Список рекомендованої літератури Основна література

1. Степаненко О.М., Рейтер Л.Т., Ледовських В.М., Іванов С.В. Загальна та неорганічна хімія: В 2ч.- К.: Педагогічна преса,- 2000. –Ч.1.- 520 с.

2. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія.- К.; Ірпінь: ВТФ “Перун”,- 1998.- 480 с.

3. Глинка Н.Л. Общая химия.- Л.: Химия,- 1988.- 702 с.

4. Телегус В.С., Бодак О.І., Заречнюк О.С., Кінжибало В.В. Основи загальної хімії.- Львів: Світ,- 2000.- 424 с.

5. Коровин Н.В. Общая химия.- М.: Высш. шк.,- 1998.- 539 с.

6. Курс химии. Ч.2, Специальная для стр. институтов и факультетов./ под ред. Киреева В.А.- М.: Высш. шк.,- 1975.- 236 с.

7. Сухорукова Л.С., Григор’єва В.І., Коновалов О.М., Курова Т.І., Мальцева Н.І. та інш. Основи загальної хімії.- Харків, - 2002.- 153 с.

Додаткова література

1. Общая химия / Под ред. Соколовской Е.М. и Гузея Л.С.- М.: Изд-во МГУ,- 1989.- 640 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия.- М.: Высш. шк.,- 2002.- 743 с.

3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия,- 1986.- 279 с.

4. Каличак Я.М. Кінжибало В.В., Котур Б.Я. та інш. «Хімія», задачі, вправи, тести.- Львів: Світ,- 2001.- 176 с.

5. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: Высш. шк.,- 1984.- 224 с.

Додаток абудова речовини а1.Будова атома

Уявлення про будову матерії та її властивості базуються на поняттях атом-но-молекулярного вчення, згідно з яким, усі речовини складаються з атомів.

Атоми — реально існуючі матеріальні об'єкти, що характеризуються певни-ми масою, розмірами, складом, зарядом ядра, будовою електронної оболонки та іншими властивостями.

Маси атомів мають дуже малі значення (в межах 10^-27 — 10^-25 кг). В хімії частіше їх виражають в атомних одиницях маси (1 а.о.м. = 1, 661·10^-27 кг). Раді-уси атомів становлять близько 10^-10 м.

Атом складається з позитивно зарядженого ядра і негативно заряджених електронів, що утворюють електронну оболонку, розміри якої обумовлюють розміри атома. В ядрі вміщується основна маса атома (приблизно 10^-26 — 10^-25 кг), хоча радіус його становить 10^-15 — 10^-14 м, тобто в 10⁵ разів менший за радіус атома.

Ядро складається з нуклонів — протонів і нейтронів.

Протон (р) — це елементарна часточка з масою 1,672·10^-27 кг (1,00730 а.о.м.) і позитивним зарядом, який дорівнює 1,602·10^-19 Кл або +1 у відносних одиницях.

Нейтрон (n) — це електронейтральна елементарна часточка з масою

1, 674·10 ^-27 кг (1, 0087 а.о.м.).

Електрон (е) — це елементарна часточка з масою 9, 109·10^-31 кг (у 1836 ра-зи менша за масу протону). Заряд електрона дорівнює 1, 602·10^-19 Кл. Саме заряд електрона був прийнятий за одиницю елементарного електричного заряду. У цих одиницях заряд електрона (-1).

Оскільки атом електронейтральний, то число електронів в атомі дорівнює числу протонів у його ядрі.

Ядра атомів будь-якого хімічного елемента завжди містять однакове число протонів Z, яке визначається порядковим номером елемента в періодичній системі елементів Д.І.Менделєєва, число нейтронів може бути різним.

Загальне число протонів Z і нейтронів N, які містяться в ядрі атома, називають ядерним масовим числом А, або просто масовим числом:

А = Z + N.

Сукупність атомів одного виду, які мають однаковий заряд, але різне число нейтронів, а тому різні атомні маси, називають ізотопами. Вони позначаються символом хімічного елемента з двома індексами ліворуч: верхній показує масо-ве число, нижній — значення заряду ядра. Наприклад, у водню є три ізотопи: протій ¹₁Н, дейтерій ²₁Н або D, тритій ³₁Н або Т. Наявність декількох ізотопів у елементів є причиною дробових значень їхніх атомних мас.

Атоми, що містять різне число протонів Z і нейтронів N, але мають однакове масове число А, називають ізобарами (⁴⁰₁₈ Ar, ⁴⁰₁₉ К, ⁴⁰₂₀ Са).

Будова електронних оболонок атомів. Усі електрони атома утворюють його електронну оболонку. Вони розташовуються навколо ядра шарами і мають різні енергії як при переході від шару до шару (різні енергетичні рівні), так і в межах одного шару (різні енергетичні підрівні).

В основі сучасної теорії будови атома лежить уявлення про двоїсту корпускулярно-хвильову природу електрона — властивості часточки (маса) та хвилі (інтерференція, дифракція, фотоелектричний ефект, тощо). Для електронів справедливе рівняння де Бройля, яке пов'язує масу (m) рухомої частки з відповідною довжиною хвилі (

,

де - стала Планка; v – швидкість руху частки.

Електрон в атомі можна уявити як хмару з певною густиною негативного електричного заряду в певному об'ємі простору навколо ядра. Об'єм простору навколо ядра, в якому знаходження електрона найбільш ймовірне, називається орбіталлю (рис.1).

Z

Х

У

Рис.1. Електронна хмара атома Гідрогену.

Орбіталі можуть відрізнятися своїми розмірами, формою та орієнтацією у просторі.

Квантові числа. Для описання стану електрона в атомі користуються квантовими числами: n, , m_l, m_s, які одержані при рішенні хвильового рівняння Шредінгера.

Головне квантове число n характеризує віддаленість електронної хмари від ядра і набуває цілочисельних значень 1, 2, 3, 4…Чим більше n, тим більша енергія електрона. Тому головне квантове число визначає енергію електрона і показує енергетичний рівень, на якому знаходиться електрон. Енергетичні рівні позначаються також великими літерами:

Значення n 1 2 3 4 5

Позначення K L M N Q

Орбітальне або побічне квантове число характеризує форму електронної хмари. Воно може набувати значень від 0 до (n -1). Значення= 0 відповідає електронній хмарі зі сферичною симетрією;= 1 — гантелеподібна форма електронної хмари;= 2 — дві перекриті гантелі.

Різна форма електронних хмар обумовлює зміну енергії електрона в межах одного енергетичного рівня, тобто розщеплення рівня на енергетичні підрівні. Енергетичні підрівні позначаються буквами:

Значення 0 1 2 3 4 5

Позначення s p d f g h

Форма і просторова орієнтація деяких електронних хмар наведена на рис.2.

Рис.2. Форми і просторові орієнтації електронних хмар 1s-,2р- і 3d-електронів.

Магнітне квантове число m_l визначає просторову орієнтацію електронних хмар і набуває значень від (- ) до (+), всього 2+1 значень. Число значень магнітного квантового числа вказує на число орбіталей даної форми:

s-орбіталь — одна, тому що при = 0 m = 0;

p-орбіталь — три, тому що при = 1 m = -1, 0, +1;

d-орбіталь — п'ять, тому що при = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2;

f-орбіталь — сім, тому що при = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

Загальне число орбіталей на даному енергетичному рівні визначається його головним квантовим числом n і дорівнює n². Так, на I енергетичному рівні n = 1, загальне число орбіталей — одна ( = 0, s-орбіталь); на II енергетичному рівні n = 2, загальне число орбіталей — чотири (= 0, s-орбіталь і= 1, три р-орбіталі) і т.ін.

Атомна електронна орбіталь — це стан електрона в атомі, що харак-теризується певними значеннями квантових чисел n, і m, тобто певними розмірами, формою та орієнтацією в просторі електронної хмари.

Спінове квантове число m_s обумовлене обертанням електрона навколо своєї осі. Спінове квантове число набуває два значення: + і -.

У багатоелектронних атомах орбіталі заповнюються електронами в міру зростання їхньої енергії, доки не розмістяться всі електрони. Електронні оболонки формуються з обов'язковим дотриманням таких правил:

1) принципу найменшої енергії;

2) принципу Паулі;

3) правил Гунда і Клечковського.

Принцип найменшої енергії: електрони насамперед займають орбіталі з найнижчими рівнями енергії.

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел. Тобто на одній орбіталі знаходиться не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни (m_s = ±). За цим принципом можна розрахувати максимальне число електронів на різних енергетичних рівнях і підрівнях.

Оскільки на даному рівні n може бути n підрівнів, а для кожного підрівня існує 2+1 орбіталей, можна підрахувати, що максимальна електронна ємність підрівня — 2(2+1) електронів. Максимальне число електронів N_е на енергетичному рівні — 2n².

Правило Гунда: стійкому стану атома відповідає такий розподіл електронів у межах енергетичного підрівня, при якому абсолютне значення сумарного спіна атома є максимальним. Тобто під час заповнення підрівня електрони посідають різні орбіталі (доти, доки це можливо) та спіни поодиноких електронів, що знаходяться на різних орбіталях, паралельні.

Правило Клечковського: зі збільшенням заряду ядра атома послідовне заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного й орбітального квантових чисел (n + ) до орбіталей з більшим значенням цієї суми. За однакових значень суми (n + l) заповнення орбіталей відбувається послідовно в напрямку зростання головного квантового числа.

Якщо розрахувати суми (n +) для n = 1…7 і записати значення сум у по-рядку їх зростання, то можна одержати послідовність заповнення енергетичних рівней і підрівней:

1s2s®2p3s3p4s3d4р5s4d5p6s4f5d6p7s®5f6d...

За приведеними правилами можна для будь-якого атома скласти елект-ронну формулу, тобто записати розподіл електронів по орбіталях на енер-гетичних рівнях і підрівнях. Так, наприклад, електронна формула атома Гідрогену ₁Н має вигляд 1s¹, атома Карбону (₆С) — 1s²2s²2p², атома калію (₁₉К) — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁰4s¹, атома титану (₂₂Ті )— 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s².

Як видно з формул, велика цифра вказує на номер енергетичного рівня, літери s, p, d, f — енергетичний підрівень, маленька цифра над літерою праворуч — число електронів на цьому підрівні.

Для наочного зображення розподілу електронів в атомі використовують електронографічні формули. При цьому атомну орбіталь зображують у вигляді клітинки (енергетичної комірки) , електрон на орбіталі позначають стрілкою в енергетичній комірці . Якщо ж на одній орбіталі перебувають два

електрони, то вони зображуються так: . Рівні розташовують один над одним відповідно до зміни енергії. Наприклад:

H

C

1

2

6

s

s

р

1

1

s