойственная природа электрона.
Понятие об атоме как о наименьшей неделимой части материи было впервые сформулировано древнеиндийскими и древнегреческими философами (см.: атомизм). В XVII и XVIII веках химикам удалось экспериментально подтвердить эту идею, показав, что некоторые вещества не могут быть подвергнуты дальнейшему расщеплению на составляющие элементы с помощью химических методов. Однако в конце XIX — начале XX века физиками были открыты субатомные частицы и составная структура атома, и стало ясно, что атом в действительности не является «неделимым».
На международном съезде химиков в г. Карлсруэ (Германия) в 1860 г. были приняты определения понятий молекулы и атома. Атом — наименьшая частица химического элемента, входящая в состав простых и сложных веществ
Модели атомов
Кусочки материи. Демокрит полагал, что свойства того или иного вещества определяются формой, массой, и пр. характеристиками образующих его атомов. Так, скажем, у огня атомы остры, поэтому огонь способен обжигать, у твёрдых тел они шероховаты, поэтому накрепко сцепляются друг с другом, у воды — гладки, поэтому она способна течь. Даже душа человека, согласно Демокриту, состоит из атомов[2].
Модель атома Томсона (модель «Пудинг с изюмом», англ. Plum pudding model). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с заключёнными внутри него электронами. Была окончательно опровергнута Резерфордом после проведённого им знаменитого опыта по рассеиванию альфа-частиц.
Планетарная модель атома Бора-Резерфорда. В 1911 году[3] Эрнест Резерфорд, проделав ряд экспериментов, пришёл к выводу, что атом представляет собой подобие планетной системы, в которой электроны движутся по орбитам вокруг расположенного в центре атома тяжёлого положительно заряженного ядра («модель атома Резерфорда»). Однако такое описание атома вошло в противоречие с классической электродинамикой. Дело в том, что, согласно классической электродинамике, электрон при движении с центростремительным ускорением должен излучать электромагнитные волны, а, следовательно, терять энергию. Расчёты показывали, что время, за которое электрон в таком атоме упадёт на ядро, совершенно ничтожно. Для объяснения стабильности атомов Нильсу Бору пришлось ввести постулаты, которые сводились к тому, что электрон в атоме, находясь в некоторых специальных энергетических состояниях, не излучает энергию («модель атома Бора-Резерфорда»). Постулаты Бора показали, что для описания атома классическая механика неприменима. Дальнейшее изучение излучения атома привело к созданию квантовой механики, которая позволила объяснить подавляющее большинство наблюдаемых фактов.
Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определенную массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определенной амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определенной траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.
Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определенную линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определенном расстоянии от ядра.