МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ ТА НАУКИ УКРАЇНИ

БЕРДИЧІВСЬКИЙ КОЛЕДЖ ПРОМИСЛОВОСТІ, ЕКОНОМІКИ ТА ПРАВА

ДОМАШНІ ЗАВДАННЯ

З ХІМІЇ

ПОСІБНИК ДЛЯ САМОПІДГОТОВКИ

ДО ЗАНЯТЬ

ДЛЯ СТУДЕНТІВ ВСІХ ГРУП ПЕРШОГО КУРСУ

Автор-укладач

ЗІЛІНСЬКА Т. Л.

БЕРДИЧІВ 2010

ПОЯСНЮВАЛЬНА ЗАПИСКА

Хімія є однією з найважливіших наук, відомих людству. Вона належить до тих природничих дисциплін, які розглядають питання, що мають безпосереднє відношення до повсякденних турбот людини. В той же час хімія є досить складною наукою, тому потребується наполегливість і систематичність при її вивченні. З огляду на це викладачами циклової комісії фізико-хіміко-математичних дисциплін розроблено даний посібник. Він створений задля досягнення наступних цілей:

• полегшення розуміння студентами навчального матеріалу;

• відтворення в їх пам’яті певних ключових вмінь та навичок (наприклад, правила складання хімічних формул, зрівнювання рівнянь хімічних реакцій, написання електронних формул атомів елементів, визначення ступеня окиснення тощо);

• підвищення ефективності самопідготовки студентів до занять.

Посібник містить відомості для поновлення практичних вмінь студентів. Вони зазначені у першому розділі посібника. Окрім того в посібнику є посилання на збірник „600 задач з хімії”, автор Кукса С.П., де студенти можуть знайти алгоритми розв’язку задач, що зустрінуться їм при підготовці домашніх завдань. Ці посилання є після наведених текстів.

Ми глибоко переконані в тому, що любов до предмету виникає лише тоді, коли є його розуміння. А останнє може прийти лише в результаті наполегливої праці. Полегшити її студентам – одна з цілей авторів посібника.

Щасти вам на шляху вивчення такої нелегкої, але цікавої і потрібної науки – хімії.

АВТОР

1. Вступ. Повторення основних питань курсу хімії середньої школи відновіть знання і навички! Будова атома. Значення Періодичного закону у вивченні будови атома

Думка про дискретну (переривчасту) будову всього сущого зародилася в глибокій древності. Колискою атомістики по праву вважають Древню Грецію. Для пошуку першопричин у своїх дискусіях древньогрецькі філософи розв’язували логічні задачі, однією з яких була задача про камінь: що буде, якщо почати його подрібнювати? Більшість тогочасних вчених вважали, що цей процес може тривати до нескінченності. Лише Левкіпп (500 – 440 р. до н.е.) та його школа стверджували, що процес цей не може бути нескінченним: при подрібненні врешті решт “доберемося” до такої частинки, поділ якої вже буде неможливим. На основі цього Левкіпп стверджував, що матеріальний світ дискретний, тобто складається з найдрібніших частинок і пустоти.

Учень Левкіппа Демокріт (460 –370 р. до н.е.) назвав ці найдрібніші часточки “неподільними”, що грецькою звучить “атомос”. Цю назву ми використовуємо дотепер. Демокріт, розвиваючи атомістику, приписав атомам такі властивості, як розмір та форму, здатність рухатися. За цим вченням різноманітність тіл визначається насамперед різноманітністю форм та розмірів атомів. Послідовник Демокріта Епікур (342 – 270 р. до н.е.) надав тогочасній атомістиці довершеності, передбачивши, що в атомів існує внутрішнє джерело руху і вони здатні взаємодіяти один з одним. Передба-чалося також існування якихось “гачечків” та “петельок”, якими ніби то кріпилися атоми один до одного, що туманно нагадувало валентність.

Уявлення древніх греків були геніальним здогадом, передбаченням, яке не могло мати на той час жодного матеріального підтвердження. Про це вчення не згадували 20 століть. І лише у ХУІІ ст.. ідеї древньогрецьких атомістів були відроджені завдяки роботам французького філософа Пьєра Гассенді (1592 – 1655), який 20 років життя витратив на збирання та систематизацію праць древньогрецьких філософів. Про атоми знову заговорили в період зародження природничих наук. Роберт Бойль, Джордано Бруно, Ісаак Ньютон та інші вчені епохи Відродження певною мірою визнавали існування атомів. Найпослідовнішим атомістом ХУІІІ століття був М.В.Ломоносов (1711 –1765)

Гіпотеза про атомну будову матерії була визнана лише в середині ХІХ ст. у формі, запропонованій англійським вченим Дж. Дальтоном (1776 – 1844). На час появи атомної гіпотези Дальтона був відомий закон збереження маси, а згодом було відкрито закони постійності складу, еквівалентів, які можна аргументувати лише з позицій атомістики. Це стало вагомим аргументом на користь атомного вчення. Дальтон, як і всі його попередники, вважав атоми неподільними, найменшими частинками матерії, і ця думка існувала в науці до ХІХ ст.

В кінці ХІХ – початку ХХ ст. були відкриті явища, пояснити які можна лише з позицій складності і подільності атомів.

Періодичний закон Д.І.Менделєєва (1834 – 1907) послужив наряду з іншим також поштовхом до вивчення будови атома. На той час атом продовжували вважати не лише найдрібнішою, але й неподільною (елементарною) частинкою. Запереченням цього, прямим доказом складності атома стало відкриття самовільного розпаду атомів деяких елементів, назване радіоактивністю. Досліди французького вченого А. Бекереля по впливу урановмісних солей на фотопластинку, відкриття П’єром та Марією Кюрі нових радіоактивних елементів, встановлення Е.Резерфордом природи α-, β- та γ-променів, що утворюються при радіоактивному розпаді, та виявлення ядер атомів діаметром 10^-6 нм, які займають незначну частину атома (адже на той час уже було встановлено, що атом має діаметр 10^-1 нм), визначення Р.Міллікеном заряда електрона, доведення Дж.Франком та Г.Герцом дискретності його енергії в атомі, встановлення Г.Мозлі заряду ядра, рівного номеру елемента, відкриття Е.Резерфордом протона та Дж.Чедвіком нейтрона дозволили запропонувати наступну модель будови атома: в центрі – позитивно заряджене ядро, яке має значну масу і займає незначний об’єм, містить протони та нейтрони, число протонів дорівнює порядковому номеру елемента, сума числа протонів та електронів – масовому числу, позитивний заряд зосереджений в ядрі, навколо ядра атома рухаються негативно заряджені електрони, масою яких можна знехтувати., число яких рівне числу електронів, чому атом в цілому є електронейтральним.

До того існувало декілька моделей атомів. Так, у 1903 році англійський фізик Дж.Томпсон запропонував щодо будови атома так звану “модель сливового пудинга” (чи “булки з родзинками” в українському перекладі), згідно з якою атом складається з позитивного заряду, рівномірно розподіленого по всьому об’єму атома, та негативно заряджених електронів, що коливаються всередині позитивного заряду (“родзинки”).

Е.Резерфорд запропонував планетарну модель будови атома, згідно з якою ядро знаходиться всередині атома, а електрони рухаються навколо нього орбітами, як планети навколо Сонця. Заряди електронів врівноважуються позитивним зарядом ядра, і атом в цілому електронейтральний. Центробіжна сила, що виникає внаслідок обертання електронів навколо ядра, врівноважується електростатичним притяганням електронів до позитивно зарядженого ядра.

Планетарна, або ядерна модель будови атома, була значним кроком науки на шляху вивчення будови атома, проте вона на могла пояснити деякі твердо встановлені наукові факти, вступала з ними в протиріччя. Так, неможливо було пояснити стійкість атома. Обертаючись навколо ядра, електрон повинен був би частину своєї енергії віддавати у вигляді електромагнітних коливань. Це мало б призвести до порушення рівноваги між електростатичним притяганням та центробіжною силою, що виникає внаслідок обертання електрона навколо ядра. Для встановлення рівноваги електрон мав би переміститися ближче до ядра і в кінці кінців просто впасти на ядро. Тоді б атом завершив своє існування. Але насправді атоми дуже стійкі, і такого не відбувається, вони існують нескінченно довго. Не пояснювала ця модель також спектри атомів.

Наступним кроком стала модель будови атома, запропонована датським фізиком Нільсом Бором. Вона об’єднала в собі ядерну модель будови атома та квантову теорію світла. Згідно цієї теорії, електрони рухаються навколо ядра строго визначеними, “дозволеними” орбітами, тому електрон не випромінює електромагнітної енергії. Ця теорія перебувала у суперечності з положеннями класичної фізики, що дозволяють рух електронів будь-якими орбітами навколо ядра атома. Проте вона була блискуче підтверджена експериментально.

Періодичний закон і періодична система елементів Д.І.Менделєєва суттєво вплинули на розвиток хімії. Періодичний закон став міцною основою для класифікації хімічних елементів і об’єднання їх у струнку систему. Властивості окремого елемента можна повною мірою зрозуміти лише у зв’язку з властивостями решти елементів, у зв’язку з положенням даного елемента у періодичній системі.

Завдяки періодичному закону хімія перестала бути описовою наукою. Періодичний закон дав можливість передбачити існування ще невідкритих елементів, описати властивості цих елементів та їх сполук.

Важливе значення мала періодична система для вирішення питання про валентність і атомні маси деяких елементів. Атомні маси багатьох елементів були уточнені на основі періодичної системи ще самим Менделєєвим.

Велику роль зіграв періодичний закон в успішному розвитку теорії будови атома, а ця теорія, в свою чергу, допомогла краще розкрити фізичну суть періодичного закону. Найважливіші відкриття фізиків у галузі будови атома перевіряються з точки зору періодичного закону. Ґрунтуючись на періодичному законі, фізики синтезували ряд трансуранових елементів, які доповнили періодичну систему і зробили її ще стрункішою.

Заповнення електронних орбіталей атомів

Двоїсту корпускулярно-хвильову природу спочатку було встановлено для світла. Явища інтерференції та дифракції пов’язані з хвильовими властивостями світла, а явища фотоефекту та світлового тиску із його корпускулярною природою.

Австрійський вчений Е.Шредінгер та ряд інших вчених розробили основні положення квантової або хвильової механіки, в якій враховано і корпускулярні, і хвильові властивості мікрочастинок. В основі хвильової механіки лежить хвильове рівняння, яке є диференційним рівнянням другого порядку в частинних похідних. У процесі розв’язання хвильового рівняння знаходять значення числової функції Ψ (псі) в різних точках навколо ядерного простору Ψ(x,y,z). Квадрат хвильової функції |Ψ²| є пропорційним імовірності перебування електрона в даному елементарному об’ємі з координатами x,y,z. Отже, квантова механіка не визначає положення електрона в навколоядерному просторі та його швидкість. Задається лише імовірність перебування електрона в навколоядерному просторі та його енергія.

Розподіл імовірностей перебування електрона в навколоядерному просторі зображають у вигляді електронної хмари, густина якої в різних ділянках пропорційна ймовірності перебування електрона. Електронна хмарка в принципі нескінченна, але можна виділити таку її частину, всередині якої перебування електрона найбільш імовірне. Цю область простору називають орбіталлю. Найважливіші характеристики орбіталей (енергія, форма, розміщення в просторі) залежить від значень трьох квантових чисел – головного n, орбітального l та магнітного m, які вводяться при розв’язанні хвильового рівняння.

Головне квантове число характеризує запас енергії електрона в атомі або енергетичний рівень і може набувати цілочисельних значень 1, 2, 3...∞. Ці значення відповідають номеру енергетичного рівня, який, крім цифр, позначається ще певною літерою латинського алфавіту: 1 – K, 2 – L, 3 – M,

4 – N/ 5 – O, 6 – P, 7 – Q тощо.

Так, якщо n = 3, електрон перебуває на третьому енергетичному рівні, або в М-шарі. Із збільшенням значення n збільшується запас енергії електрона і зростають розміри електронної хмари.

Із зростанням n енергія електрона в атомі збільшується стрибками, але величина самих стрибків від рівня n до рівня n + 1 поступово зменшується, тобто з віддаленням від ядра спостерігається зближення рівнів за енергією. Для будь-якого атома число n змінюється від 1 до ∞.

Квантовий стан атома з найменшою енергією електрона називається нормальним або основним, усі інші квантові стани є збудженими. З переходом електрона з вищого рівня на нижчий виділяється квант, енергія якого дорівнює різниці енергій відповідних рівнів. Якщо ж електрон переходить з нижчого рівня на вищий, то квант енергії відповідно поглинається. Кожному електронному переходу для атомів одного і того ж елемента відповідає виділення (поглинання) квантів з певною частотою, тобто виникає певна лінія в спектрі.

Орбітальне квантове число l характеризує підрівень, на якому перебуває електрон. Це квантове число набуває цілочисельних значень від 1 до n – 1. Підрівні позначають малими буквами латинського алфавіту, яким відповідають такі чисельні значення: 0 – s, 1 – p, 2 – d, 3 – f.

В багатоелектронних атомах електрони зазнають не тільки притягання до ядра, але й відштовхуються один від одного. Тому в таких атомах електрони, що перебувають на різних підрівнях, різняться за енергією, причому із зростанням l енергія підрівнів у межах того самого рівня збільшується.

На кожному рівні l може набувати n значень, тобто число підрівнів відповідає номеру рівня. Так, на другому рівні (n = 2) l набуває двох значень: 0 і 1. Це відповідає наявності підрівнів s і p, які позначаються 2s і 2p. На четвертому енергетичному рівні l набуває чотирьох значень: 0, 1, 2, 3 і тому цей рівень складається з чотирьох підрівнів: 4s, 4p, 4d, 4f.

Із зміною l змінюється не тільки енергія електронів, але й форма орбіталей. Так, s-орбіталі мають кулясту форму. P- орбіталі – форму гантелі, d- орбіталі мають форму схрещених гантелей, а f-орбіталі мають ще складнішу форму.

Орбіталі одного підрівня можуть мати різну орієнтацію в просторі. Це було підтверджено експериментально при вивченні спектрів атомів, розміщених в магнітному полі. Орієнтація орбіталей в просторі залежить від значень магнітного квантового числа m. Це квантове число на кожному підрівні може набувати всіх можливих цілих значень від – l до + l, включаючи 0, тобто (2l + 1) значень. Отже, значення магнітного квантового числа залежить від орбітального квантового числа. Так, на s-підрівні m набуває тільки одного значення 0, оскільки l = 0. Тому s-підрівні зображають однією кулястою орбіталлю.

На p-підрівні, де l = 1, m набуває трьох значень: -1, 0, +1, кожному з яких відповідає одна орбіталь (всього три орбіта лі) Зорієнтовані p-орбіталі вздовж осей координат, тому їх позначають p_x , p_y, p_z.

На d- підрівні (l = 2) m набуває п’яти значень: -2, -1, 0, +1, +2, що відповідає п’яти різним орієнтаціям d-орбіталі. І нарешті, на f-підрівні (l = 3) m набуває семи значень: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, кожному з яких відповідає своя f-орбіталь, усього сім орбіталей.

Отже, число орбіталей на кожному підрівні відповідає числу значень m, тобто, (2l + 1). Кожна електронна орбіталь в атомі характеризується певним набором квантових чисел n, l та m. Схематично її зображають у вигляді клітинки і називають енергетичною коміркою.

Загальне число орбіталей на кожному енергетичному рівні дорівнює n².

Електрон має власний магнітний момент, який називають спіном. Вектор спіна може зорієнтуватися відносно вектора зовнішнього магнітного поля двома різними способами. Відповідно до цього введено спінове квантове число m_s, яке може набувати двох значень + та - . У наближеному модельному зображенні це пов’язують з рухом електрона навколо своєї осі за та проти годинникової стрілки.

Таким чином, кожен електрон в атомі характеризується чотирма квантовими числами. Три з них – n, l та m – характеризують орбіталь, на якій перебуває електрон, четверте m_s – орієнтацію вектора спіна. Швейцарський учений В. Паулі сформулював важливий принцип, який прийнято називати “забороною Паулі”:

В атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел.

Електрони, що перебувають на різних орбіталях, відрізняються хоча б одним з трьох квантових чисел n, l та m, набір яких характеризує певну електронну орбіталь. Якщо ж вони перебувають на одній орбіталі, то відмінність може спостерігатись тільки стосовно квантового числа m_s. Але m_s набуває лише двох значень. Тому можна зробити висновок: на одній орбіталі (в енергетичній комірці) може знаходитися не більше двох електронів, які характеризуються протилежними значеннями m_s. Перебування в комірці третього електрона означало б, що у двох електронів усі чотири квантових числа рівні між собою, а це суперечить принципу Паулі.

Використовуючи принцип Паулі, можна розрахувати максимальне число електронів на енергетичних рівнях та підрівнях. Число орбіталей на підрівні дорівнює 2l + 1, а число електронів 2(2l + 1). Підставивши l = 0, 1, 2, 3, знаходимо, що число електронів на цих підрівнях становить 2, 6, 10 та 14.

Загалом число електронів на енергетичному рівні знаходимо за формулою 2n², де n – головне квантове число.

Складання електронних формул та електронно-графічних схем атомів елементів

Стан електронів у атомах характеризується:

1) Запасом енергії електрона – відстань від ядра атома, на якій найбільш ймовірне перебування електрона. Позначається цифрами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Електрони з однаковим запасом енергії утворюють енергетичні рівні.

2) Певною формою електронної хмари – обіталлю. За формою орбіталі ділять на s, p, d, f. s-Орбіталь має форму сфери, p-орбіталь – форму гантелі, d-орбіталь – форму двох гантелей, що перетинаються в одній площині під прямим кутом, f-орбіталь – трьох гантелей, що перетинаються під прямим кутом у трьох взаємно перпендикулярних площинах.

3) Наявністю електронів з різними орбіталями на одному і тому ж енергетичному рівні – утворення підрівнів.

4) Напрямком руху навколо власної осі – спіном. На одній орбіта лі може бути лише два електрони, що мають антипаралельні(протилежно направлені) спіни.

Стан електронів у атомі можна зображати за допомогою електронних формул і схем. Наприклад:

Н – 1s¹,

де Н – символ атома елемента Гідрогену, 1 – перший енергетичний рівень, s - форма орбіталі електрона, s¹ – кількість електронів на підрівні. Тобто, цей запис означає, що на першому енергетичному рівні у атома Гідрогену рухається один електрон, хмарка якого має сферичну форму.

Це ж можна записати у вигляді графічної схеми, в якій стрілочка ↑, записана в клітинці, означає електрон.

Заповнюються енергетичні рівні поступово, із зростанням зарядів атомних ядер. Будову електронних оболонок можна передати так:

Енергетичні рівні (n)	Кількість орбіталей рівня	Форма орбіталей	Максимальна кількість електронів (N)
1	1	S	2 (s2)
2	2	s, p	8 (s2 p6)
3	3	s, p, d	18 (s2 p6 d10)
4-7	4	s, p, d, f	32 (s2 p6 d10 f14)

Найбільше число електронів, що можуть перебувати на енергетичному рівні, визначається за формулою N = 2n², тобто рівне подвоєному квадрату номера рівня.

Заповнення орбіталей здійснюється за принципами:

1) Правило Клечковського (принцип найменшої енергії) – за ним спочатку заповнюються ті орбіталі, на яких перебувають електрони з меншим запасом енергії. Виглядає цей порядок так:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s →

4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

2) Принцип Паулі – на кожній орбіталі може одночасно перебувати не більше двох електронів з антипаралельними спінами:

↑↓

3. Правило Хунда – спочатку заповнюється половина кожної орбіталі, і лише коли вичерпані всі вільні „комірки”, в кожну добудовується ще один електрон з антипаралельним спіном.

Якщо скласти всі показники (кількість електронів кожного підрівня) на всіх енергетичних рівнях, то одержимо загальну кількість електронів, що рівна порядковому номеру елемента.

Складання формул сполук за валентністю

Валентністю (точніше ковалентністю) називають здатність атома елемента утворювати хімічні зв’язки з певною кількістю атомів інших елементів. Одиницею валентності є валентність атома Гідрогену, який у сполуках одновалентний (тобто утворює зв’язки з атомом іншого елемента шляхом утворення пари електронів чи віддачі одного електрона). Знаючи валентність елементів, можна складати формули сполук. Для цього треба виконати такі кроки:

1) Написати символи хімічних елементів, при чому символ менш електронегативного пишеться ліворуч:

Cl O

2) Над символами записати римським цифрами валентності елементів у даній сполуці:

VII II

Cl O

3) Знайти найменше спільне кратне чисел, що позначають валентності:

VII (14) II

Cl O

4) Найменше спільне кратне по черзі ділимо на валентність кожного елемента, щоб знайти індекси:

14 : 7 = 2 (індекс біля хлора), 14 : 2 = 7 (індекс біля оксигену).

5) Отримані індекси записуємо біля відповідних символів і одержуємо формулу хлор (VII ) оксиду:

Cl₂O₇.

Для формул небінарних сполук валентність катіона та аніона можна взяти у таблиці розчинності. Наприклад, запис S^2- означає, що сульфід двохвалентний, запис означає, що амоній одновалентний. Тому формула амоній сульфіду буде відповідно (NH₄)₂S.

Визначення валентності за хімічною формулою

Знаючи валентність одного з елементів у бінарній сполуці, легко встановити валентність іншого (якщо, наприклад, він має змінну валентність). Для цього потрібно зробити наступні кроки:

1) Записати формулу:

Fe₂O₃

2) Над елементом з відомою валентністю проставляємо її римською цифрою:

ІІ

Fe₂O₃

3) Знаходимо сумарну валентність всіх атомів у даному випадку Оксигену в даній сполуці:

2 х 3 = 6

(всіх атомів Оксигену в даній молекулі три, кожен з них двохвалентний, тому сумарна валентність шість).

4) Визначаємо валентність елемента, у якого вона змінна (в даній сполуці це Ферум), для цього сумарну валентність ділимо на індекс Феруму

6 : 2 = 3,

(міркуємо так: шість одиниць валентності розподілити між двома атомами Ферему, тож на кожен припадає по три, тому Ферум у сполуці тривалентний).

В небінарних сполуках валентність йона з змінною валентністю визначаємо за допомогою валентності йона, валентність якого відома:

ІІ

Fe₂(SO₄ )₃

Оскільки валентність сульфат-йона два, а в сполуці їх є три, то шість одиниць сумарної валентності припадає на два атоми Феруму, тому по три на кожен. Значить, валентність Феруму – три.

Встановлення залежності властивостей елементів

від періодичної зміни будови атомів.

Фізичний зміст періодичної системи.

1. Порядковий номер елемента рівний заряду ядра та загальній кількості електронів.

2. Номер періода рівний числу електронних рівнів та номеру зовнішнього електронного рівня.

3. Номер групи: а) для головних підгруп рівний максимальній валентності та кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні, б) для побічних підгруп – максимальній валентності.

Періодичні закономірності в структурі атомів.

В періодах зліва направо :

- збільшується кількість протонів (зростає заряд ядра) і тому посилюється притягання електронів;

- зменшується радіус атомів, оскільки електрони потрапляють на одну і ту саму оболонку, яка стиск5ається внаслідок посилення притягання до ядра;

- зростає електронегативність – здатність атома притягувати до себе електрони;

- зовнішня конфігурація змінюється від s¹ (лужний метал) до s²p⁶ (інертний газ).

Таким чином, на початку періоду розміщуються елементи з переважанням металічних властивостей, атоми яких легко віддають електрони, перетворюючись у позитивно заряджені йони. В кінці періоду (перед інертним газом) розміщуються елементи з переважанням неметалічних властивостей, атоми яких легко приймають електрони, перетворюючись в негативно заряджені йони.

Періодична зміна властивостей пояснюється певною повторюваністю у заповненні зовнішніх електронних шарів.

В групах зверху донизу:

- збільшується число електронних рівнів;

- збільшуються радіуси атомів;

- послаблюється притягання електронів до ядра;

- послаблюється здатність приєднувати електрони;

- посилюються металічні властивості.

Отже, металічні властивості зростають зверху донизу і справа наліво, а неметалічні властивості – навпаки – зростають зліва направо і знизу доверху.

Періодичні зміни властивостей елементів.

І. Переходи від металів до неметалів.

властивості	метали	неметали
фізичні	Провідники, еластичні (ковкі)	Ізолятори, крихкі
хімічні	Утворюють основні оксиди, виступають відновниками, утворюють катіони, втрачаючи електрони	Утворюють кислотні оксиди, виступають окисниками, утворюють аніони, приєднуючи електрони

ІІ. Відмінності між s-, p-, d-елементами.

блоки елементів		властивості
		фізичні	хімічні
s-елементи		М’які прості речовини, безбарвні сполуки, низька температура плавлення	Луги у водних розчинах, сильні відновники, валентність у сполуках рівна номеру групи
d-елементи		Тверді прості речовини, забарвлені сполуки, висока температура плавлення	У воді неактивні, валентність змінна, здатність до утворення комплексних йонів, катіони у водних розчинах гідролізовані
p-еле-менти	метали	Прості речовини м’які і з меншою температурою плавлення, ніж у d-елементів	Мають дві валентності, виключення – Алюміній
	неметали	Тверді, рідкі або газоподібні прості речовини	Змінна валентність

ІІІ. Зміна властивостей вниз по групах.

Подібні властивості всередині груп елементів визначаються електронами зовнішньої оболонки. Тенденції зміни властивостей елементів і відмінності, які з’являються при русі вниз по групі, пов’язані зі зміною числа внутрішніх електронів і, отже, зі зміною розмірів атомів. Атоми елементів у верхній частині груп часто такі малі, що ці елементи мають незвичні, відмінні від решти елементів групи, властивості. Збільшення числа внутрішніх оболонок є причиною спостережуваних змін. Однакові зовнішні оболонки обумовлюють схожість властивостей.

IV. Вздовж періодів.

властивості	початок періоду	кінець періоду
фізичні	метал провідник ковкий	неметал ізолятор крихкий
хімічні	основи у водному розчині відновники катіони	кислоти у водному розчині окисники аніони

Складання характеристики хімічних елементів

за положенням у періодичній системі

та будовою атома

План характеристики

І. Назва елемента, його символ, відносна атомна маса.

ІІ. Положення в періодичній системі:

1. порядковий номер елемента;

2) номер періоду;

3) номер групи, підгрупа (головна чи побічна).

ІІІ. Будова атома.

1. заряд ядра;

2. кількість протонів, нейтронів, електронів;

3. електронна формула, електронно-графічна схема зовнішнього енергетичного рівня;

4. кількість електронних рівнів;

5. кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні, число електронів, яких не вистачає до завершення енергетичного рівня.

IV. Металічні чи неметалічні властивості переважають:

Властивості простої речовини:

Для металів взаємодія з:	Для неметалів взаємодія з:
а) киснем; б) неметалами; в) кислотами.	а) киснем; б) металами; в) воднем.

V.Вищий оксид:

1) Формула, місце в класифікації (основний, кислотний, амфотерний);

2)Властивості:

Для основних	Для амфотерних	Для кислотних
Взаємодія з : а) водою; б)кислотними оксидами; в) кислотами.	Взаємодія з: а)кислотами; б) основами.	Взаємодія з: а) водою; б) основними оксидами; в) лугами.

VІ. Вищий гідроксид:

1) Формула, місце у класифікації (характер);

2) Властивості:

Для основ	Для амфотерних гідроксидів	Для кислот
Взаємодія з: а)кислотами; б) кислотними оксидами; в) солями.	Взаємодія з: а) кислотами; б) лугами; в) термічний розклад (розкладання за високої температури).	Взаємодія з: а) основами; б) основними оксидами; в) солями; г) металами.

VІІ. Воднева сполука:

Для металів	Для неметалів
а) Метали головних підгруп утворюють гідриди, нелеткі сполуки; б) Метали побічних підгруп не утворюють водневих сполук.	а)Неметали ІІІ, IV груп утворюють леткі сполуки; б) Неметали V групи утворюють леткі сполуки в) Неметали VІ, VІІ груп утворюють леткі сполуки – кислоти.

Визначення типу хімічного зв’язку

Хімічний зв’язок – це взаємодія двох або кількох атомів, у результаті якої утворюється хімічно стійка двох- або багатоатомна система (молекула чи кристал. Енергія утвореної система менша за енергію складових частин (атомів).

Механізм утворення хімічного зв'язку: відбувається перекривання електронних хмар, підвищення електронної густини між ядрами атомів, що сприяє притяганню позитивно заряджених ядер. При цьому виконується правило октету – при утворенні хімічного зв'язку атоми прагнуть до створення стійкого восьми електронного шару інертного газу. Виключення – елементи першого періоду (Гідроген та Гелій), які мають не октет, а дуплет (два) електронів на енергетичному рівні, оскільки це максимальна кількість електронів на першому енергетичному рівні.

Способи утворення октету:

1) Атоми віддають електрони зовнішнього енергетичного рівня, при цьому оголюється октет електронів попереднього рівня, а атоми перетворюються в позитивно заряджені йони:

Ме⁰ – ne^- → Меⁿ⁺ ,

Мg⁰ – 2e^- → Мg²⁺.

Такий спосіб характерний для металів і неметалів.

2) Атоми приєднують електрони, яких не вистачає до октету, при чому самі перетворюються в негативно заряджені йони:

Е⁰ + ne^- → Е^n-,

Cl⁰ + 1e^- → Cl^-,

O⁰ + 2e^- → O^2-.

Такий спосіб характерний для неметалів.

3) Атоми усуспільнюють неспарені електрони зовнішнього енергетичного рівня, утворюючи спільні (подільні) електронні пари. Характерно для неметалів.

Cl∙ + ∙Cl → Cl:Cl (Cl₂).

Утворення спільних електронних пар пояснюється перекриванням електронних хмар. Є два способи перекривання електронних хмар:

а) утворення σ – зв’язків, коли електронні хмари перекриваються вздовж лінії, яка з’єднує центри обох атомів. Це відбувається за умови, що перекриваються дві s-орбіталі, s- і p-орбіталь або дві p-орбіталі;

б) утворення π – зв'язків, коли р-електорнні хмари перекриваються над і під площиною, в якій проходить лінія, що з’єднує центри атомів.

Типи хімічних зв'язків.

1. Ковалентний зв’язок – це зв’язок, що виникає між атомами елементів з однаковою або близькою за величиною електронегативністю (як правило, між атомами неметалів). Для нього характерний обмінний механізм (в утворенні електронної пари від кожного атома бере участь по одному електрону).

Ковалентний зв’язок можна розділити на неполярний та полярний. Неполярний виникає між атомами з однаковою електронегативністю:

О: + :О → О:=:О (О₂).

Полярний виникає між атомами з різною електронегативністю:

Н∙+ ∙Cl → Н:Cl (НCl).

Донорно-акцепторний зв’язок – це різновид ковалентного зв'язку, що виникає між атомами елементів, один з яких має власну електронну пару, а другий – вільну орбіталь на зовнішньому енергетичному рівні. Класичний приклад – утворення йона амонію. У Нітрогена, сполученого з трьома атомами Гідрогену, є надлишок негативного заряду (він виникає внаслідок більшої електронегативності Нітрогену) і власна неподільна електронна пара 2s² – електронів, а йон Гідрогену має великий дефіцит негативного заряду і вільну орбіталь після втрати електрона. Тому між ними виникає зв’язок за донорно-акцепторним механізмом, внаслідок чого утворюється позитивно заряджений йон амонію (NH₄)⁺.

2. Йонний зв’язок – це зв’язок між різнойменно зарядженими йонами. Йони – це заряджені частинки, на які перетворюються атоми в результаті втрати чи приєднання електронів:

Мg⁰ – 2e^- → Мg²⁺, Cl⁰ + 1e^- → Cl^-.

Тоді за рахунок електростатичного притягання між ними виникає зв’язок:

Мg²⁺ + 2 Cl^- → MgCl₂.

Металічний зв’язок виникає між атомами металів, у яких число електронів на зовнішньому енергетичному рівні незначне в порівнянні із загальним числом зовнішніх орбіталей. Електрони переходять з однієї орбіталі на іншу і утримують усі атоми разом. Ці усуспільнені електрони називають електронним газом і вони визначають фізичні властивості металів (ковкість, непрозорість, електро- та теплопровідність тощо).

Водневі зв’язки виникають між атомами Гідрогену однієї молекули та електронегативними елементами (наприклад, Оксигеном, Нітрогеном, Флуором) іншої. Ці зв’язки визначають фізичні властивості (температура кипіння, в’язкість, розчинність у воді, поверхневий натяг краплі тощо) значної кількості неорганічних та органічних сполук. Класичний приклад – вода, а також кислоти, спирти тощо.

Загалом, щоб визначити тип хімічного зв'язку, варто пам’ятати такі моменти:

- між атомами в простих речовинах, утворених неметалами, виникає ковалентний неполярний зв’язок;

- між атомами в складних речовинах, утворених елементами-неметалами, виникає ковалентний полярний зв’язок;

- між йонами типових металів та неметалів виникає йонний зв’язок;

- між атомами та йонами металів виникає металічний зв’язок.

Класи неорганічних сполук

Оксиди – це складні речовини, до складу яких входять атоми двох елементи, один із яких – Оксиген.

Загальна формула оксидів:

n II

Е₂О_n

Назви оксидів походять від назв елементів з додаванням слова оксид. У випадку змінної валентності елемента вона вказується римськими цифрами в дужках після назви елемента.

Оксиди ділять на три основні групи : основні (утворені типовими металами); кислотні (утворені типовими неметалами та металами у найвищих ступенях окиснення); амфотерні (утворені перехідними металами у середніх та нижчих ступенях окиснення та Алюмінієм).

Кислотні оксиди ділять також на солетворні і несолетворні, а основні – на розчинні і нерозчинні у воді.

Кислоти – це складні речовини, до складу яких входить один або кілька атомів Гідрогену і атом або група атомів кислотного залишку.

Загальна формула кислот:

І n