Элементы одной группы имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя. Число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.

2) Рассмотрим заполнение уровней у элементов одного периода:

Элементы одного периода имеют одинаковое число энергетических уровней. Это число равно номеру периода.

Физический смысл периодического закона: периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений с увеличением порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяется строение внешнего электронного слоя в атомах элементов.

Периодическая система Д.И. Менделеева – это наглядное графическое изображение периодического закона. Наиболее распространена её так называемая короткопериодная форма.

В структуре таблицы выделяют периоды, группы и подгруппы.

Периодом называют горизонтальную совокупность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра. Каждый период начинается s - элементом с конфигурацией внешнего энергетического уровня ns¹ и завершающийся p - элементом с конфигурацией внешнего энергетического уровня ns²np⁶  (кроме первого периода, который заканчивается гелием – 1s²). Номер периода определяется значением главного квантового числа внешнего энергетического уровня. Первые три периода называют малыми и состоят они только из s - и и - элементов. Четыре остальных периода называют большими. В составе четвёртого и пятого периодов появляются d - элементы, а в шестой и седьмой периоды входят f - элементы. В связи с закономерным изменением электронного строения атомов в пределах малых периодов свойства элементов изменяются резко, в  больших периодах – медленно.

Группой   называют совокупность элементов, расположенных в таблице вертикально в порядке возрастания заряда ядра. В периодической системе находится 8 групп, так как на внешнем энергетическом  уровне не может быть больше восьми валентных электронов. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. В состав главных подгрупп входят только s - или p - элементы, а побочных – d - и f - элементы.

Просматривается четкая связь между электронной структурой атомов и его положением в таблице:

1) номер элемента совпадает с величиной положительного  заряда ядра, числом протонов и электронов;

2) номер периода показывает число электронных оболочек или энергетических уровней и значение главного квантового числа;

3) номер группы показывает число валентных электронов. Для s - и p - элементов валентные электроны находятся на внешнем  энергетическом уровне, для d - элементов на s - и p -подуровнях внешнего и d - подуровне предпоследнего уровня;

4) элементы главных и побочных подгрупп отличаются по заполнению электронных оболочек  (у главных подгрупп заполняются s - и p - уровни, у побочных d - и f - уровни);

5) высшая валентность по кислороду равна номеру группы.

Спиновая теория валентности

Понятие валентности было введено в 1853г английским ученым Франкландом.   Валентность элемента – это число химических связей, которые атом данного элемента образует с другими атомами в данной молекуле.

Согласно современным представлениям валентность элемента определяется тремя факторами:

1) числом неспаренных электронов;

2) наличием свободных орбиталей и возможностью распаривания электронов;

3) наличием  неподеленных  электронных пар на внешнем уровне и возможностью донорно-акцепторного взаимодействия.

Рассмотрим на примере серы:

Сера в основном состоянии имеет валентность II, в возбужденном - IV и VI.

1.1.1. Контрольные задания 1-10

Для атомов и ионов указанных элементов:

а) представьте электронную структуру;

б) изобразите графически нормальное и возбужденное состояние;

в) укажите валентные электроны.

1	6С, 14 Si, 11Na+	6	8O, 33As, Cu^2+
2	13Al, 15P, 17Cl-	7	19K, 25Mn, Ca^2+
3	12Mg, 17Cl, 4Be^2+	8	16S, 23V, O^2-
4	20Ca, 24Cr, 9F-	9	32Ge, 38Sr, S^4+
5	12Mg, 30 Zn, 22Ti^4+	10	7N, 29Cu, P^3-

 

1.1.2. Контрольные задания 11-20

 

Для указанных молекул изобразите геометрическую форму, характер перекрывания валентных орбиталей, укажите вид химической связи, возможный тип гибридизации атомных орбиталей.

11	12	13	14	15	16	17	18	19	20
BH3	H2S	NH3	BeCl2	PH3	HCl	H2O	N2	CH4	CO

 

  1.2. Количественные расчеты в химии

Основная единица измерения количества вещества в химии – моль (υ).

Моль  - количество вещества, содержащее 6,02 ∙ 10²³ структурных единиц (атомов, ионов, молекул). Масса одного моля – молярная масса (М) рассчитывается из данных периодической системы Д.И. Менделеева. Кроме понятия молярной массы существует понятие молярного объема (V_m). Молярный объем газов при нормальных условиях составляет 22,4 литра. Количество вещества может быть рассчитано по формуле: 

                                                                                                     (1.1);

где  υ - число молей; m – масса вещества, г;  М – молярная масса, г/моль.

Для газообразных веществ:

                                                     ,                                                    (1.2);

                                                 

где V – объем, занимаемый  газом при нормальных условиях (T=273K, p=1атм), V_m – молярный объем  = 22,4 л/моль.

Пример 1.  Найти  количество вещества оксида серы (VI) массой 16 г?

Решение: Молярная масса оксида серы (VI) составляет:

M (SO₃)=А (S) + 3 А (O) = 32+3∙16=80 г/моль. Количество вещества SO₃ рассчитывается по формуле: υ(SO₃)=m/M=16/80=0.2 моль

Пример 2. Сколько атомов фосфора содержится в фосфоре массой 93г?

Решение: определяем количество вещества атома фосфора: υ(Р)=93/31=3моль.

Находим число атомов фосфора,  зная, что 1 моль содержит 6.02×10²³ частиц.

N=6.02×10²³×3=1.806×10²⁴ атомов.

Пример 3.  Определите объем, который займет при нормальных условиях газовая смесь, содержащая кислород массой 2.5 г и азот массой 9.6 г.

Решение: Находим количество вещества кислорода в смеси. Молярная масса кислорода составляет 32 г/моль, тогда υ(O₂)=2.5/32=0.078 моль.  Находим количество вещества азота в смеси. Молярная масса азота составляет 28 г/моль, тогда υ(N₂)=9.6/28=0.342 моль. Общее число молей газа в смеси:

υ(O₂ + N₂)= 0.078+0.342=0.42 моль.

Находим объем смеси газов V= υ×22.4=0.42×22.4=9.4 л.

Пример 4. В состав химического соединения входит кальций, фосфор и кислород. Массовые доли элементов составляют в %: кальция – 38.7, фосфора – 20, кислорода – 41.3. Определить простейшую формулу соединения.

Решение: Для расчета выбираем массу соединения, равную 100 г. В этом случае массы кальция, фосфора и кислорода составят:   m (Ca) = 38.7 г,

m (P) =20 г, m (O) = 41.3 г. Определяем количество вещества кальция, фосфора и кислорода:

υ(Ca)=38.7/40=0.967 моль; υ(P)=20/31=0.645 моль; υ(O)=41.3/16=2.58 моль.

Отношение количеств вещества составляет υ(Ca): υ(P): υ(O) = 0.967:0.645:2.58.   Разделив правую часть равенства на меньшее число (0.645), получаем:

υ(Ca): υ(P): υ(O) =1.5:1:4. Для получения целочисленных коэффициентов, правую часть уравнения умножаем на два υ(Ca): υ(P): υ(O) =3:2:8. Простейшая формула соединения Ca₃P₂O₈ или Ca₃(PO₄)₂.

Пример 5. Вычислите массу фосфорной кислоты, которую можно получить из ортофосфата кальция массой 80 кг с избытком серной кислоты.

Решение: Запишем уравнение происходящей реакции

Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ = 2H₃PO₄+3CaSO₄

Рассчитываем количество вещества фосфата кальция υ(Ca₃(PO₄)₂) = 80/310= 0.258 моль. Из  уравнения реакции видно, что количество вещества фосфорной кислоты вдвое больше количества фосфата кальция, т.е.: υ(H₃PO₄) = 2∙υ(Ca₃(PO₄)₂) = 2×0.258 = 0.516 моль. Находим массу образовавшейся фосфорной кислоты, учитывая что её молярная масса равна 98 г/моль:

m (H₃PO₄) = υ×М=0.516 моль×98 г/моль=50.568 г.

 

1.2.1. Контрольные задания 21-30

Закончите уравнение реакции и рассчитайте массу вещества (подчеркнуто), вступившего в реакцию с указанным реагентом.

21. CO₂+ 2NaOH =                                   26. Fe(OH)₃+ H₂SO₄ =

10л                                                           20.5 г

22. Ca(OH)₂ +2HNO₃=                         27. BaCl₂ +H₂SO₄=

                    16 г                                                 196 г

23. Сa₃(PO₄)₂+ 2HNO₃ =                         28. Сa(HCO₃)₂ = CaCO₃+

       300 г                                                  100 г

24. 2NH₃+ H₂SO ₄ =                              29. NH₃ + H₂SO₄ =

44.8 л                                                                   100 г

25. Zn + HNO₃(разб)=                        30. Ca(OH)₂+ H ₂ SO₄ =

          12.6 г                                                     50 г

1.3. Классы и номенклатура неорганических соединений

В настоящее время известно более 100 тысяч неорганических веществ. Все неорганические вещества можно разделить на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и свойствам.

Все неорганические вещества делятся на   простые и сложные. Простые вещества подразделяются на металлы, неметаллы и инертные газы.

По современной классификации сложные неорганические вещества принято делить на 3 класса: оксиды, гидроксиды  и соли.

Оксиды

Оксидами  называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород  в степени окисления – 2. 

Оксиды делятся на две группы: несолеобразующие и солеобразующие оксиды. К несолеобразующим оксидам относятся, например N₂O, NO,  SiO, CO, H₂O. Эти оксиды не образуют солей при взаимодействии с кислотами и основаниями.

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями. По характеру  химических свойств солеобразующие оксиды делятся на три группы: основные оксиды, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – это оксиды металлов с валентностью  I и II, например:  CaO,  BaO, Na₂O, K₂O, CrO, MnO.  Исключения составляют: ZnO, BeO, SnO, PbO – это амфотерные оксиды. Названия оксидов: CaO - оксид кальция, Na₂O – оксид натрия, CrO – оксид хрома (II), MnO - оксид марганца (II). Если валентность металла постоянна, она не указывается, если валентность металла переменная, она указывается в скобках.

   Кислотные оксиды

К кислотным оксидам относятся два типа оксидов:

1) Все оксиды неметаллов, например CO₂,SO₂, P₂O₅ и другие.                                         

Названия: CO₂ – оксид углерода (IV), P₂O₅ – оксид фосфора (V).

2)  Оксиды металлов  с валентностью V и выше. Например:  CrO₃,  Mn₂O₅, Mn₂O₇. Названия: CrO₃ – оксид хрома (VI), Mn₂O₅  – оксид марганца (V),  Mn₂O₇ - оксид марганца (VII).

Амфотерные оксиды

К амфотерным оксидам относятся те оксиды, которым соответствуют амфотерные гидроксиды. Все амфотерные оксиды являются оксидами металлов.К ним   относятся:

1) Исключения, оксиды металлов с валентностью  II: ZnO, BeO, SnO, PbO.

2) Оксиды металлов   с валентностью III и IV, например Cr₂O₃,  MnO₂, Fe₂O₃.

Таким образом,   неметаллы образуют только кислотные оксиды, металлы образуют  основные, кислотные и амфотерные оксиды.

Гидроксиды

К гидроксидам в настоящее время относят основания, кислородсодержащие кислоты и амфотерные основания.

Основания – это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металла и одной или нескольких  гидроксильных групп – OH. Общая формула оснований   Me (OH) _n, где n – число гидроксильных групп, равное валентности металла Me.

По числу гидроксильных групп в молекуле основания делятся на:

- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксильную группу, например  NaOH, KOH и др.;

- двухкислотные,молекулы которых содержат две  гидроксильные группы, например  Сa(OH)₂, Fe(OH)₂ и др.;

- трехкислотные,молекулы которых содержат три  гидроксильные группы, например  Ni(OH)₃, Fe(OH)₃ и др.;

По растворимости в воде основания делятся на:

- растворимые в воде основания или щелочи:  LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Сa(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂;

- нерастворимые основания: Fe(OH)₂, Cu(OH)₂ и др.

Названия оснований:  NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₂ – гидроксид жедеза (II).

Амфотерные гидроксиды – это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и оснований, они соответствуют амфотерным оксидам. Формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в форме кислот. Примеры амфотерных гидроксидов:

Zn(OH)₂ = H₂ZnO₂;

Al(OH)₃ = H₃AlO₃

Для амфотерных гидроксидов характерны свойства и оснований и кислот.

Кислоты – это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металлов, в результате чего образуются соли. Общая формула кислот Н_n(Ас), где Ас – кислотный остаток, n –число атомов водорода, равное валентности кислотного остатка. Примеры кислот: H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄.

Классификация кислот:

1) по основности:

Основность кислоты – это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла. По основности кислоты делятся на:

- одноосновные, молекулы  которых содержат один атом водорода: HCl, HCN, HNO₃ и др.;

- двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода: H₂SO₄, H₂SO₃, H₂СO₃ и др.;

- трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода: H₃PO₄, H₃ВO₃, H₃АsO₄ и др.;

2) По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты делятся на:

- бескислородные,  молекулы  которых не содержат атомов кислорода: HCl, HCN, H₂S и др.;

- кислородсодержащие,  молекулы которых содержат атомы кислорода: HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄ и др. Кислородсодержащие кислоты относят к гидроксидам. Они являются продуктами соединения кислотных оксидов с водой. Например:   SO₃ + H₂O= H₂SO₄

Важнейшие кислоты: HCl- соляная, HNO₃- азотная, H₂SO₄-серная,

Названия  других  кислот приведены в таблице 4 в разделе «Приложения».

Соли – это сложные вещества, в состав которых входят катионы металлов и кислотные остатки. Различают средние,  кислые, основные, комплексные и  двойные соли.

Средние соли можно рассматривать как продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла или  гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток кислоты. Например:

3CaCl₂ + 2H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6HCl

Номенклатура средних солей

Название средней соли составляется из названия кис­лотного остатка кислоты и названия катиона металла с указанием в скобках его валентности римскими цифрами. Например: СuСОз - карбонат меди (II), Сu₂CO₃ - карбонат меди (I),  МgSO₄ - сульфат маг­ния, Ва₃(PO₄)₂ - фосфат бария, К₂S - сульфид калия.

Если атомы водорода в кислоте частично замещены на металл, то кислотный остаток будет содержать один или несколько атомов водорода, и соль, образованная таким кислотным остатком,  называется кислой солью. Кислые соли могут образовывать лишь многоосновные кислоты. Например, в ортофосфорной кислоте может происходить последова­тельное замещение атомов водорода на атом металла, и она способна образовывать две кислых соли: КН₂PO₄ и K₂HPO₄  или Mg(H₂PO₄)₂ и MgHPO₄.

Номенклатура кислых солей

Название соли составляется аналогично средним солям с прибавлением приставки "гидро". Например: КН₂PO₄ – дигидрофосфат  калия, К₂HPO₄ - гидрофосфат калия, Са(НСОз)₂ - гидрокарбонат кальция.

Основные соли  - являются продуктами неполного замещения гидроксид - ионов в основании на кис­лотный остаток кислоты. Такие соли содержат в своем со­ставе гидроксид-ион ОН⁻. Например, СuОНСl,

(СаОН)₂СОз, ВаОНNОз.

Номенклатура основных солей

Название основной соли составляется из названия средней соли с добавлением приставки «гидроксо». Например, CuOHCl – гидроксохлорид меди (II), (CaOH)₂CO₃ – гидроксокарбонат кальция, Al(OH)₂NO₃ – дигидроксо нитрат алюминия.

Превращение  кислых  и основных солей в средние возможно осуществить при взаимодействии их с соответствующими  основными или кислотными гидроксидами, например:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃ + 2H₂O

(CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄→ 2CaSO₄ + 2H₂O

Комплексные соли, например K₄[Fe(CN)₆] –гексацианоферрат (II) калия, Na[Al(OH)₄] – терагидроксоалюминат натрия.

Встречаются также двойные соли, в молекулах которых содержатся два разных катиона: KAl(SO₄)₂ - сульфат алюминия-калия, СaBa(CO₃)₂ – карбонат кальция-бария.

Существуют и так называемые смешанные соли, которые образованны одним и тем же катионом металла, но различаются анионами, например:

BaClNO₃ – хлорид-нитрат  бария.

С химическими свойствами неорганических соединений студенты должны ознакомиться самостоятельно по рекомендуемой литературе.

1.3.1. Методические указания и уровень требований к знаниям

студентов по теме

Студент должен:

  знать:

- классы неорганических соединений на основании характерных химических свойств;

- номенклатуру химических соединений;

уметь:

- изображать формулы неорганических соединений по их названию;

- записывать уравнения взаимопревращений различных классов соединений;

- на основе химических свойств соединений прогнозировать поведение конкретного соединения в окружающей среде (атмосфере, почве, воде);

владеть:

- методами решения задач по неорганической химии.

 

1.3.2. Контрольные задания 31-40

Осуществите превращения между веществами в схемах; составьте соответствующие уравнения реакций: