Раздел 5. Общая характеристика металлов и их соединений

Химия конструкционных и электротехнических металлов.

Физические и химические свойства металлов и их восстановительная способность. Извлечение металлов из руд. Основные методы восстановления металлов. Получение чистых и сверхчистых металлов. Электролитическое рафинирование. Зонная плавка.

Химия конструкционных и электротехнических металлов. Магний, бериллий, алюминий, их свойства, применение их в технике. Переходные металлы и их соединения, свойства и применение их в электротехнике и радиотехнике. Химия полупроводников. Влияние примесей на электрические свойства веществ.

Раздел 6. Органические полимерные материалы

Понятия об органических полимерах. Строение полимеров. Форма и структура молекул полимеров. Кристаллическое состояние полимеров. Физические состояния аморфных полимеров.

Свойства полимеров. Химические свойства полимеров. Механические и электрические свойства полимеров. Органические полупроводники и электролиты. Методы получения, зависимость свойств от их структуры. Полимерные конструкционные материалы. Полимерные диэлектрики. Органические полупроводники.

Полимерные материалы. Методы получения, зависимость свойств от их структуры. Полимерные конструкционные материалы. Полимерные диэлектрики. Органические полупроводники.

Раздел 7. Химическая идентификация и анализ веществ

Химическая идентификация вещества. Общие понятия. Чистота веществ. Идентификация катионов и анионов неорганических веществ. Качественный анализ.

Количественный анализ. Химические и физико-химические методы анализа. Гравиметрический анализ. Титриметрический анализ. Комплексонометрическое титрование. Электрохимические методы анализа. Хромографический анализ. Оптические методы анализа.

Раздел 8. Заключение по курсу

Экологические проблемы человечества, охрана окружающей среды. Методы безотходных производств и их роль в экологии. Проблемы энергетики будущего.

1.Строение вещества

1.1. Строение атома. Периодическая система д.И. Менделеева. Химическая связь.

Строение атома. В основе современной теории строения атома лежат следующие положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна. Подобно частице электрон обладает определенной массой и зарядом, в то же время движущийся электрон проявляет волновые свойства (например, характеризуется способностью к дифракции). Длина волны электрона λ и его скорость V связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mV,

где m - масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измерим скорость, тем больше неопределенность по координате и наоборот.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность нахождения его в разных частях пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента (положительному заряду ядра атома), а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу (атомной массе). Эти параметры связаны между собой соотношением

А = Z + N.

где А — массовое число; Z — заряд ядра, равный числу протонов;

N — число нейтронов в ядре.

Сформированные выше положения входят в состав квантовой механики. Наиболее важным является то, что вся совокупность сложных движений электронов в атоме описывается квантовыми числами: главным n, побочным l, магнитным m_l, спиновым ms.

Квантовые числа электронов. Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1, 2, 3, ...). В пределах определенных уровней электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Принадлежность различным подуровням данного энергетического уровня отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l . Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до (n - 1) Принято обозначать численные значения l следующими буквами.

Значения l	0	1	2	3
Буквенное обозначение	s	р	d	f

В этом случае говорят о s, p, d, f— состояниях электрона.

Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака. Если l = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет шаровидную форму (сферическую симметрию) и не обладает направленностью в пространстве. При l = 1 (p-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели. Формы электронных облаков d —f — g— электронов намного сложнее.

Движение электрона по орбите вызывает появление магнитного поля. Положение электрона, в пространстве характеризуется третьим квантовым числом - магнитным, (m_l), оно характеризует ориентацию атомной орбитали (А.О.) в пространстве. Оно может принимать целочисленные значения (от – l до +l), включая 0, то есть всего (2 l + l).

Например:

если l = 0, то m_l = 0;

если l = 1, то m_l = (-1, 0, +1);

если l = 3, то m_l = (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Если l = 1, то p-орбиталь может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, т. к. (m_l) имеет три значения: (-1, 0, +1). Для полного объяснения всех свойств атома была выдвинута гипотеза о наличии у электрона спина-свойства, связанного с внутренним движением электрона вокруг своей оси.

Спиновое квантовое число m_s, указывает ориентацию электронного спина по отношению к магнитному полю. Это квантовое число может принимать только два значения: +1/2 и -1/2. Два электрона, спиновые квантовые числа которых имеют противоположные знаки, называют электронами с антипараллельными спинами.

Распределение электронов по энергетическим уровням подчиняется трем основным принципам: 1) принципу Паули; 2) правилу Гунда; 3) принципу наименьшей энергии.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковы, т.е. если n, l, m_l одинаковы, то их спины антипараллельны.

Правило Хунда.

В пределах незавершенного подуровня абсолютная величина суммарного спина должна быть максимальным.

Электроны располагаются по одному в свободной р-АО, ориентируя свой спин параллельно.

3р

В данном случае абсолютная величина суммарного спина максимальна и равна 1 ¹/₂

Из правила Хунда следует, что наполовину заполненный подуровень более устойчивый, например у Cr :

₂₄Cr– 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d⁵ 4s¹, его валентные электроны:

3d 4s

Принцип наименьшей энергии. Каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром). Так как она в основном определяется значениями главного (n) и побочного (l) квантовых чисел, то сначала электронами заполняются те подуровни, для которых сумма (n + l) меньше (первое правило Клечковского). В случае, если сумма (n + l) для двух электронов одинакова (например, для 3d- и 4p- подуровней n + l = 5), то сначала электроны занимают атомную орбиталь, соответствующую меньшему n (второе правило Клечковского).

Заполнение энергетических уровней и подуровней идет в такой последовательности:

1s→2s→2p→3s→3p→4s 3d→4p→5s 4d→5p→6s 5d→4f→5d→6p→7s 6d-

2)→5f→6d→7p

В табл.1 приведены значения и обозначения квантовых чисел, а также число электронов на соответствующем энергетическом уровне и подуровне.

Таблица 1

Квантовый				Магнитное квантовое число ml	Число квантовых состояний (орбиталей)		Максимальное число электронов
Уровень		Подуровень			в подуровне (2l+1)	В уровне n2	В подуровне 2(2l+1)	В уровне 2n2
обозначение	Главное квантовое число n	Обозначение	Орбитальное квантовое число l
K	1	s	0	0	1	1	2	2
L	2	p s	0 1	0 -1; 0; +1	1 3	4	2 6	8
M	3	s p d	0 1 2	0 -1; 0; +1 -2; -1; 0; +1;+2	1 3 5	9	2 6 10	18
N	4	s p d f	0 1 2 3	0 -1;0;+1 -2;-1;0;+1;+2 -3;-2; 0;+1;+2;+3	1 3 5 7	16	2 6 10 14	32

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. На основании современных представлений периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра (порядкового номера) атома.

Из рассмотренных электронных конфигураций атомов наглядно прослеживается периодичность свойств элементов. Число электронов, находящихся на внешнем уровне атомов элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением числа электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней атома элементы делятся на семь периодов. Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного уровня, во втором – из двух, в третьем - из трёх, в четвёртом – из четырёх и т. д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень. Каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон-атомы щелочных металлов и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих) т.е. атомами благородных инертных газов.

Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомов сходны их физические и химические свойства.

Число главных подгрупп определяется максимальным числом электронов на энергетическом уровне и равно 8. Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов. Число лантаноидов и актиноидов, вынесенных внизу периодической таблицы в виде самостоятельных рядов, равно максимальному числу электронов на f-подуровне, т. е. 14.

Периодичность свойств элементов можно проиллюстрировать на самых разных характеристиках: радиусе атома и атомного объёма; потенциала ионизации; сродства к электрону; электроотрицательности атома; степени окисления; физических свойств соединений (плотность, температура плавления и кипения).

Потенциал (энергия) ионизации J-энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома, x → (x⁺ + e).

Наименьшие потенциалы ионизации у щелочных металлов, наибольшие – у инертных газов.

Сродство с электроном. E-энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому (x + e)→ x^–. Наибольшее сродство с электроном – у галогенов, наименьшее - у металлов.

Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов. По шкале Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята 4,0. На втором месте находится кислород, на третьем – азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы значения, их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 и меньше.

Химическая связь. Любая химическая связь образуется только тогда, когда сближение атомов приводит к понижению полной энергии системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в молекуле различают три основных типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую. В «чистом» виде перечисленные типы связи проявляются редко. В большинстве соединений имеет место наложение разных типов связей.

Ковалентная связь. Существуют два принципиальных механизма образования ковалентной связи – обменный и донорно-акцепторный. При осуществлении обменного механизма ковалентная связь возникает за счёт образования электронных пар, принадлежащих обоим атомам. При образовании ковалентной неполярной связи одна или несколько электронных пар в одинаковой мере принадлежат обоим атомам (одинаковые атомы или атомы с близкой электроотрицательностью). При возникновении ковалентной полярной связи электронные пары смещены к более электроотрицательному атому элемента (атомы элементов с отличающейся ЭО).

Ионная связь – электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность элетроотрицательностей атомов велика (меньше 1,7 по шкале Полинга). Этот тип связи характерен для соединений, образованных щелочными и щелочноземельными металлами и галогенами.

Металлическая связь. Металлы объединяют свойства, имеющие общий характер и отличающиеся от свойств других веществ. Такими свойствами являются сравнительно высокие температуры плавления, способность к отражению света, высокая тепло- и электропроводность, пластичность. Эти особенности обязаны существованию в металлах особого вида связи – металлической.

Металлическая связь – связь между положительными ионами в кристаллах металлов, осуществляемая за счёт притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.

Атомы металлов имеют небольшое число валентных электронов. Эти электроны достаточно слабо связаны со своими ядрами и могут легко отрываться от них.

В металлической решетке положительные ионы локализованы в определенных положениях кристаллической решетки. В поле положительных зарядов сравнительно свободно перемещается большое количество свободных электронов. В случае металлов невозможно говорить о направленности связей, так как валентные электроны распределены по кристаллу равномерно.

Пример 1. В какой последовательности и почему будут заполняться электронами 4s, 3d ,4p – подуровни?

Решение .Согласно правила Клечковского:

В порядке возрастания суммы (n + l), последовательность заполнения валентными электронами такова:

₂₀Ca – 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d⁰ 4s², суммa (n + l) =( 4+ 0), 4s² валентные электроны Ca

₂₁Sc – 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶ 3d¹4s², суммa (n + l) =( 3+ 2), 3d¹4s² валентные электроны Sc

₃₁Ga– 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶3d¹⁰ 4s²4p¹, суммa (n + l) = ( 3+ 2) 4s²4p¹ валентные электроны Ga

Пример 2. Дайте характеристику элементу As (мышьяк) на основании его положения в периодической системе, строения атома. Какую степень окисления он может проявлять и как это сказывается на характере его соединений?

Решение. As - химический знак, порядковый номер - 33. Мышьяк находится в четвертом периоде (большом), в V группе (главной), относится к p-элементам. Строение атома следующее: Z= 33 (заряд ядра, число протонов, общее число электронов). Число нейтронов N = А - Z = 75 - 33 = 42. Число энергетических уровней равно 4 (номеру периода).

Электронная формула мышьяка:

₃₃As - 1s²2s²2p⁶3d¹⁰4s²4p³

Распределение валентных (внешних) электронов в атоме Аs можно представить в виде электронно-графической формулы следующим образом:

4s 4p 4d

↓↑

↑

↑

↑

As

4s 4p 4d

↑

↑

↑

↑

↑

As^*

В возбуждённом состоянии электрон с 4s-подуровня переходит на свободный 4d-подуровень. Мышьяк проявляет степени окисления: -3, +3, +5. Амфотерные свойства Аs проявляет в промежуточной степени окисления (+3). Аs₂0₃, Аs(ОН)₃ - амфотерные оксид и гидроксид мышьяка (III) соответственно. Аs₂0₅ - кислотный оксид, которому соответствует Н₃АsО₄ (мышьяковая кислота). Мышьяк образует водородное соединение АsН₃, в котором имеет степень окисления -3.

Пример 3. Как изменяются свойства элементов в ряду: B – Al – Ga ?

Решение. В группах с увеличением порядкового номера ослабевают неметаллические и усиливаются металлические свойства.

Это связано с тем, что в группах (главных подгруппах) при увеличении порядкового номера увеличиваются атомные радиусы, уменьшается энергия ионизации. Электроотрицательность элементов в группах при движении сверху вниз периодической таблицы уменьшается. Наибольшим значением ЭО обладают неметаллы, у металлов эта величина меньше. Наибольшее значение ЭО в ряду имеет B, у Ga эта величина меньше. Значит, металлические свойства от B к Ga усиливаются. B₂O₃ является кислотным оксидом, которому соответствует борная кислота H₃BO₃. Al – металл, но его соединения Al₂O₃, Al(OH)₃ амфотерны. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия проявляются в том, что эти соединения растворяются в кислотах и щелочах.

Таким образом, переход от неметаллических свойств к металлическим происходит постепенно, через проявление элементом амфотерных свойств. Ga – металл, но некоторые его соединения также амфотерны, например Ga(OH)₃.