1.5. Химические реакции

Взаимодействие химических соединений записывается с помощью химических уравнений, отражающих материальный баланс всех реагирующих веществ. Это достигается с помощью стехиометрических коэффициентов перед формулами соединений:

где A, B, C, D – реагирующие вещества; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты.

Можно выделить четыре основных типа химических реакций:

Соединения:

Замещения:

Разложения:

Обмена:

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления всех или некоторых реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Из написанных выше реакций к таковым относятся:

Способы получения солей

1. Взаимодействие простых веществ

2. Взаимодействие оксидов

3. Взаимодействие кислот и оснований (нейтрализация)

4. Взаимодействие соли и кислоты

5. Взаимодействие соли и щелочи

6. Взаимодействие двух солей (обменная реакция)

7. Взаимодействие оксида с кислотой

8. Замещение водорода

9. Замещение металла

10. Термолиз кислых солей

11. Взаимодействие двух солей (присоединение)

12. Взаимодействие двух солей (комплексообразование)

Способы получения оксидов

1. Окисление простых и сложных веществ

S + O₂ = SO₂;   2Mg + O₂ = 2MgO,

2. 2CuS +3O₂ = 2CuO + 2SO₂.

3. Разложение гидроксидов

4. Разложение карбонатов и других солей

5. Взаимодействие металла с другим оксидом

Способы получения кислот

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой

2. Вытеснение летучих кислот

3. Взаимодействие соли и кислоты с образованием нерастворимой соли

4. Взаимодействие водорода с элементом с образованием бескислородной кислоты

5. Комплексные кислоты

6. 

Способы получения оснований

1. Взаимодействие металла с водой

2. Взаимодействие оксида с водой

3. Разложение соли водой (гидролиз)

4. Взаимодействие соли и щелочи

Глава 2. Электронное строение атомов

2.1. Корпускулярно-волновые свойства частиц

В 20-х годах XX столетия было установлено, что любая частица имеет корпускулярно-волновую природу. Согласно теории Л. де Бройля (1924 г.), каждой частице с импульсом соответствует волновой процесс с длиной волны λ, т.е. λ = h / p. Чем меньше масса частицы, тем больше длина волны. Для элементарных частиц В. Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности, согласно которому невозможно одновременно определить положение частицы в пространстве и ее импульс. Следовательно, нельзя рассчитать траекторию движения электрона в поле ядра, можно лишь оценить вероятность его нахождения в атоме с помощью волновой функции ψ, которая заменяет классическое понятие траектории. Волновая функция ψ характеризует амплитуду волны в зависимости от координат электрона, а ее квадрат ψ² определяет пространственное распределение электрона в атоме. В наиболее простом варианте волновая функция зависит от трех пространственных координат и дает возможность определить вероятность нахождения электрона в атомном пространстве или его орбиталь. Таким образом, атомная орбиталь (АО) – область атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая. Волновые функции получаются при решении основополагающего соотношения волновой механики – уравнения Шредингера. (Точное решение получается для атома водорода или водородоподобных ионов, для многоэлектронных систем используются различные приближения). Поверхность, ограничивающая 90–95 % вероятности нахождения электрона или электронной плотности, называют граничной. Атомная орбиталь и плотность электронного облака имеют одинаковую граничную поверхность (форму) и одинаковую пространственную ориентацию. Атомные орбитали электрона, их энергия и направление в пространстве зависят от четырех параметров – квантовых чисел.