Общая, неорганическая и аналитическая химия. Конспект лекций

Рябов, М. А.

Р98 Общая, неорганическая и аналитическая химия : конспект лекций / М. А. Рябов, Р. В. Линко. – Москва :

РУДН, 2018. – 93 с.

Издание включает основные разделы курсов общей, неорганической и аналитической химии.

Предназначено для студентов I курса Аграрно-технологического института и экологического факультета.

Подготовлено на кафедре общей химии РУДН.

Часть I. ОБЩАЯ ХИМИЯ

1.1. Основные понятия химии

Химия - наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.

Атомно-молекулярное учение. Вещества состоят из химиче-

ских частиц (молекул, атомов, ионов), которые имеют сложное строение и состоят из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).

Атом - нейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов. Атом - наименьшая частица элемента, сохраняющая его химические свойства.

Молекула - устойчивая группа атомов, связанных химическими связями. Молекула - наименьшая частица вещества, сохраняющая его химические свойства. Молекула – электронейтральна.

Химический элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают ZA X, где X - символ элемента, Z - поряд-

ковый номер элемента, А - массовое число. Порядковый номер Z равен заряду ядра атома, числу протонов в ядре атома и числу электронов в атоме. Массовое число А равно сумме чисел протонов и нейтронов в атоме. Число нейтронов равно разности А - Z. Напри-

мер, в атоме 1735 Cl имеется 17 протонов, 17 электронов и 18 нейтро-

нов, а в атоме 3717 Cl имеется 17 протонов, 17 электронов и 20 нейтро-

нов.

Изотопы - атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа. Изотопы имеют одинаковые числа протонов и электронов и

разные числа нейтронов. Например, атомы 1735 Cl и 3717 Cl.

Относительная атомная масса (Аr) - отношение средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1/12 массы атома изотопа углерода 12С. Атомная масса - среднее значение массовых чисел изотопов. Например, природный хлор состоит

3

на 75% из 35Cl и на 25% из 37Cl. Поэтому Аr(Cl) = 0,75 35 + 0,25 37 = 35,5.

Относительная молекулярная масса (Мr) - отношение сред-

ней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С. Относительная молекулярная масса молекулы может быть вычислена как сумма относительных масс атомов, составляющих эту молекулу.

Мr(H2O) = 2Ar(H) + Ar(O) = 18.

Атомная единица массы (а.е.м) – это 1/12 часть массы атома изотопа углерода 12С. 1 а.е.м = 1,66 10-24 г

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С. Моль - это количество веще-

ства, содержащее 6,02 1023 структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

n = N/NA, где n - количество вещества (моль), N - число частиц, а NА - постоянная Авогадро. Количество вещества может обозначаться также и символом .

Постоянная Авогадро NА = 6,02 1023 частиц/моль.

Молярная масса (М, г/моль) - отношение массы вещества m (г) к количеству вещества n (моль). Молярная масса численно равна массе одного моля вещества.

М = m/n, откуда имеем: m = M n и n = m/M.

Молярный объем газа (VМ, л/моль) - это отношение объема газа V (л) к количеству вещества этого газа n (моль). Молярный объем газа численно равен объему одного моля. При нормальных условиях VМ = 22,4 л/моль.

Нормальные условия: температура t = 0 оC или Т = 273 К,

давление p = 1 атм = 760 мм.рт.ст. = 101325 Па = 101,325 кПа

VМ = V/n, откуда имеем: V = VM n и n = V/VM.

В результате получаем общую формулу, которая связывает между собой следующие понятия: количество вещества, массу вещества, объем газа, число структурных единиц, из которых образо-

вано вещество: n = m/M =V/VM = N/NA.

Эквивалент - реальная или условная частица вещества, которая соответствует одному иону водорода в обменных реакциях или

4

одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.

Фактор эквивалентности (fЭ ≤ 1) – безразмерная величина,

которая показывает, какая часть молекулы или иона соответствует одному иону водорода или одному электрону. fЭ = 1/z, где z - число ионов водорода или эквивалентных ему каким-либо другим способом частиц в обменных реакциях, число переданных электронов в окислительно-восстановительных реакциях, произведение заряда катиона/аниона на их число в молекулах сложных веществ. fЭ(Н2) =

1/2, fЭ(Н2O) = 1/2, fЭ(Fe(OH)3) = 1/3, fЭ(Н2SO4) = 1/2, fЭ(Al2O3) = 1/6.

Молярная масса эквивалентов (МЭ, г/моль) - отношение массы вещества к количеству вещества эквивалентов этого веще-

ства: МЭ = m/n(экв) или МЭ = fЭ М.

Закон эквивалентов – массы реагирующих веществ 1 и 2 пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

m1/m2 = MЭ1/МЭ2, или m1/MЭ1 = m2/МЭ2, или nэ1 = nэ2, или

V1/VЭ1 = V2/VЭ2, где m1 и m2 - массы двух веществ, МЭ1 и МЭ2 – молярные массы эквивалентов, nэ1 и nэ2 - количества вещества эквива-

лентов, VЭ1 и VЭ2 – молярные объемы эквивалентов этих веществ.

Отметим, что MЭ(Н2) = 1 г/моль, MЭ(О2) = 8 г/моль,

VЭ(Н2) = 11,2 л/моль (н.у.), а VЭ(О2) = 5,6 л/моль.

Закон эквивалентов для растворов может быть записан в сле-

дующем виде: сЭ1 V1 = сЭ2 V2 или сЭ1 V1 = m2/МЭ2, где, сЭ1, сЭ2 и V1, V2 - молярные концентрации эквивалентов и объёмы растворов этих

двух веществ.

Объединенный газовый закон: pV = nRT, где имеем:

р - давление (Па, кПа), V - объем (м3, л), n - количество вещества газа (моль), Т - температура (К), T(K) = t(oC) + 273, R - константа, R = 8,314 Дж/(К моль), при этом Дж = Па м3 = кПа л.

1.2. Строение атома

Планетарная модель атома Резерфорда: атом состоит из не-

большого массивного и положительно заряженного ядра и электронов, которые вращаются вокруг ядра как планеты вокруг Солнца.

Корпускулярно-волновой дуализм материи состоит в том,

что корпускулярные и волновые свойства не исключают другдруга.

5

Каждый объект может иметь и волновые, и корпускулярные свойства. Луи де Бройль предложил формулу, связывающую волновые и корпускулярные свойства объектов: = h/(mV), где h – постоянная Планка, а - длина волны, которая соответствует каждому телу с массой m и скоростью V. Хотя волновые свойства существуют для всех объектов, но наблюдаться они могут лишь для микрообъектов, имеющих массы порядка массы атома и электрона.

Принцип неопределенности Гейзенберга: Δ(mVx) x > h/2

или Vx Δx>h/(2 m), где m - масса частицы, x - ее координата, Vx - скорость в направлении x, а - неопределенность, погрешность определения. Принцип неопределенности означает, что нельзя одновременно сколь угодно точно указать положение (координату x) и скорость (Vx) частицы. Произведение неопределенностей координаты и скорости частицы всегда больше, чем h/2 m. При этом для объектов с большими массами m>>h/2 координата и скорость определяются достаточно точно, а для микрообъектов с массами того же порядка, что h/2 , координата и скорость не могут быть определены сколь угодно точно одновременно, и для них нельзя указать траекторию их движения.

Частицы с маленькими массами (атомы, ядра, электроны, молекулы)неявляютсячастицамивпониманииэтогомеханикойНьютона и не могут изучаться классической физикой. Они изучаются квантовой физикой. Согласно постулатам квантовой физики все свойства атомов (электронов) описываются волновой функцией, которую можно найти, решив волновое уравнение. Квадрат модуля волновой функции имеет смысл плотности вероятности нахождениячастицвданнойточкепространства.Волновая функциязависит от параметров - квантовых чисел - n, l, ml и ms.

Главное квантовое число - n - принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, соответствующие электронным уровням (слоям) K, L, M, N, O, P и Q.

Уровень - пространство, где расположены электроны с одинаковым числом n. Электроны разных уровней пространственно и

6

энергетически отделены друг от друга, поскольку число n определяет энергию электронов Е (чем больше n, тем больше Е) и расстояние R между электронами и ядром (чем больше n, тем больше R).

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число - l.

Число l - принимает значения в зависимости от числа n: l = 0, 1,...(n- 1). Например, если n = 2, то l = 0, 1; если n = 3, то l = 0, 1, 2. Число l характеризует подуровень (подслой).

Подуровень - пространство, где расположены электроны с определенными n и l. Число подуровней равно номеру уровня: первый уровень содержит один подуровень, второй - два и т.д. Подуровни данного уровня обозначаются в зависимости от числа l: s - если l = 0, p - если l = 1, d - если l = 2, f - если l = 3. Подуровни данногоатомаобозначаютсявзависимостиотчиселn иl,например, 2s (n=2, l=0), 3d (n=3, l=2), 5f (n=5, l=3) и т.д. Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше E): Es <Ep <Ed<... и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни: s- орбиталь имеет форму шара, p-орбиталь имеет форму гантели и т.д.

По законам квантовой физики мы можем указать не траекторию движения электрона, а место его наиболее вероятного нахождения. Поверхности, определяющие форму орбиталей, ограничивают пространство, в котором вероятность нахождения электрона составляет около 90 - 95%.

Магнитное квантовое число - ml - характеризует ориентацию орбитального магнитного момента, равного l, в пространстве относительно внешнего магнитного поля и принимает значения: -l,...-1, 0, 1,...l, т.е. всего (2l + 1) значение. Например, если l = 2, то

ml = -2, -1, 0, 1, 2.

Орбиталь (часть подуровня) - это пространство, где расположены электроны (не более двух) с определенными n, l, ml. Подуровень содержит 2l + 1 орбиталь. Например, d-подуровень содержит пять d-орбиталей. Орбитали одного подуровня, имеющие разные числа ml, имеют одинаковую энергию.

Магнитное спиновое число - ms - характеризует ориентацию собственного магнитного момента электрона s, равного 1/2, относительно внешнего магнитного поля и принимает два значению: +1/2

и -1/2.

7

Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.

Правило Паули. В одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться, по меньшей мере, одним квантовым числом.

Орбиталь содержит электроны с определенными n, l, ml и электроны на ней могут отличаться только квантовым числом ms, имеющим два значения +1/2 и -1/2. Поэтому на орбитали могут располагаться не более двух электронов.

На подуровне электроны имеют определенные n и l и различаются числами ml и ms. Поскольку ml может принимать 2l + 1 значение, а ms - 2 значения, то на подуровне может содержаться не более 2(2l+1) электронов. Отсюда максимальные числа электронов на s-, p-, d-, f-подуровнях равны соответственно 2, 6, 10, 14 электронов.

Аналогично на уровне содержится не более 2n2 электронов и максимальное число электронов на четырех первых уровнях не должно превышать 2, 8, 18 и 32 электронов соответственно.

Правило наименьшей энергии. Последовательное заполне-

ние уровней, подуровней и орбиталей должно происходить так, чтобы обеспечить минимальную энергию атома. Каждый электрон занимает свободную орбиталь с наименьшей энергией.

Правило Клечковского. Заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n + l), а в случае одинаковой суммы (n + l) - в порядке возрастания числа n.

Графическая форма правила Клечковского.

Cогласно правилу Клечковского заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f и т.д. Таким образом, электронная формула атома брома записывается следующим образом: Br(35ē) 1s22s22p63s23p63d104s24p5. Подобная формула правильно передает свойства атома брома - участие валентных 4s и 4p электронов и неучастие внутренних 3d электронов в образовании химических связей.

Электронные конфигурации ряда атомов отличаются от пред-

сказанных по правилу Клечковского. Так для Cr и Cu мы имеем: Cr(24ē) 1s22s22p63s23p63d54s1

Cu(29ē) 1s22s22p63s23p63d104s1

Правило Гунда. Заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону.

Например, для конфигурации р2 заполнение px1py1 с суммарным спином s = 1/2 + 1/2 = 1 предпочтительнее (т.е. ему соответствует меньшая энергия), чем заполнение px2 с суммарным спином s = 1/2 - 1/2 = 0.

Примеры электронных формул некоторых атомов и ионов. V(23ē) 1s22s22p63s23p63d34s2

V3+(20ē) 1s22s22p63s23p63d24s0

9

Fe(26ē) 1s22s22p63s23p63d64s2

Fe3+(23ē) 1s22s22p63s23p63d54s0

As(33ē) 1s22s22p63s23p63d104s24p3

As3-(36ē) 1s22s22p63s23p63d104s24p6

Задание. Напишите электронные формулы атома Fe и иона Fe3+ с помощью символов. Укажите квантовые числа (n и l), соответствующие электронам внешнего подуровня.

Решение: формула Fe `1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 формула Fe3+ `1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s0

Квантовые числа для 3d-электрона: n =3, l = 2.

Периодический закон (Д.И.Менделеев,1869 г.): свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Химические свойства элементов зависят от строения внешних уровней их атомов. С увеличением зарядов ядер (и числа электронов) строение внешних уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и химические свойства атомов.

Порядковый номер элемента в периодической таблице равен числу протонов и числу электронов в атоме. Номер периода равен числу электронных уровней в атомах элементов этого периода. Номер группы равен числу электронов на внешних уровнях атомов элементов данной группы, равен максимальной степени окисления элементов данной группы.

Элементы можно разделить на четыре типа: s-, p-, d-, f-эле- менты, в зависимости от заполнения в них s-, p-, d-, f- подуровней соответственно.

Эффективные атомные радиусы R уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах.

Металлические свойства (способность отдавать электроны) уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах.

Неметаллические свойства (способность принимать электроны) увеличиваются в периодах и уменьшаются в группах.

Энергия ионизации – это энергия необходимая для отрыва электрона от атома. Энергия ионизации уменьшается в группах и увеличивается в периодах:

10