- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
1869 р. – офіційна дата відкриття періодичного закону Д. І. Менделєєва. Сучасне формулювання закону має вигляд: властивості елементів, а також форми та властивості їхніх сполук знаходяться у періодичній залежності від величин зарядів ядер атомів.
Періодична система хімічних елементів графічно відображає періодичний закон Д.І.Менделєєва. Закономірності, виражені нею, зумовлені монотонним збільшенням кількості валентних електронів і періодичним повторенням однакових валентних електронних конфігурацій.
Періодичність зміни хімічних властивостей елементів розглядають по періодах і групах (підгрупах). Період – це послідовність елементів горизонтального ряду, у межах якого їхні властивості змінюються від типового металу до типового неметалу. Група – це сукупність подібних за властивостями елементів, що знаходяться в одному вертикальному ряді. Підгрупа – це сукупність найбільш подібних за властивостями елементів. До головних підгруп відносять усі s- i p-елементи незалежно від періоду, тоді як до побічних підгруп входять d- i f-елементи великих періодів.
Атоми елементів, що знаходяться у різних періодах, але в одній підгрупі періодичної системи, мають однакове розташування електронів на зовнішніх і попередніх енергетичних рівнях, чим і зумовлені їх подібні хімічні властивості.
Початок заповнення електронами нового енергетичного рівня відповідає початку наступного періоду, причому загальна кількість енергетичних рівнів у атомі збігається з номером періоду, у якому знаходиться елемент. Сумарне число валентних електронів (електронів s- і p-орбіталей зовнішнього шару або s- зовнішнього та неповністю заповнених d-орбіталей попереднього шару) визначає номер групи. Однак слід пам’ятати, що у короткому варіанті періодичної системи всього вісім груп, крім того, VIII група великих періодів містить тріади елементів (по три d-елементи).
У лантаноїдів і актиноїдів, розміщених у нижній частині періодичної таблиці, валентними електронами є ns-електрони та (n – 2)f-електрони (де n – номер зовнішнього енергетичного рівня).
Таким чином, причиною розподілу групи на головну (А) та побічну (В) підгрупи є заповнення електронами різних підрівнів в атомах елементів однієї й тієї самої групи.
Саме розташування валентних електронів у атомі визначає хімічні властивості елемента. Наприклад, усі s- (окрім Гідрогену та Гелію), d- і f-елементи метали. Серед p-елементів до металів належать ті, атоми яких мають на зовнішньому енергетичному рівні не більше чотирьох електронів (за винятком Бору, Карбону та Силіцію, які є неметалами, хоч і мають на зовнішньому енергетичному рівні менше чотирьох електронів, та Стибію, Бісмуту й Полонію, які мають на зовнішньому енергетичному рівні більше чотирьох електронів, але є металами).
Слід пам’ятати, що розподіл елементів на метали і неметали досить умовний. Під металічними властивостями, зазвичай, розуміють здатність елемента втрачати свої валентні електрони, а під неметалічними – здатність приєднувати електрони до валентного енергетичного рівня. Однак неметали також здатні віддавати свої валентні електрони більш електронегативному атому, зокрема при утворенні хімічного зв’язку.
За положенням елемента у періодичній системі можна записати електронну конфігурацію його атома та передбачити основні хімічні властивості. У свою чергу, за розміщенням електронів на рівнях і підрівнях можна визначити положення елемента у періодичній системі.
Міцність зв’язку валентних електронів з ядром залежить від заряду ядра атома, відстані між певним електроном і ядром, а також від екрануючого впливу інших електронів. У всіх атомах, крім атома Гідрогену, вплив ядра на валентні електрони сильно послаблений через екранування його електронами внутрішніх енергетичних рівнів. На міцність зв’язку електрона з ядром також впливає ефект проникнення, а саме: імовірність знаходження навіть валентних електронів у просторі поблизу ядра не дорівнює нулю. Ефект проникнення посилює міцність зв’язку зовнішніх електронів з ядром.
Кількісною мірою міцності зв’язку електрона з ядром (мірою металічних властивостей) є енергія іонізації. Енергія іонізації (І, кДж/моль) – це енергія, яка витрачається на відрив електрона від 1 моль незбудженого ізольованого атома. У загальному вигляді:
А0 + І А+ + .
Найлегше від атома відірвати перший електрон, тому енергія іонізації для кожного наступного електрона збільшується: I1 < I2 < … < In .
У свою чергу, значення енергії іонізації залежить від типу відірваних електронів. Зі зростанням значення головного квантового числа s-електрони мають більшу ймовірність проникнення у простір поблизу ядра (s-електрони наче проникають за p- або d-електрони попереднього шару); проникнення електронів з однаковими значеннями головного квантового числа максимальне для s-електронів, менше для р- і мінімальне для d-електронів. Цим пояснюється збільшення енергії іонізації зі зростанням заряду ядра атома у побічних підгрупах (d-елементів), тобто зверху вниз. У головних підгрупах (s- та p-елементів) зі збільшенням заряду ядра атома енергія іонізації зменшується внаслідок посилення екрануючої дії електронів попередніх енергетичних рівнів.
У разі однакової кількості енергетичних рівнів послідовне заповнення електронами зовнішнього рівня обумовлює послаблення металічних властивостей елементів зліва направо, тобто у межах одного періоду зі збільшенням заряду ядра атома.
Кількісною мірою неметалічних властивостей є енергія спорідненості до електрона. Спорідненість до електрона (Есп, кДж/моль) – це енергія, яка виділяється або поглинається під час приєднання електрона до 1 моль незбудженого ізольованого атома. У загальному вигляді
А0 + Есп.
Не всі атоми легко приєднують електрони, тому цей процес може супроводжуватися як виділенням тепла, так і поглинанням.
Спорідненість до електрона суттєво залежить від електронної конфігурації атома: максимальну Есп мають р-елементи сьомої групи, найменшу атоми з повністю заповненими (ns2 і ns2np6) або напівзаповненими (ns2np3) енергетичними підрівнями.
Енергія іонізації та енергія спорідненості до електрона характеризують властивості ізольованого атома. Для характеристики властивостей атомів у хімічних сполуках Л. Полінгом (1932 р.) було введено поняття електро-негативності.
Електронегативність (ЕН) – це кількісна характеристика здатності атома у молекулі відтягувати до себе електронні хмари інших атомів. Зазвичай зі збільшенням заряду ядра атома електронегативність у межах одного періоду збільшується, а у головних підгрупах зменшується. Найбільшу електронега-тивність має Флуор та р-елементи сьомої групи, а найменшу s-елементи першої групи.
Для оцінки ЕН елементів існує, наприклад, шкала відносних електро-негативностей Полінга, а також метод Маллікена, згідно з яким:
ЕН = .