Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Конспект химия.docx
Скачиваний:
141
Добавлен:
09.02.2016
Размер:
1.71 Mб
Скачать

Міністерство освіти і науки, молоді та спорту україни

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

Стислий конспект лекцій

з предмету «Хімія»

для студентів І курсу всіх спеціальностей

Одеса – 2012

  1. РОЗРОБЛЕНО:

Циклова комісія хімічних дисциплін Одеського технічного коледжу Одеської національної академії харчових технологій.

2. ВИКОНАВЕЦЬ:

викладач хімії, Дьякова Т.В.

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ

ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ

ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ

ЗАТВЕРДЖУЮ

Заст. директора з НР

___________В.І.Уманська

“____“___________2012 р.

Стислий конспект лекцій

з предмету «Хімія»

для студентів І курсу всіх спеціальностей

Автор: Дьякова Т.В.

РОЗГЛЯНУТО ТА СХВАЛЕНО

Предметною комісією хімічних дисциплін

Протокол №_________________________

Від “___“_____________________2012 р.

Голова комісії _____________ Швець Л.І.

Одеса – 2012

Лекція № 1

Тема: Періодичний закон i періодична система Д.I. Менделєєва. Будова атома. Типи хімічного зв’язку.

Мета: Уяснити значення періодичного закону Д.І. Менделєєва. Засвоїти будову періодичної системи елементів. Навчитися складами електронні та графічні схеми будови атомів елементів та визначати типи хімічного зв'язку.

План.

1. Періодичний закон Д.I. Менделєєва, його значення.

2. Будова періодичної системи елементів.

3. Основні положення квантової механіки.

4. Квантові числа, принцип Паулі.

5. Складання електронних та графічних схем будови атомів елементів.

6. Типи хімічного зв'язку.

Література.

1. Хомченко I.Г., Загальна хімія., К.: Вища школа, 1993. С. 23 — 38.

2. Петров М.М., Михилев Л.А., Кукушкін Ю.Н., Неорганічна хімія — 4-е вид., перероб. - Л. Хімія, 1989 г. с. 40 — 86.

До середини XIX ст. було відкрито 63 хімічні елементи, вивчено їхні властивості i сполуки. Робилось багато спроб систематизувати відомі елементи, побудувати їx класифікацію.

Заслуга у створенні повної систематики хімічних елементів на основі їх найважливішої характеристики — відносної атомної маси — належить великому російському хіміку Д. I. Менделєєву. Він не лише створив найзручнішу класифікацію елементів, але й побачив закономірність у зміні їхніх властивостей, що дозволило йому відкрити у 1869 р. Періодичний закон — один із загальних законів природи.

Д.І. Менделєєв так сформулював Періодичний закон: "Властивості простих тіл також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг елементів". Розглянемо зміну властивостей елементів залежно від їх атомної маси Ar. Розмістимо елементи, починаючи з літію Li, у порядку зростання Ar. Li Ве В С N О F Ne

У цьому ряду літій — лужний метал. Далі поступово послаблюються металічні i посилюються неметалічні властивості елементів. Перед останнім у ряду стоять типовий неметал — фтор, що наложить до галогенів, останнім — неон (благородний газ). Якщо продовжити такий запис: Na Mg АІ Si Р CI Ar, то побачимо, що після неону відбувається якісний стрибок — перехід до лужного металу натрію, а далі властивості поступово змінюються, подобні до закономірностей, розглянутих до попереднього ряду. Передостанній елемент у другому ряду — галоген (CI). Останній — благородний газ (Ar).

Отже, елементи, розміщенні в порядку збільшення їхніх атомних мас, утворюють ряди, в яких хімічні властивості елементів періодично повторюються. Графічним зображенням періодичного закону є Періодична система елементів. Кожний хімічний елемент займає в таблиці чітко визначене положення (клітину). Bci елементи пронумеровані в порядку їхньої послідовності. Цi номери називаються порядковими, або атомними номерами елементів.

У клітинці записується хімічний символ елемента, його назва й основні характеристики (порядковий номер, відносна атомна маса, характеристика електронної будови атомів елементів). По горизонталі в таблиці елементи утворюють сім періодів (1-7). Періоди 1,2,3 складаються з одного ряду елементів i називаються малими, решта періодів — великі. Період 7 поки що незавершений. Елементи 2-го і 3-го періодів названі Д.І. Менделєєвим типовими: по них найбільш наочно можна простежити зміну властивостей елементів та їхніх сполук.

У 6-му періоді в одній клітині повинні знаходитись 15 елементів, які подібні за багатьма властивостями i називаються лантаноїдами. Аналогічно у 7-му періоді одна клітина повинна охоплювати елементи родини актиноїдів. По вертикали в таблиці розміщено вісім груп (І-VІІ). Кожна з цих груп складається з двох підгруп — головної i побічної. Головні підгрупи називають також групами А, побічні — групами Б. Підгрупи об'єднують найподібніші за властивостями елементи. Періодичний закон i періодична система Д.І. Менделєєва значною мірою вплинули на розвиток хімії, завдяки їх хімія перетворилась у єдину, цілісну науку. Цей закон став стимулом для пошуку нових елементів.

На основі закону Д.І. Менделєєва були заповнені вci клітини періодичної системи від першого елемента до 92-го (урану), потом відкриті наступні елементи (трансуранові). І сьогодні закон використовуються для передбачення і синтезу нових елементів. Періодичний закон відіграє велику роль у розвитку всіх природних наук. Він научно демонструє основні закони філософії. Тому можна сказати, що закон Д.I. Менделєєва має загальнонаукове значення й є фундаментальним законом природи.

Слово "атом" походить від грецького "atomoa" — неподільний. Уявлення про атом як про неподільну частинку були поширенні навіть на початку ХХ ст., хоча вже багато вчених припустили, що атоми мають складну будову, а їх неподільність зумовлена лише недостатнім рівнем розвитку дослідницької техніки.

У кінці XIX — на початку XX ст. були поставлені експерименти, які довели складність будови атомів. Велику роль у цьому відіграло відкриття французьким фізиком Беккерелем явища радіоактивності — самодільного розпаду атомів деяких елементів. Частинки, що утворюються під час радіоактивного розпаду, були детально вивчені французькими фізиками П.Кюре i М.Склодовською-Кюрі. Відразу ж після виявлення явища радіоактивності англійським фізиком Томсоном був відкритий електрон — елементарна частинка, що негативно заряджена і має дуже незначну масу. Ці відкриття i дослідження привели до принципів нових уявлень про будову атомів.

Основою для створення сучасної моделі атома стала квантова механіка. Розглянемо основні положення квантової механіки:

1. Енергія випромінюються і поглинається тільки окремими порціями квантами. Отже, енергія мікрочастинок змінюється стрибкоподібно.

2. Електрони та інші мікрочастинки мають двоїсту природу: з одного боку, вони виявляють властивості частинок (наприклад, мають масу i заряд), з іншого боку, під час руху вони мають властивості електромагнітної хвилі.

3. Квантова механіка заперечує наявність певних орбіт у мікрочастинок. Для електронів, що рухаються, неможливо визначити точно місце знаходження.

Вони перебувають у простopi поблизу атомного ядра. Можна лише визначити ймовірність перебування електрона у різних частинах простору.

Простір поблизу ядра, в якому досить велика ймовірність перебування електрона (=90%), називається орбіталлю. Цей простір обмежується поверхнею, тобто є об’ємною геометричною фігурою. Квантові числа. Стан електрона в атомах можна описати за допомогою чотирьох квантових чисел.

Електрони в атомах мають неоднакову енергію і відповідно до своєї енергії розміщуються на різних відстанях від ядра, утворюючи енергетичні рівні, або електронні шари. Енергетичний рівень визначається головним квантовим числом n, яке може мати цілі значення: 1, 2, 3, ... Найменше значення n (n = 1) відповідає енергетичному рiвню з найнижчою енергією, із збільшенням n енергія рівня зростає.

Енергетичні piвні позначаються арабськими цифрами відповідно до значення n (електроні шари позначаються великими буквами): n = 1, рівень 1 (або шар К); n = 2, рівень 2 (або шар L); n = 3 (або шар М) тощо.

Якщо атом перебуває в основному (не збудженому) стану, то число електронних шарів дорівнює номеру періоду, в якому перебуває даний елемент в періодичній системі Д.I. Менделєєва.

Орбіталі в атомах мають певну форму, яка характеризується значенням орбітального квантового числа 1. Значення 1 залежить від головного квантового числа: 1 набуває цілих значень від О до n — 1. Якщо n = 1, то 1 = 0; при n = 2 і набуває двох значень: 0 i 1.

Формам орбіталей присвоєно позначення за допомогою літер: s, р, d, f. Значення 1 = О відповідає s-орбіталі сферичної форми. Якщо 1=1, то це р-орбіталі, що мають форму гантелі. Значенням 1 — 2 i 1 — 3 відповідає d- i f-орбіталі, що мають складну форму.

Отже, електрони, що відповідають першому енергетичному рівню, перебувають тільки на s-орбіталях, електрони другого рівня — на s і р-орбіталях, електрони третього рівня — на s-, р- і d-орбіталях тощо.

В межах одного шару електрони з однаковими значеннями і утворюють підрівні (або підшари). Так, s-орбіталі відповідає s-підрівень, р-орбіталям — р--підрівень, d-орбіталям — d-підрівень, f-орбіталям — f-підрівень.

Магнітне квантове число m визначає розміщення op6iталі в просторі. Його значення залежить від 1: m може набувати цілих значень від — 1 до +1, включаючи 0. Якщо 1 — 0, то m = 0, отже, s -op6італі мають тільки одне положення в пpoсторі.

Для 1=1 існують три значення магнітного квантового числа: -1, 0 1 +1. Їм відповідають три взаємно перпендикулярні p-орбіталі. Oci симетрії р-орбіталей розміщенні вздовж осей координат х, у і z ( px, py і pz opбіталі). Отже, в межах одного енергетичного рівня може бути одна s- i три р-op6iталі. d-орбіталіям (1=2) відповідають п'ять значень m (-2, -1, 0,+1,+2), а f-орбіталям — ciм значень (-3, -2, -і, 0, +1, +2, +3), тому в межах енергетичного рівня може бути п'ять d i ciм f-орбіталей.

Крім квантових чисел n, l, m, що описують рух електрона поблизу ядра атома, існує спінове квантове число s, яке характеризує два можливі напрямки обертання електронів навколо власної oci. Спінове квантове число набуває двох значень: +1/2 i — 1/2. Орбіталь з двома електронами, що мають різні значення s (антипаралельні спіни), зображують так:

[↑↓ ]

Принцип Паулі. Стан електронів у багатоелектронних атомах визначається принципом Паулі: в атомі не може бути двох електронів, вci чотири квантові числа яких були б однаковими. Звідси виходить, що на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів.

Принцип Паулі визначає число електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. Число електронів на енергетичному рівні N дорівнює:

N=2n2

де n-головне квантове число.

Звідси випливає, що на першому енергетичному pівні може перебувати 2 електрони, на другому — 8 (2 на s- і 6 р-підрівнях), на третьому — і8 (2 на s- i 6 р- i 10 на d- підрівнях) I т.д.

Електронні формула атомів. Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку.

Будова електронної оболонки зображується електронною формулою, яка показує розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях. У цих формулах енергетичні рівні позначаються цифрами 1, 2, 3, 4, ..., підрівні — буквами s, р, d, f. Число електронів на підрівні позначається цифрою, яка записується справа вгорі від букви, що показує підрівень

Запишемо електронні формули деяких елементів другого періоду:

3Li 1s2 2s1

4Ве 1s2 2s2

5В 1s2 2s2 2p1

За положенням елемента в Періодичній системs Д. І. Менделєєва можна визначити його електронну формулу (або закінчення цієї формули). Для цього необхідно знати такі закономірності.

1. Число енергетичних рівнів в атомі, на яких розміщенні електрони, дорівнює номеру періоду.

2. В елементів головних підгруп число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи періодичної системи.

В елементів головних підгруп електрони останнього енергетичного рівня є валентними, тобто вони беруть участь у хімічній взаємодії.

3. В елементів побічних підгруп III-VII груп, а також у трьох елементів побічної групи VIII групи (Fе, Ru, Os) загальне число електронів на s-підрівні останнього енергетичного рівня атома i d-підрівні передостаннього рівня дорівнює номеру групи. В елементів побічних підгруп валентними можуть бути S-електрони останнього енергетичного рівня і d — електрони передостаннього рівня.

4. В елементів побічних підгруп І та ІІ груп d-підрівень передостаннього енергетичного рівня завершений (d10 ), а на останньому енергетичному рівні число електронів дорівнює номеру групи. Закінчення електронної формули ртуті записується так:……. 5d10 6s2 .

Електронні формули часто зображують графічно, використовуючи описані вище графічні позначення орбіталей та електронів. Графічні електронні формули показують розподіл електронів не тільки по рівням і підрівням, але й по орбіталям.

Запишемо, наприклад, електронну формулу атома хлору:

17СІ 1s2 2s2 Sp6 Зs2Зp5 3d [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ]

2p [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ] [↑↓ ]

1s [↑↓ ]

Якщо атом віддає або приєднує електрони, він перетворюється на іон. Можна зобразити електронну формулу іона. Наприклад, заліза: електронні формули атома Fe та його іон Fе+3 можна записати так:

26Fe ... 3d6 4s2; Fе+3 ...3d5 .

Насамперед атом віддає електрони з найвищого енергетичного рівня i підрівня. Атом сірки перетворюється на іон S-2

16S … 3s23p4; S-2 …3s23p6

Електронна конфігурація ioнa сірки S-2 аналогічна електронній конфігурації атома аргону.

Ядро атома має набагато менші розміри, ніж сам атом (у 10000 — 100000 разів) Однак у ядрі зосереджена майже вся маса атома.

У 1932 р. радянським вченим Д. Д. Іваненком i С. М. Габоном була; запропонована протонно-нейтронна теорія будови ядра. Згідно з цією теорію ядро атома складається з протонів і нейтронів. Протони, нейтрони, так само як і електрони, належать до елементарних частинок.

Протон р — це частинка з відносною масою 1,007276 (=1) і відносним зарядом +1. Нейтрон n — електронейтральна частинка, його відносна маса дорівнює 1,008665 (=1).

Число електронів у ядрі Z визначає позитивний заряд ядра. Цей заряд у відносних одиницях дорівнює порядковому номеру елемента в Періодичній систем Д.І. Менделєєва. Відносна маса ядра складається із маси протонів, яка також дорівнює Z, i маси нейтронів, яка у відносних одиницях дорівнює числу нейтронів Оскільки практично вся маса атома зосереджена в ядрі, можна вважати, що

Аr=Z+N,

Тобто відносна атомна маса дорівнює сумі мас протонів і нейтронів.

Ізотопи. Різновиди атомів з однаковими зарядами ядра (тобто атоми одного й того самого елемента) з різними масами називаються ізотопами.

Ізотопи відрізняються один від одного числом нейтронів у ядрі. Хімічні елементи трапляються у природі в основному не у вигляді окремих атомів, а у вигляді складних або простих речовин. Лише благородні гази — гелій, неон, аргон, криптон, ксенон — перебувають у природі в атомному стані, це пояснюється стійкістю електронних оболонок атомів благородних газів. В усіх інших простих і складних речовинах атоми сполучені хімічними звязками. Існує кілька типів хімічного зв'язку, найважливіші з них — ковалентний, іонний та металічний.

Найпростіший приклад ковалентного зв'язку — утворення молекул водню Н2. Зовнішній (перший) енергетичний рівень незавершений: до завершення не вистачає одного електрона. При зближенні двох атомів водню відбувається взаємодія електронів з антипаралельними спінами з формуванням спільної (поділеної) електронної пapи:

S S

Н[↑]+[↑] Н → Н [ ] H (Н2)

Схему утворення ковалентного зв'язку можна також подати, позначивши неспарений електрон зовнішнього енергетичного рівня атома однією крапкою, а спільну електронну пару — двома крапками:

Н•+• Н — Н:Н

Спільну електрону пару, або ковалентний зв'язок, часто позначають рискою, наприклад Н — Н.

Існують молекули, в яких між двома атомами виникають дві або три спільні електронні пари. Такі ковалентні зв'язки називаються подвійними і потрійними, а загальна їх назва — кратні зв'язки. Наприклад, в утворенні хімічного зв'язку в молекулі азоту N2 беруть участь по три електрони кожного атому нітрогену:

7N 1s22s23

2р [↑↓ ][↑][↑][↑]

1s [↑↓ ]

У цьому випадку утворюються три спільні електронні пари:

: N:: N: або N = N,

Отже, ковалентним називається зв'язок, що здійснюється однією або кількома спільними електронними парами.

Якщо спільна електронна пара симетрична відносно атомів, то ковалентний зв'язок називається неполярним. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії атомів з однаковою електронегативністю (звичайно при взаємодії атомів одного виду). У розглянутих вище прикладах — молекулах Н2, F2, N2 — існує неполярний зв'язок.

Якщо атоми, які взаємодіють, мають різну електронегативність (атоми різних елементів), то спільна електронна пара зміщена до атома з більшою електронегативністю. У цьому випадку виникає полярний ковалентний зв'язок. Наприклад, полярним є зв'язок у молекулі фтороводню НF. При утворенні молекули відбувається перекривання s-орбіталі атома гідрогену та р-орбіталі атома фтору.

• • • •

Н• + • F: → Н: F:

• • • •

Полярність зв'язку в молекулі можна зобразити стрілкою, направленою в бік атома з більшою електронегативністю (стрілка показує напрямок зміщення електронної пари): Н → F.

Внаслідок зміщення електронної пари у молекулі НF виникає диполь.

Диполь — це система з двох зарядів, що дорівнюють один одному за абсолютною величиною, але протилежні за знаком.

Міцність хімічного зв'язку характеризується енергією зв'язку, тобто енергію, необхідною для розриву зв'язку.

Довжина зв'язку — це відстань між ядрами атомів, що утворюють зв'язок.

Ковалентний зв'язок має направленість. У розглянутих вище прикладах хімічного зв'язку у молекулах Н2, F2, НF за напрямок зв'язку приймається лінія, яка проходить через центри атомів, що взаємодіють.

Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку.

Ковалентний зв'язок може утворитися при перекриванні цілком вільної орбіталі одного атома й орбіталі з неподіленою електронною парою іншого атома:

А[ ] +: Д – А[ ] Д або А — Д

↑ ↑

вільна орбіталь неподільна

акцепторна електронна пара

донора

У цьому випадку також формується спільна електронна пара, тільки внесок кожного з атомів у хімічний зв'язок різний. Атом А, який надає вільну орбіталь називається акцептором; атом Д, що надає електронну пару, є донором. Такий механізм утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним.

Якщо різниця між електронегативностями атомів, що взаємодіють, велика, то відбувається перехід електрона від атома з меншою електронегативністю до атома з більшою електронегативністю. Наприклад, при взаємодії атомів натрію (відносна електронегативність 0,93) з атомами фтору (відносна електронегативність 4,10) відбуваються такі процеси:

Na – e- → Na+

F+ e- → F-

Na+F → Na+ + F-, або Na•+• F: → Na+ + F-

Заряджені частинки, що утворюються, називаються іонами. Хімічний зв'язок, утворений за рахунок електростатичної взаємодії іонів, називається іонним зв'язком. Хімічні сполуки, в яких існує іонний зв'язок, називаються іонними. Всі іонні сполуки у твердому стані є кристалічними речовинами. Залежно від природи хімічного зв'язку в кристалі розрізняють кілька типів кристалічних решіток: іонні, атомні, молекулярні, металеві. Більшість металів у твердому стані належать до кристалічних речовин. Будова електронної оболонки атома натрію подається формулою:

11Na 1s22s22p63s1

3[↑][ ][ ][ ]

s p

Атом натрію на останньому енергетичному рівні містить чотири орбіталі й один валентний електрон, який атом віддає дуже легко. Всі чотири орбіталі й один електрон останнього рівня атом натрію у кристалі металу надають для утворення хімічного зв'язку. Виходить, що в кристалі натрію електронів значно менше, ніж орбіталей. Це дозволяє електронам у металі вільно переміщуватися переходячи однієї орбіталі на іншу. Такі рухливі електрони називаються усуспільненими (такими, що ніби належать усім атомам одночасно) або електронним газом. Тому метал можна подати як структуру, що складається з атомів металу, розміщених у вузлах кристалічної решітки, які утримуються за рахунок усуспільнених електронів.

Отже, металевий зв'язок зумовлений утворенням електронами усіх атомів речовини єдиної рухливої електронної хмари.

Хімічні зв'язки можуть виникати не тільки між атомами, а й між молекулами.

Сильною міжмолекулярною взаємодією є водневий зв'язок, який виникає між молекулами, до складу яких входять атоми водню та елементів з високою електронегативністю (фтор, хлор, кисень, азот).

За рахунок різниці електронегативностей між атомами водню та іншим атомом молекули, утворені цими атомами, є диполями. Наприклад, такою молекулою є НF: δ+Н → δ-F. Диполі двох або кількох полярних молекул взаємодіють один з одним, утворюючи водневі зв'язки (вони зображені точками): δ+Н → δ-F …. Одне з найважливіших понять хімії — це валентність. Під валентністю розуміють здатність атома утворювати певне число хімічних зв язків (як правило, ковалентних) з іншими атомами. Так, якщо атом гідрогену утворює один ковалентний зв'язок, то його валентність дорівнює одиниці, якщо атом карбону утворює чотири ковалентних зв'язки, то його валентність дорівнює чотирьом.

Ступенем окиснення називається умовний заряд атома в молекулі, обчислений з допущенням, що вона складається з іонів. При обчисленні ступенів окиснення виходять з електронегативності речовини: сума ступенів окиснення всіх атомів у сполуці дорівнює нулю.

Ступінь окиснення може бути позитивним і негативним. Він позначається арабською цифрою із знаком "плюс" або "мінус" над символом атома, наприклад К+1, СІ-1. Ступені окиснення атомів у простих речовинах приймаються такими, що дорівнюють нулю, наприклад Н20, Р40. У прикладах з простими речовинами видно невідповідність валентностей і абсолютного значення степеня окиснення. Так, у молекулі Н2 гідроген одновалентний, але його ступінь окиснення дорівнює 0.