Контрольні питання

1. На які класи діляться неорганічні сполуки?

2. Які сполуки називаються окислами, основами, кислотами, солями з точки зору електролітичної дисоціації?

3. Що таке амфоліти?

4. Класифікація (які бувають) окислів, основ, кислот і солей.

5. Назви окислів, основ, кислот і солей.

6. Напишіть структурні формули сполук: CO₂, Al₂O₃, H₂SO₄, H₃PO₄, CaOHCl, Na₂HPO₄.

7. При допомозі яких реакцій можна здійснити переходи.

Cu → CuO → Cu(OH)₂ → CuCl₂

Mg → MgO → Mg(OH)₂ → MgSO₄

CaCO₃ → CaO → CaSO₄

ЗАДАЧІ

1. Назвіть слідуючи сполуки: K₂O₂, MnO₂, BaO₂, MnO, CrO₃, V₂O₅.

2. Чи можливо здійснити у розчинах слідуючи реакції:

CuSO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + CuCl₂

FeS + K₂SO₄ → FeSO₄ + K₂S

AgCl + KNO₃ → AgNO₃ + KCl

3. Складіть рівняння реакцій отримання хлориду магнію: а) дією кислоти на метал; б) дією кислоти на основу; в) дією солі на сіль.

4. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна отримати в лабораторії слідуючи речовини: а) хлороводень; б) сульфід свинцю; в) сульфат барію; г) орто-фосфат срібла; д) гідроксид заліза (ІІІ); е) нітрат міді (ІІ).

5. Які з указаних гідроксидів можуть утворити основні солі: а) Cu(OH)₂; б) Ca(OH)₂; в) LiOH; г) Al(OH)₃; д) KOH.

РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА

1. Класи неорганічних сполук. Методичні вказівки кафедри.

2. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.1983.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. 1986.

Лабораторна робота №2.

БУДОВА АТОМА.

Мета роботи – вивчити квантову теорію будови атомів і виходячи з їх будови вміти пояснювати фізичну і хімічну сутність періодичних властивостей елементів і їх сполук.

ВИМОГИ ДО ЗНАНЬ ТА УМІНЬ

Студент повинен знати: основні відомості про будову атомів.

Елементарні часточки (протон, нейтрон, електрон). Ізотопи, ізобари. Сучасне поняття про хімічний елемент. Будова електронних оболонок атомів. Енергетичний стан електронів в атомах. Квантові числа. Орбіталі та їх типи. Порядок заповнення енергетичних рівнів і підрівнів, їх електронну ємність. Принцип Паулі. Формули будови електронних оболонок атомів, їх графічне вираження. Правило Хунда та В.М.Клечковського. Знати структуру періодичної системи Д.І.Менделєєва, як графічне відображення періодичного закону, в чому полягає суть менделеївської та сучасного тлумачення періодичного закону. Наукове та філософське значення періодичного закону і системи.

Студент повинен вміти: написати електронну формулу s, p, d, f- елементів і їх графічне вираження, використовуючи принцип Паулі, правило Клечковського і Хунда, виходячи з електронної формули елемента в періодичній системі, визначити положення елемента (період, група, підгрупа, родина, валентність).

Теоретична частина

І. Будова атома.

До кінця ХІХ ст., в хімії панувало уявлення, що атом це найменша частинка простої речовини, що він неподільний. Відкриття катодних променів та явище радіоактивності показало, що атом має складну будову.

Після дослідів з α частинками Е.Резерфорд запропонував одну з перших моделей будови атома – планетарну. Будучи недостатньо науковою вона не могла відповісти на питання що до стабільності атома та природи лінійних спектрів газів.

Створення квантової теорії М.Планка дало змогу Н.Бору сформулювати основні положення своєї теорії у вигляді постулатів. Але й ця теорія була досить недосконалою, так як не могла з’ясувати місце знаходження електрона при переході з одного квантового рівня на інший, та її застосування було обмежено лише атомом водню.

20 р.р. ХХ ст. дали новий поштовх для розвитку теорії будови атомів. Завдяки роботам де-Бройля, Е.Шредінгера, В.Гейзенберга та ін. Було розроблено основи хвильової теорії про двоїсту корпускулярно-хвильову природу світла; де-Бройлем було виведено основне рівняння хвильової механіки: . З цього рівняння випливає, що частинці з масою m, яка рухається з швидкістю V, відповідає хвиля довжиною λ. Це рівняння можна використовувати для характеристики руху не лише фотону, але й інших матеріальних частинок : електрона, протона, нейтрона та ін.. Отже електрон є одночасно частинкою і хвилею. У 1925р. В.Гейзенберг запропонував принцип невизначеності, згідно з яким не можна одночасно становити місце перебування електрона у просторі, його швидкість, імпульс. Все це дало змогу сформулювати сучасну модель будови атома.

Сучасна модель:

1. Основується на корпускулярно-хвильовій природі електрона.

2. Розглядає ймовірність знаходження електрона у просторі навколо ядра.

3. Електронна густина нерівномірно розподілена навколо ядра.

4. Атомна орбіталь – простір навколо ядра, де вірогідність знаходження електрона 90%.

5. Атомне ядро

нейтрони протони

n⁰₁ р⁺₁

Ar = Z + N , де Z – кількість протонів,

N – кількість нейтронів.

Ядро заряджене позитивно, а електрони заряджені негативно. Атом в цілому електронейтральний із-за взаємної компенсації зарядів.

Ізотопи – атоми з однаковим зарядом ядра, але різною масою.

⁴⁰₁₈Ar і ³⁹ ₁₈ Ar ; ¹₁H , ²₁D, ³₁ Т.

Ізобари – атоми з однаковою масою, але різними зарядами.

⁴⁰₁₈ Ar і ⁴⁰₁₉К.

1. Стан електронів в атомі характеризується набором певних характерис-тик - квантових чисел.

Їх усього чотири : n, l, m, s. Щоб з’ясувати суть квантових чисел треба зрозуміти, що всі ці числа характеризують електрони на різних енергетичних рівнях в атомі.

Рівні

N = 1 2 3 4

+

ядро

підрівні s s p s p d s p d f

L = 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

орбіталі

m_l = ↑↓

 



















































m_S

кожний рівень складається з підрівнів, а кожен підрівень з орбіталей, на яких і знаходяться електрони.

n – головне квантове число; характеризує:

1. енергію електрона в атомі або на рівні;

2. розмір електронної хмари.

Приймає значення від 1 до ∞.

Енергетичні рівні з різним значенням (n) прийнято позначати великими латинськими літерами.

n = 1 2 3 4 5 6 7

рівні К L M N O P Q

якщо n = 3, це означає, що електрон знаходиться на 3 рівні. По значенню (n) можна визначити максимальну кількість електронів на рівні:

N = 2 n²

l – орбітальне квантове число; характеризує:

1. енергію електрона на підрівні.

2. форму електронної орбіталі.

Приймає значення від 0 до (n - 1), кожному значенню l відповідає певний підрівень.

l = 0 1 2 3

підрівень s р d f

якщо l = 3, це означає, що електрон знаходиться на f- підрівні. Кількість підрівнів дорівнює номеру рівня – s, р і т.д. (див. схему).кількість електронів на підрівні розраховується за формулою: N = 2(2l + 1) звідси N _е (s) = 2; N _е (р) = 6; N _е (d) = 10; N _е (f) = 14.

m_l – магнітне квантове число; характеризує орієнтацію орбіталів у просторі. Воно визначає кількість орбіталей в одному й тому електронному рівні і розраховується по формулі (2l + 1).

m = 0 -1,0,1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

Кількість 1-s 3-р 5-d 7-f

орбіталей

m_S - спін характеризує оберт електрона навколо власної осі. Приймає значення +½ і -½ . 

Заповнення енергетичних рівнів у незбудженних атомах відбувається згідно з принципом найменшої енергії: найбільш стійким станом електронів в атомі відповідає мінімальна із можливих його енергій. Тому спочатку заповнюються рівні з найменшою енергією. Зміст енергії електрона визначається правилом В.М.Клечковського:

• заповнення електронних шарів йде у напрямку збільшення сум головного і орбітального квантових чисел (n + l).

Звідси зрозуміло, чому зразу заповнюється 4s підрівень, а потім 3d тобто:

Для 4s (n + l = 4), а для 3d (n + l = 5), якщо сума однакова , то спочатку йде заповнення підрівня з найменшим значенням (n).

При заповненні електронних рівнів крім правила Клечковського використовують принцип Паулі і правило Хунда.

Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковим значенням всіх чотирьох квантових чисел.

Це означає, що на одній орбіталі може бути не більш 2-х електронів для яких значення n, m, l однакові, а спіни антипаралельні

↑↓

Правило Хунда: при заповненні енергетичних підрівнів електрони роз- ташовуються так, щоб їх сумарний спін був максимальний.

↑↓

↑↓

↑↓

↑↑ ↓↓ ↑↑

Не правильно

↑ ↓ ↑ правильно

ПРАВИЛО НАПИСАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ *.

1. В періодичній системі знаходимо порядковий номер елементу, його величина показує заряд ядра і загальну кількість електронів в атомі.

2. По періодичній системі знаходимо номер періоду даного елементу, його числове значення показує кількість енергетичних рівнів в даному атомі.

3. По періодичній системі знаходимо номер групи даного елементу, його числове значення показує: кількість електронів на останньому енергетичному рівні (якщо це s- чи р-елемент), якщо це d елемент, то їх, як правило, 2, а у де-яких 1 (Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, Pt, Cu).

4. Використовуючи формулу N_e = 2 n² записуємо максимальне число електронів на кожному рівні, крім передостанньому. Кількість електронів на передостанньому визначаємо як різницю між порядковим номером атому елементу і кількістю електронів в атомі, крім передостаннього рівня.

5. Записуємо електронну формулу користуючись правилом Клечковського, Хунда, Паулі.

Наприклад : записати електронну формулу Se.

1. Se ₃₄ Z = +34; ∑ N_е = 34.

2. Se 4 період

3. VІ гр. р елемент , на останньому шарі 6 ē

4. N _ē = 2 n² для 1-го N _ē =2 6

для 2-го N _ē = 8

х = 34 – 16 =18 2 8 х 6

2 8 18 6

5. 1s² 2s² 2р⁶ 3 s² 3р⁶ 4 s² 3d¹⁰ 4р⁴

*це правило не придатне для написання електронної формули f-елементів