общая и неорганическая химия

УДК 541

Рассмотрен и рекомендован к изданию на заседании кафедры химии.

Протокол № 7 от 27 декабря 2001 г.

Рассмотрен и рекомендован к изданию на секции выпускающих кафедр. Протокол № 5 от 27 февраля 2002 г.

© Могилёвский государственный университет продовольствия

3

СОДЕРЖАНИЕ

Лекция 1 Периодическая система химических элементов.

Строение атомов и молекул.……………….………………………6

1.1Введение ……………..……………………………………………...6

1.2Постулаты теории Бора …………..………………………………...6

1.3Квантовомеханическое описание состояния электрона в атоме…7

1.3.1Элементарные представления о квантовой механике…………..7

1.3.2Главное квантовое число………………………………………….8

1.3.3Орбитальное квантовое число………….………..….…….……....8

1.3.4Магнитное квантовое число………………………………………8

1.3.5Атомные орбитали ……….…….………….………………….…10

1.3.6Спиновое квантовое число ..…………………………………….11

1.3.7Принцип Паули …………….……………….…………………... 11

1.4Периодическая система химических элементов …..…………….11

1.4.1Элементы первого периода (H, He)……………………………..11

1.4.2Элементы второго периода (Li – Ne)……………….…………..12

1.4.3Элементы III периода (Na – Ar)..…...….………………………..14

1.4.4Элементы IV периода (K – Kr).……….…….……..……..…...…16

1.4.5Элементы V, VI и VII периодов.…………...………...………….19

1.4.6Прогнозирование свойств элементов по положению в периодической таблице………………………19

1.5Химическая связь и строение молекул………………….………..23

1.5.1Механизмы образования ковалентной связи……………..……23

1.5.2Направленность ковалентной связи……….……………………24

1.5.3Гибридизация атомных орбиталей..……………………………26

1.5.4Металлическая связь……………………….……………………29

Лекция 2 Комплексные соединения………………………………………..30

2.1Введение.………………………….…..……………….………….30

2.2Основные положения координационной теории.………………30

2.3Природа химической связи в комплексных соединениях……………..………………………33

2.4Классификация комплексов…...……………………….………...33 2.4.1 Классификация по электрическому заряду

внутренней сферы……………………………………………….33

2.4.2 Классификация по типу лигандов..………………………..…...34

2.5Номенклатура комплексных соединений………..….………..…34

2.6Диссоциация комплексных соединений в растворах……...…...35

2.7Образование и разрушение комплексов………………………...36

2.8Геометрия комплексных ионов…………………………..……...39

2.9Изомерия комплексных соединений….……...……….…………39

4

Лекция 3 Галогены..…………………………………………………………41

3.1Введение…………………………………………………………...41

3.2Физические свойства галогенов…………..….….……………….41

3.3Химические свойства галогенов……..……..…………………….42

3.4Получение галогенов……..……………………………………….43

3.5Водородные соединения галогенов………………………………43

3.6Получение галогеноводородов……….…………………………..44

3.7Кислородсодержащие соединения галогенов ………………..…45

3.8Применение галогенов.……………………………………………47

Лекция 4 P-элементы VI группы ………………….………………………..47

4.1Введение …………………………………………………………..47

4.2Кислород.………………..…………....……………………………48

4.3Сера.…………………………….....……………….………………49 4.3.1 Свойства серы – простого вещества……………………………49

4.3.2 Сероводород, сульфиды, полисульфиды…………………..…..50 4.3.3 Диоксид серы. Сернистая кислота…….………………………..51 4.3.4 Триоксид серы. Серная кислота………..………………………52

4.3.5 Олеум. Дисерная кислота……………………………………….53

4.3.6 Мононадсерная и пероксодисерная кислоты………….………53

4.3.7 Тиосерная кислота и тиосульфаты………………………..……54

4.4Селен. Теллур……………..………………………………………55

4.5Сравнение свойств водородных соединений

p-элементов VI группы ..…………..……………….……………55

Лекция 5 P-элементы V группы.………………………….…..….…………56

5.1Введение…………….….…………….………….….….….………56

5.2Азот ……………………………………………………………..…57

5.2.1Свойства азота – простого вещества ….…….…………………57

5.2.2Аммиак и соли аммония. Гидразин. Гидроксиламин…………57

5.2.3Оксиды азота……………………………………………………..60

5.2.4Азотистая кислота и её соли…………………………………….62

5.2.5Азотная кислота и её соли………………………………………62

5.2.6«Царская водка» ………………………………………………....63

5.3Фосфор………………………………………………………….….64

5.3.1Свойства фосфора – простого вещества…..……………….…...64

5.3.2Фосфорный ангидрид.

Фосфорная и пирофосфорная кислоты………………………....65

5.3.3Фосфористый ангидрид.

Фосфористая и фосфорноватистая кислоты…….……………..66

5.3.4Соединение фосфора с водородом……………………………...67

5.3.5Галогениды фосфора…………………………………………….67

5

5.4Мышьяк…………………………………...………………………..68

5.5Сурьма…………………………………………………….……....69

5.6Висмут………………………………………………………..…...70

Лекция 6 P-элементы IV группы.…….……………..…….……………......70

6.1Введение.…..…………………….………………………….……..70

6.2Углерод и его соединения....……………………………………..71 6.2.1 Свойства углерода – простого вещества…….…...……..…..…71 6.2.2 Оксид углерода (IV). Угольная кислота и её соли .……..……72 6.2.3 Оксид углерода (II) ..….……………….……………………..…72 6.2.4 Карбиды………………………………………………………….73

6.2.5 Соединения углерода с азотом ..……………………………….74

6.3Кремний …………………………………..………………………74

6.4Германий. Олово. Свинец………………………………………...75

Лекция 7 P-элементы III группы…….……………..………………………77

7.1Введение…………………………………………………………..77

7.2Бор…………………………………………………………………77

7.3Алюминий ………………………………………………………..79

7.4Индий. Галлий. Таллий….………………….………….….……..79

Лекция 8 S-металлы I и II групп ……………………………………..…….80

Лекция 9 Обзор химических свойств соединений d-элементов..…….….83

9.1Введение.…...…..………………………………….…..…….……83

9.2D-металлы I группы .…………….….…..….…….….….…..……83

9.3D-металлы II группы………..……...…..………..…………….…86

9.4Хром………………………………………………………..……...87

9.5Марганец…..…………………………………………….….….…89

9.6Элементы триады железа ……………….……………………….91

9.6.1 Железо ……………………………..…………………….………91

9.6.2 Кобальт.…….………….….…….……..….…….…..……….…..93 9.6.3 Никель .…..……….…….………………..….…….….……….…94

Литература …….….….……...……..…………………..….…….…..…….…95

6

Л Е К Ц И Я 1 ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

СТРОЕНИЕ АТОМОВ И МОЛЕКУЛ

1.1 Введение

В 1911 году Эрнест Резерфорд предложил ядерную модель атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся во- круг ядра отрицательно заряженных электронов. Носителем положительного за- ряда ядра является протон. В состав ядер атомов также входят нейтроны – эле- ментарные частицы, не имеющие электрического заряда. Число электронов равно

заряду ядра, так что атом в целом электронейтрален. Размеры атома равны при- близительно 10–8 см, размеры ядра – около 10–13 – 10–12 см. Несмотря на то, что

ядро по размеру в десятки тысяч раз меньше всего атома, преобладающая часть массы атома сосредоточена именно в ядре.

Согласно законам электродинамики, вращающийся вокруг ядра электрон должен был бы непрерывно излучать энергию и, в конце концов, упасть на ядро, чего в действительности не происходит. Эти противоречия модели атома по Ре- зерфорду устранил датский физик Нильс Бор (1913 г).

Ещё до Резерфорда, в 1900 году, немецкий физик Макс Планк выдвинул ги- потезу о том, что энергия волнового движения квантуется, т.е. свет излучается и поглощается не непрерывно, а дискретно, т.е. определёнными порциями – кван- тами. Энергия каждого кванта связана с частотой излучения ν следующей форму- лой: E = h×ν, где h – постоянная Планка (6,637×10–34 Дж×с).

Основываясь на положении квантовой теории о дискретной природе излу- чения, Нильс Бор сделал вывод о том, что энергия электронов в атоме не может быть произвольной; она изменяется скачками, т.е. дискретно. Поэтому электрон в атоме может принимать не любые значения энергии, а строго определённые. Ина- че говоря, энергия электрона в атоме квантована. Таким образом, в атоме возмож- ны не любые энергетические состояния электронов, а лишь определённые, так на- зываемые разрешённые состояния. Переход электрона из одного разрешённого

состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения.

1.2 Постулаты теории Бора

1.Электрон в атоме может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по строго определённым орбитам, которые называются стационарными.

2.Двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает энергии.

3.Излучение света происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты (с более высокой энергией) на другую (с более низ- кой энергией). При обратном переходе происходит поглощение энергии.

7

Несмотря на то, что применение теории Бора для расчёта спектров про- стейшего атома – атома водорода – дало блестящие результаты, теория Бора была внутренне противоречивой, и её не удалось успешно применить к более сложным атомам. Дальнейшее развитие теории строения атома связано с развитием кванто- вой механики.

1.3 Квантовомеханическое описание состояния электрона в атоме

1.3.1 Элементарные представления о квантовой механике Как известно, свет проявляет свойства как потока частиц, так и электромаг-

нитной волны, т.е. фотоны обладают корпускулярно-волновой двойственностью.

Создание квантовой механики произошло на пути обобщения представлений о корпускулярно-волновой двойственности фотона на все объекты микромира и, прежде всего, на электроны. Электрон – это не только частица, он ещё обладает и волновыми свойствами.

В связи с тем, что частицы микро- мира, в том числе и электрон, отличны по

своим свойствам от макроскопических тел, то для описания микрочастиц нужны совсем другие представления, отличные от представлений о законах макромира. Если для описания состояния частицы в макро- мире необходимо знать координаты час- тицы и её скорость (или импульс), то в микромире нельзя одновременно опреде-

лить и координаты микрочастицы и её импульс (принцип неопределённости Гей- зенберга). Для характеристики состояния

электрона используется волновая функция y. Смысл волновой функции заключается в том, что вероятность обнаружения элек-

трона в некотором объёме пространства

DV выражается произведением y2×DV. Таким образом, квадрат волновой функции y2 выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Электрон можно представить себе в виде облака, распреде- лённого по всему объёму атома. Чем больше y2 в данной точке пространства, тем больше плотность электронного облака (на рисунке 1.1 это показано большей плотностью точек), и тем более вероятно нахождение электрона именно в данной точке пространства.

Применение законов квантовой механики к описанию состояния электрона в атоме показывает, что состояние электрона можно описать с помощью четырёх квантовых чисел: главного, орбитального, магнитного и спинового.

8

1.3.2 Главное квантовое число Энергия электрона в атоме – величина квантованная; главное квантовое

число (n) характеризует возможные значения энергии электрона в атоме. Главное квантовое число может принимать любые положительные целочисленные значе- ния: n = 1, 2, 3, 4, ... и т.д. Наименьшей энергией электрон обладает при n = 1. Бо- лее высокие значения n соответствуют более высоким значениям энергии элек- трона.

Главное квантовое число определяет также и размеры электронного облака. Чем больше энергия электрона, тем более удалён он от ядра. Поэтому большему

значению главного квантового числа соответствует больший размер электронного облака. Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного кван- тового числа n, образуют электронные облака приблизительно одинаковых разме- ров. Это позволяет говорить о существовании в атоме электронных слоёв (или электронных оболочек). Вместо понятия «электронный слой» часто употребляют понятие «энергетический уровень». Если несколько электронов характеризуются одним и тем же значением главного квантового числа, то в этом случае говорят, что электроны находятся на одном и том же энергетическом уровне. Если n = 1, то электроны находятся на первом энергетическом уровне (самом близком к ядру); если n = 2, то электроны находятся на втором энергетическом уровне (более уда- лённом от ядра) и т.д.

1.3.3 Орбитальное квантовое число Не только энергия электрона в атоме (и связанный с ней размер электронно-

го облака) принимает определённые значения; произвольной не может быть также и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом l (прежде его часто называли побочным квантовым числом).

Орбитальное квантовое число l принимает целочисленные значения от 0 до (n-1). Например, если главное квантовое число n = 3, то орбитальное квантовое число l может принимать следующие значения: l = 0; 1; 2. Часто численные значе- ния l заменяют буквенными обозначениями. Если l = 0, то говорят об s- электронных облаках, при l = 1 – о p-электронных облаках, при l = 2 – о d- электронных облаках (см. таблицу 1.1).

1.3.4 Магнитное квантовое число Ориентация электронного облака в пространстве также не может быть про-

извольной: она определяется значением магнитного квантового числа (ml), кото- рое может принимать любые целочисленные значения в интервале от -l до +l:

10

1.3.5 Атомные орбитали

Состояние электрона в атоме, характеризующееся тремя квантовыми числами n, l, ml , называется атомной орбиталью. Часто орбиталь также опре-

деляют как область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение элек- трона.

Совокупность орбиталей с одним и тем же значением главного квантового числа n образует энергетический уровень. Орбитали некоторого энергетического уровня, характеризующиеся одним и тем же значением орбитального квантового числа l, образуют энергетический подуровень.

Очевидно, что число орбиталей на подуровне равно числу значений магнит- ного квантового числа ml, которые оно может принимать при данном l. Так, на любом энергетическом уровне может находиться только одна s-орбиталь; она и образует s-подуровень. Если некоторый энергетический уровень образован также орбиталями другого типа, то p-орбиталей всегда будет три; они образуют p- подуровень. d-подуровень образован пятью d-орбиталями, а семь f-орбиталей об- разуют f-подуровень.

Графическое изображение орбитали:

Например, показанные ниже орбитали все вместе образуют третий энергетический уровень, так как все они характеризуются одним и тем же значением главного квантового числа n = 3. Третий энергетический уровень делится на три подуровня, несколько различающихся по энергии: s-орбитали имеют более низкую энергию, чем p-орбитали, а p-орбитали, более низкую энергию, чем d-орбитали. Каждый подуровень образован орбиталями с одинаковым значением орбитального кванто- вого числа l.