Курс по неорганической химии

Атомно-молекулярное учение обосновал и развил русский ученый М.В. Ломоносов (корпускулярнокинетическая теория) в 1741 г.

Представление о том, что материя состоит из отдельныхчастиц— атомов— возникло еще вДревней Греции.

Основные положения закона:

1)вещества состоят из молекул («корпускул»);

2)молекулы состоят из атомов («элементов»);

3)эти частицы (молекулы и атомы) непрерывно двигаются. Тепловое состояние тел — результат движения частиц;

4)молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ — из разных атомов.

Атомно-молекулярное учение окончательно утвердилось в 1860 г.

Молекула (новолат. molecula, уменьшительное от лат. moles — масса)— это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Молекула состоитиз атомов, точнее— из атомных ядер, окружающих их внутренних электронов и внешних валентных электронов, образующих химические связи.

Атом (от греч. atomos — неделимый) — это наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств, которая состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов и входит в состав молекул простых

исложныхвеществ. Каждомуэлементусоответствует определенный род атомов, обозначаемых символом элемента (например, атом водорода Н, железа Fe; ртути Hg; урана U).

Закон сохранения массы веществ сформулирован в 1748 г. М.В. Ломоносовым. Данный закон подчиняется закону атомно-молекулярного учения и объяснен сточки зрения последнего: общеечисло атомов постоянно до и после реакций. Например:

2KBr + Cl2 = 2KCl2 + Br2.

Поясним: из 2-х молекул бромида калия (KBr) и 1-й молекулы хлора (Cl) (в общем из 3-х молекул) образуется 2 молекулы хлорида калия (KCl) и 1 молекула брома (Br) (образовалосьтоже 3 молекулы). Не изменяется до и после реакции и масса веществ: уатомовмассапостоянная. Подытожим: масса

веществ, которые вступают в химическую реакцию, равна массе веществ, которые образуются в результате реакции.

Этот закон независимо от Ломоносова в 1789 г. изложил французский ученый и химик Лавуазье, который также путем экспериментов получил доказательство данного закона.

Закон сохранения массы веществ Ломоносов свя-

зал с законом сохранения энергии, рассматривая эти два закона с точки зрения всеобщего закона природы. Это законы вечной материи и ее движения.

Взаимосвязьмассы и энергии выражается уравнением Энштейна:

Е = mc2,

где Е— энергия; m — масса;

с— скорость света в вакууме.

Закон сохранения массы веществ — опора для расчетов по химическим уравнениям, позволяет без ошибок составить уравнение химических реакций и сформулировать представление о всеобщем равновесии материи.

Понятие эквивалента.

4Закон эквивалентов.

Классы неорганическихвеществ

Эквивалент— это количество вещества (элемента), соединяющееся с 1 молем атомов водорода (H) или замещающее аналогичное количество атомов водорода в химических реакциях.

Вокислительно-восстановительных реакциях:

Вреакциях нейтрализации эквивалент зависит от того, какая соль получается в результате реакции (средняя или основная).

или

Э(оксида) = Э(элемента) + Э (О2);

Э(оксида) = 9 + 8 = 17;

Э(Н2SO4) = Э (Н2) + Э (SO4) = 1 + 48 = 49;

Э(Ca (OH)2) = Э (Ca) + Э (OH) = 20 + 17 = 37;

Э (Al2(SO4)3) = Э Al + Э (SO4) = 9 + 48 = 57.

Закон эквивалентов— один из законов химии, согласно которому отношения масс вступающих в химическоевзаимодействиевеществравныиликратны иххимическим эквивалентам:

где m1 и m2 — массы веществ, Э— эквиваленты.

Все неорганические вещества делятся на простые

(металлы и неметаллы) и сложные (оксиды, основания, кислоты, соли).

Оксиды— сложные вещества, соединения химических элементов с кислородом, в которых он связан только с более электроположительными атомами. Существуютнесолеобразующие(N2O), солеобразующие, кислотные (SО2), амфотерные (Al2O3) оксиды. Основания — химические соединения, которые содержат гидроксильную группу OH и способны диссоциировать в водном растворе с образованием гидроксильных ионов OH–. Основания бывают растворимые (щелочи: NаОН), нерастворимые, амфотерные (Аl(ОН)3).

Кислоты— это сложные вещества, обычно характеризующиесядиссоциациейвводномрастворесобразованием ионов Н+. Кислоты бываютсильные (Н2SO4), слабые, одноосновные(НСl), многоосновные, кислородосодержащие (Н2SO4), бескислородные (НI).

Соли — электролиты, при их диссоциации образуются катионы (положительно заряженные ионы) металлов или катион аммония NН4, анионы кислотных остатков. Слои бывают средние (К2SO4), кислые (КНSO4), основные (СuОНСl), двойные (КМnO4), комплексные (К4[Fe(CN)6]), растворимые (К2SO4) и нерастворимые (ВаSO4).

Периодическая система

5Д.И. Менделеева

В1869 г. Д.И. Менделеев открыл периодический закон. Менделеевым была создана и классификация химических элементов в форме периодической системы.

До Менделеева пытались классифицировать и систематизировать химические элементы, но эти попытки не увенчались успехом. Менделеев доказал: между элементами существует закономерная связь. Он расположил элементы по возрастанию, взяв за основуатомныйвес, исделалвывод: элементы, которые имеют сходные химические свойства, встречаются через равные интервалы. Эта закономерность

ибыла выражена в периодическом законе: свойства

простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

При анализе периодической системы Менделеева было обнаружено, что свойства химических элемен-

тов по мере возрастания атомного веса не изменяются бесконечно, а имеютпериодический характер.

Таблица Менделеева состоит из периодов и групп. Период— строка периодической системы химических элементов, последовательность атомов по возрастанию заряда ядра и заполнению электронами внешней электронной оболочки. В таблице Менделеева 3 малых и 4 больших периода (имеющие 18

иболее элементов). Седьмой период не завершен. Номер периода, к которому относится химический элемент, определяется числом его электронныхоболочек (энергетических уровней).

Группы — последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. В таблице Менделеева 8 групп.

Наибольшая валентность каждой группы по кислороду соответствует номеру группы (за некоторыми исключениями). Элементы первой группы образуют оксиды с общей формулой R2O, второй — RO, третьей — R2O3 и т.д. Группы делятся на подгруппы: главную и побочную.

Значение периодической системы Менделеева:

она — первая классификация химических элементов, которая показала, что химические элементы взаимосвязаны друг с другом. Она также помогла и в дальнейших исследованиях.

Многие элементы были неизвестны, когда Менделеев составлял свою таблицу на основе открытого им периодического закона. Например, три элемента 4-го периода: предположительно элементы назывались экабор (его свойства должны напоминать бор), экаалюминий, экасилициум. Французский химик

П.Э. Лекок де Буабодран открыл галлий (Ga), кото-

рый обладал всеми свойствами экаалюминия, шведский химик Л.Ф. Нильсон открыл в 1879 г. скандий (Sc), немецкий химик-технолог К.А. Винклер в 1881 г. открыл элементгерманий (Ge), который имел свойства экасилиция. Открытие этих элементов и есть доказательство существования периодического закона.

Периодическая система Менделеева имела большое значение и при установлении валентности и атомных масс некоторых элементов, исправив некоторые из них. На основе периодического закона в настоящее время созданытрансурановые элементы.

А.М. Бутлеров (1828–1886) разработал теорию химического строения, которая имеет следующие положения:

1)атомы в молекулах соединены друг с другом

вопределенной последовательности. Если эта последовательность изменяется, то образуется новое вещество с другими свойствами;

2)соединение атомов происходит соответственно их валентностям;

3)свойства веществ зависят от их химического строения.

Вывод: свойства вещества определяются химическим строением, то есть внутренней структурой.

По данной теории строение молекул можно представить в виде структурных формул, в которых указана последовательность соединения атомов.

Черточка — это единица валентности. Глядя на эту схемуможно понятьразличия веществ по свойствам. Но структурные формулы не отражают взаимного расположения атомов в пространстве. Значит, вещество можно изобразитьс помощью структурной формулы, но только если вещество имеет молекулярное строение. Но не все вещества имеют молекулярное строение.

Существует несколько видов строения веществ:

молекулярное (молекулы вещества состоят из нескольких атомов одного элемента), атомное (веще-

ство состоитиз не связанныхмеждусобой никакими связями одиночных атомов (например, газы: гелий, аргон и др.)), ионное.

Изомерия, открытая в 1823 г. Ю. Либихом, объясняется теорией химического строения.

Изомеры— соединения, которые обладают одинаковым качественным и количественным составом, но разными физическими и химическими свойствами. Например, серебряная соль гремучей кислоты Ag – О – N = C и изоцианат серебра Ag – N = C = O имеют один и тот же состав, но совершенно разные свойства.

Бутлеров доказал существование позиционной и скелетной изомерии. В 1863 г. он впервые получил самый простой третичный спирт— третичный бути-

ловый спирт (триметилкарбинол), расшифровал его строение, доказал наличие у него изомеров.

В 1864 г. Бутлеров предсказал существование двух бутанов и трех пентанов, чуть позже — изобутилена

(ненасыщенного углеводорода, (CH3)2C = CH2, бесцветного газа).

Теория химического строения — это предпосыл-

ка развития теории химической связи. В 1916 г. Г.Н. Льюис (1875–1946, американский физикохимик, один из создателей теории ковалентной связи) предположил, что химическая связь возникает при образовании электронной пары, принадлежащей двум атомам. Из этого предположения была разра-

ботана теория ковалентной связи.

В. Коссель (1888–1956) предположил, что один атом отдает ион, а другой его принимает при взаимодействии друг с другом. При этом один атом становится положительно заряженным, а другой — отрицательно заряженным.

Из этих идей и сформировалась современная тео-

рия ионной связи.

s-, p-, d-элементы:

7общая характеристика

Впериодической системе Менделеева элементы делятся на s-, p-, d-элементы. Деление элементов зависит от количества уровней электронной оболочки атома элемента и оттого, каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами. s-элементы: элементы IA-группы — щелочные металлы (литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb,

цезий Cs, франций Fr). Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1. Устойчивая степень окисления +1.

У элементов данной группы — сходные свойства из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в этой группе связь валентного электрона с ядром слабеет, энергия ионизации уменьшается. Поэтому атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон. Отсюда можно сделать вывод, данные щелочные элементы— сильные восстановители, причем их восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.

p-элементы: 30 элементов IIIA-VIIIA-групп; данные элементы находятся во втором итретьем малых периодах, а также в четвертом – шестом больших периодах.

У элементов IIIА-группы — один электрон на p-орбитали. В IVА–VIIIА-группах отмечается запол-

нение p-подуровня до 6 электронов.

Общая электронная формула p-элементов ns2np6. При увеличении заряда ядра в периодах атомные и ионныерадиусыp-элементовуменьшаются, электроотрицательность увеличивается, энергия ионизации возрастает, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются.

Радиусы атомов в группах увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. В группе с увеличением порядкового номера усиливаются и металлические свойства p-элемента.

d-элементы: из 109 элементов периодической системы 37 относятся к d-элементам; из них последние 7 радиоактивны и входят в незавершенный седьмой период.

ВIIIБ-группеуатомовпоявляетсяпервыйэлектрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуро- веньзаполняетсядо 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n – 1)dansb, где a =

=1 – 10, b = 1 – 2.

Свойства d-элементов с увеличением порядкового

номера изменяются мало. У данных элементов медленно происходит возрастание атомного радиуса; у них переменная валентность (это связано с незавершенностью предвнешнего d-электронного подуровня).

Внизших степенях окисления d-элементы проявляют металлические свойства, при увеличении порядкового номера в группах Б они уменьшаются.

Врастворах d-элементы с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства, при низших степенях окисления — наоборот. Элементы с промежуточной степенью окисления обнаруживают амфотерные свойства.