Учебники / Конспекты по химии

33

Однако, степень окисления элемента (или приставку) приводят только в том случае, если последний образует несколько оксидов.Например, Мn2О3 — оксид марганца (III), MnO2 — оксид марганца (IV) или диоксид марганца. Сравним: Na2O — оксид натрия, А12O3

— оксид алюминия.Формулы и названия оксидов приведены в табл. 3.

Основания

По международной номенклатуре основания (а также амфотерные основания) называют гидроксидами, указывая степень окисления металла, или число гидроксогрупп. По русской номенклатуре основания называются гидроокисями, причем перед словом «гидроокись» указывается число гидроксильных групп ОН, приходящихся на один атом металла.

Формулы и названия оснований приведены в табл. 4.Как и для оксидов, степень окисления металла (или приставку) указывают толь-

34

ко в случае, если металл имеет несколько степеней окисления: Fe(OH)2 — гидроксид железа (II), дигидроксид железа; Fe(OH)3 — гидроксид железа (III), тригидроксид железа. Сравним: NaOH — гидроксид натрия, А1(ОН)3 — гидроксид алюминия.

Кислоты

Существует общий подход к образованию названий любых кислот. Названия кислородсодержащих кислот происходят от названия кислотообразующего элемента, входящего в кислотный остаток. Если последний образует две кислоты, то кислота, в которой кислотообразующий элемент проявляет высшую степень окисления, имеет окончание – ая, с понижением степени окисления окончание меняется на– истая. Например, H2SO4 — серная, H2SO3 — сернистая, HNO3 — азотная, HNO2 — азотистая и т.д. Если же кислотообразующему элементу отвечают более двух кислот, то в названии каждой последующей кислоты перед упомянутыми ранее окончаниями добавляется суффикс – оват. Например, НС1O4 — хлорная, НС1O3 — хлорноватая, НСlO2 — хлористая, НС1O — хлорноватистая. Названия бескислородных кислот образуются из названий элементов, образующих кислотный остаток, с добавлением слова «водородная». Например, НС1

35

— хлороводородная, H2S — сероводородная и т.д. Формулы и названия некоторых кислот приведены в табл. 5.

Средние соли

По русской номенклатуре названия средних солей кислородсодержащих кислот состоят из названия кислоты с прибавлением слова «кислый» и названия металла с указанием его степени окисления.

Названия средних солей бескислородных кислот составляют из названий неметалла (неметаллов) и металла с указанием его степени окисления. По международной номенклатуре названия средних солей кислородсодержащих кислот состоят из латинского названия кислотообразующего элемента и названия металла с указанием его степени окисления. Причем, если кислотообразующий элемент образует две кислоты, то названия кислотных остатков имеют либо окончание –a т (кислотообразующий элемент имеет высшую степень окисления), либо – ит (кислотообразующий элемент имеет низшую степень окисления). Если кислотообразующий элемент образует более двух кислот, то названия кислотных остатков имеют либо приставку пер– и окончание –a т (кислотообразующий элемент имеет высшую степень окисления), либо приставку гипо– и окончание – ит (кислотообразующий элемент имеет низшую степень окисления), а названия кислотных остатков в промежуточных степенях окисления имеют либо окончание –a т, либо – ит. Названия кислотных остатков бескислородных кислот заканчиваются на – ид. Формулы и названия некоторых средних солей приведены в табл. 5.

Кислые соли

По русской номенклатуре названия кислых солей образуются из названий средних солей с добавлением слова «кислый». Для правильного названия кислых солей необходимо также указать замещенность

36

кислоты, если основность кислоты равна трем и больше. Замещенность определяется количеством атомов водорода кислоты, замещенных атомами металла.

По международной номенклатуре кислые соли называются также, как и средние соли, но при этом добавляют приставку гидро–, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода в кислоте, число которых обозначают греческими числительными (ди, три).Формулы и названия некоторых кислых солей приведены в табл. 6.

Основные соли

По русской номенклатуре названия основных солей образуются из названий средних солей с добавлением слова «основной». Для правильного названия основных солей необходимо также указать замещенность основания, если его кислотность равна трем и больше. Замещенность определяется количеством гидроксогрупп основания, замещенных кислотным остатком.

По международной номенклатуре основные соли называются также, как и средние соли, но при этом к названию металла добавля-

38

ют приставку гидроксо-, указывающую на наличие незамещенных гидроксогрупп в основании, число которых обозначают греческими числительными (ди, три).Формулы и названия некоторых основных солей приведены в табл.7.

Контрольные вопросы

1.Напишите формулы следующих соединений: карбонат кальция, карбид магния, гидроортофосфат железа(II), гидросульфид натрия, нитрит меди (II), нитрид лития, карбонат гидроксомеди (II), бромид бария, хлорат калия.

2.Дайте названия следующим веществам: Mn2O7, NO2, Cr2O3,

Fe(OH)3, NH4OH, Mg2SiO4, Ca3P2, NaAlO2, (AlOH)3(PO4)2, Mg(HSO4)2.

39

Аристотель начал и завершил все науки.

Ибн– Рошид

4. СТРОЕНИЕ АТОМА

Планетарная модель Резерфорда

В 1909г. студенты Резерфорда Гейгер и Мардсен взяли источник α– частиц (рис. 4). На пути α– частиц они поставили листок тонкой фольги из золота и детектор. Было замечено, что поток α – частиц проходит через фольгу, не меняя своего направления. Незначительная доля α– частиц, примерно 1 из 8000, все же рассеивалась на небольшие углы и даже поворачивала обратно. Резерфорд сделал вывод, что основная масса атома золота и его положительный заряд сосредоточены в ничтожной части объема атома – в ядре.

Рис. 4. Схема опыта Резерфорда и планетарная модель атома

В 1911г. Резерфорд предложил модель атома, напоминающую солнечную систему. В центре помещается положительно заряженное ядро, вокруг ядра по круговым орбитам движутся электроны. Размер орбиты определяет размер атома. Модель Резерфорда объясняла данные по рассеиванию α– частиц, но противоречила классическим законам электродинамики. По классическим законам электродинамики, электрон как заряженная частица, вращаясь вокруг ядра, т.е. двигаясь равноускоренно, должен излучать энергию и в конечном итоге упасть на ядро. Длины излучаемых электроном волн должны непрерывно изменяться, создавая сплошной спектр излучения.

40

Эмиссионные спектры атомов

Эксперимент показывает, что возбужденные атомы излучают свет строго определенных длин волн. Спектр излучения представляет собой совокупность узких линий в видимой и ближней ультрафиолетовой области спектра и непрерывное излучение в дальней ультрафиолетовой области спектра (рис.5).

Рис. 5. Линейчатый спектр излучения атомов

Положение линий в спектре характерно для каждого типа атомов: по положению линий в эмиссионных спектрах исследуемого образца можно определить, из атомов какого элемента состоит данное вещество.

Потенциал ионизации

Потенциал ионизации атома – энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома. Ее можно определить экспериментально, например, бомбардируя пары исследуемого вещества электронами с известной энергией. Соответственно можно определить 1– й потенциал ионизации – энергию отрыва 1– го электрона от атома, 2– й потенциал ионизации – энергию отрыва 2– го электрона от иона и т. д. Потенциалы ионизации строго определены для каждого атома, что означает, что энергия связи электрона с ядром в атоме принимает строго определенные значения.

Кванты

В 1900 г. Планк, изучая спектры теплового излучения абсолютно черного тела (спектры нагретых тел), пришел к выводу: энергия излучается атомами не непрерывно, а испускается отдельными мель-

41

чайшими неделимыми порциями – квантами, энергия которых E пропорциональна частоте электромагнитного излучения ν:E=hν. Коэффициент пропорциональности h называется постоянной Планка, она является фундаментальной постоянной, ее значение h=6,626 10–34 Дж×с.

В 1905г. Эйнштейн объяснил особенности явления внешнего фотоэффекта: испускания электронов металлами под действием света. Он высказал положение о том, что свет распространяется в виде дискретных частиц – фотонов, энергия которых связана с длиной волны λ и скоростью света с соотношением:

E = h λc .

Эти работы заложили основу квантовой теории. На примере света был показан корпускулярно-волновой дуализм материи. Свет может проявлять свои волновые свойства, например, в явлениях дифракции и интерференции, но может обладать свойствами частиц, например, в процессах испускания и поглощения.

Модель строения атома водорода Бора

Атом водорода содержит всего один электрон и потому является простейшим – в нем присутствует только взаимодействие электрона с ядром. На основе модели Резерфорда и квантовой теории излучения Планка датским физиком Н.Бором в 1913г. была предложена теория строения атома водорода. Она основывается на трех постулатах, не вытекающих из законов классической физики.

Постулат 1. Бор предположил, что движение электрона в атоме ограничено индивидуальной устойчивостью орбиты. В атоме допустимы лишь вполне определенные орбиты, для которыхмомент количества движения электрона удовлетворяет условию:

mVr = n h , 2π

где n – называется главным квантовым числом, которое может принимать целочисленные значения (n = 1, 2, 3 ….).

42