Файл: Text_posobia.doc

1. СТРОЕНИЕ АТОМА

Атом представляет собой сложную систему находящихся в движении и взаимодействии элементарных частиц. Он состоит из положительно заряженного ядра, в котором заключена основная его масса, отрицательно заряженных электронов. Заряд ядра равен числу содержащихся в нем протонов (Z) и соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Его указывают слева внизу у символа элемента, например, (Z = 14).

Число электронов в атоме равно заряду его ядра, а, следовательно, совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе.

Суммарное число протонов и нейтронов соответствует массовому числу атома (A) ( ; А=28).

Число нейтронов (N) вычисляется по формуле

N = A – Z,

где А – массовое число атома.

1.1. Энергетическое состояние электронов в атоме

Энергетическое состояние электронов в атоме характеризуют четыре квантовых числа: n, l, m_l, s.

n – главное квантовое число – характеризует энергию электрона в зависимости от удаленности его от ядра; n определяет номер энергетического уровня и может принимать целочисленные значения:

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…

l – орбитальное или азимутальное квантовое число – характеризует энергию электрона в зависимости от формы орбитали. Область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется его орбиталью.

l может принимать целочисленные значения в интервале от 0 до (n–1), где n – главное квантовое число.

Если n = 1 (первый уровень), то l = 0, т.е. существует один подуровень. Если n = 2, то l принимает два значения: l = 0 и l = 1, т.е. два подуровня, если n = 3, то l = 0, 1, 2, если n = 4, то l = 0, 1, 2, 3, т. е. число подуровней равно номеру уровня. Каждому значению l соответствует определенная форма орбитали.

Подуровни имеют буквенное обозначение:

m_l – магнитное квантовое число – характеризует энергию электрона в зависимости от ориентации орбитали в пространстве. Число значений m_l определяют по формуле (2l + 1), m_l принимает значения –l...0...+l.

s – спиновое квантовое число – характеризует энергию электрона в зависимости от вращения его вокруг своей собственной оси, s принимает значения +1/2 или –1/2. Условно электрон обозначают стрелкой ↑ (s = +1/2) или ↓ (s = –1/2).

1.2. Основные принципы распределения электронов в атомах

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали не может быть больше двух электронов, при этом они должны иметь антипараллельные спины.

Пример: верно неверно

Принцип Паули позволяет рассчитать максимальное число электронов на подуровне, а следовательно, и на уровне. Например, на р-подуровне, имеющем три орбитали, максимально возможно шесть электронов. Максимальное число электронов на уровне определяется формулой 2n², где n – главное квантовое число. Поэтому на первом уровне (n = 1) максимальное число электронов ‑ два, во втором – восемь, в третьем – восемнадцать и т.д.

Правило Гунда: когда атом находится в устойчивом состоянии, электроны в пределах подуровня располагаются таким образом, чтобы сумма спиновых квантовых чисел была максимальной. В соответствии с этим правилом заполнение орбиталей одного подуровня в устойчивом состоянии начинается электронами с одинаковыми спинами, после того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, происходит заполнение орбиталей вторыми электронами с противоположными спинами.

Например, р-электроны в пределах подуровня необходимо распределять следующим образом:

р³ р⁴ р⁵

Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют в атоме в первую очередь орбитали с меньшей энергией. Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами зависит от значений главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел. Эту зависимость установил В. М. Клечковский, который сформулировал следующие правила.

1. Электроны последовательно заполняют орбитали от меньших значений суммы (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы.

2. Если для двух орбиталей суммы (n + l) оказываются одинаковыми, то в первую очередь заполняются орбитали с меньшим значением n.

В соответствии с этим правилом последовательность заполнения подуровней:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d≈4f<6p<7s<6d≈5f.

1.3. Периодический закон и электронные формулы атомов

Для написания электронной формулы атома необходимо знать его положение в периодической системе, т.е. в каком периоде, группе и подгруппе он находится. Рассмотрим структуру периодической системы Д. И. Менделеева.

Период – это совокупность элементов, расположенных по горизонтали в порядке возрастания зарядов их ядер, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом (исключение – I период). Всего в периодической системе семь периодов: с I по III – малые периоды, а с IV по VII – большие периоды.

Группа – совокупность элементов, расположенных вертикальными столбцами. Номер группы совпадает с числом валентных электронов. Групп восемь и они состоят из главных и побочных подгрупп, это обусловлено тем, что количество валентных электронов у элементов одной группы одинаково, но их расположение различно. Например, хлор и марганец – элементы VII группы, т. е. у обоих по 7 валентных электронов, но у марганца это 3d⁵4s², а у хлора – 3s²3p⁵. Подгруппы объединяют сходные между собой по химическим свойствам элементы. Например, главную подгруппу VII группы составляют галогены: F, Cl, Br, I, At.

Главные подгруппы (А) содержат элементы малых и больших периодов, в них входят s- и p- элементы. s-элементы находятся в I и II группах, p-элементы располагаются, начиная с III группы до конца периода. В каждом периоде не более 6 р-элементов (на р-подуровне может быть не более 6 электронов).

Побочные подгруппы (Б) содержат только элементы больших периодов, эти элементы называются d-элементами, у них достраивается d-подуровень (у лантаноидов и актиноидов также f-подуровень). В каждом периоде десять d-элементов соответственно числу электронов на d-подуровне. Все d-элементы – металлы и в периодах они располагаются за s-элементами.

С точки зрения распределения электронов в атоме, следует помнить:

• порядковый номер элемента численно равен заряду ядра и определяет общее число электронов в атоме;

• номер периода указывает на число электронных уровней, по которым распределены электроны;

• номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов;

• подгруппа указывает на последовательность распределения валентных электронов: у атомов элементов главных подгрупп валентные электроны располагаются на s- и p-подуровнях внешнего уровня, у атомов элементов побочных подгрупп – на d-подуровне предпоследнего уровня и s- подуровне последнего уровня.

1.4. Примеры решения и оформления заданий

Пример 1. Укажите значения главного и орбитального квантовых чисел заданных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения в соответствии с правилами Клечковского: 5p 7p 7s.

Последовательность заполнения: 5p; 7s; 7p.

Пример 2. Для химических элементов с указанными порядковыми номерами:

– укажите их положение в периодической системе Д. И. Менделеева (номер периода, номер группы, главная или побочная подгруппа);

– напишите электронную формулу атома;

–распределите валентные электроны по квантовым ячейкам.

₂₆Fe – 4-й период, VIII группа, побочная подгруппа:

₂₆Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²

Валентные электроны: 3d⁶ 4s²

₅₆Ba – 6-й период, II группа, главная подгруппа.

₅₆Ba 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶6s²

Валентные электроны: 6s²

Пример 3. Напишите электронные формулы ионов F, Sn²⁺.

При образовании отрицательно заряженного иона нейтральный атом элемента принимает электроны:

F⁰ + 1ē = F;

электронная формула атома ₉F 1s²2s²2p⁵ ;

электронная формула иона F1s²2s²2p⁶.

При образовании положительно заряженного иона, нейтральный атом элемента отдает электроны:

Sn⁰ - 2ē = Sn²⁺;

электронная формула атома ₅₀Sn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p² ;

электронная формула иона Sn²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁰.

Пример 4. По распределению валентных электронов 3d⁵4s² определите элемент и напишите его электронную формулу.

Элемент находится в 4-м периоде, VII группе, побочной (В) подгруппе.

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s².

1.5. Задания для самостоятельной подготовки

Задание 1. Укажите значения главного и орбитального квантовых чисел данных подуровней, рассчитайте последовательность их заполнения в соответствии с правилами Клечковского.

Задание 2. Для химических элементов с указанными порядковыми номерами:

– укажите их положение в периодической системе Д. И. Менделеева (номер периода, номер группы, главная или побочная подгруппа);

– напишите электронную формулу атома;

– распределите валентные электроны по квантовым ячейкам.

Задание 3. Напишите электронную формулу иона.

Задание 4. По распределению валентных электронов определите элемент и напишите его электронную формулу.

2. Классы неорганических веществ

Неорганические вещества можно разделить на две группы – простые и сложные.

Простые вещества образованы атомами одного химического элемента. Они включают металлы и неметаллы.

К металлам относится бόльшая часть элементов Периодической системы (см. табл П.1).

Неметаллами являются F, Cl, Br, At, O, S, Se, Te, В, N, P, As, C, Si, H, а также благородные газы.

Сложные вещества (химические соединения) образованы атомами разных элементов. В соответствии с составом и свойствами можно выделить следующие классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, соли.

2.1. Оксиды

Оксиды – сложные вещества, состоящие из какого-либо элемента и кислорода: Э_mО_n. Степень окисления кислорода в оксидах равна –2.

Различают оксиды:

• солеобразующие (СuO, Al₂O₃, SO₂, N₂O₅ и др.);

• несолеобразующие, или безразличные (CO, NO, N₂O). Несолеобразующие оксиды не взаимодействуют с другими оксидами, водой и не образуют солей.

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяют на основные, кислотные и амфотерные:

• основные оксиды образуют металлы в низких степенях окисления +1, +2; например, MnO, CaO, K₂O;

• кислотные – оксиды неметаллов (например, CO₂, Cl₂O₇) и металлов в высоких степенях окисления +5, +6, +7, например, V₂O₅, СrO₃, Mn₂O₇;

• амфотерные – оксиды некоторых металлов в степенях окисления:

• +2 – BeO, ZnO, SnO, PbO и др.;

• +3 – Al₂O₃, Ga₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃ и др.;

• +4 – SnO₂, PbO₂, MnO₂ и др.

Эти оксиды проявляют и основные и кислотные свойства.

Основные оксиды

Способы получения:

• окисление металлов кислородом –

2 Mg + O₂ = 2 MgO

2 Cu + O₂ = 2 CuO

• окислительный обжиг солей –

2 CuS + 3 O₂ = 2 CuO + 2 SO₂

4 FeS₂ + 11 O₂ = 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

• термическое разложение нерастворимых гидроксидов –

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

• термическое разложение солей кислородсодержащих кислот (нитратов, карбонатов и др.) –

BaCO₃ = BaO + CO₂

2 Pb(NO₃)₂ = 2 PbO + 4 NO₂ + O₂

• окисление или восстановление других оксидов:

4 CrO + O₂ = 2 Cr₂O₃

Fe₂O₃ + H₂ = 2 FeO + H₂O

Основные оксиды реагируют:

• с кислотными и амфотерными оксидами –

BaO + СO₂ = BaСO₃

K₂O + Al₂O₃ = 2 KAlO₂

• с кислотами –

СuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O

• с водой (оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов) с образованием щелочей –

K₂O + H₂O = 2 KOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов:

• окисление простых веществ –

4 P + 5 O₂ = 2 P₂O₅

• разложение при нагревании или окисление сложных соединений, в том числе других оксидов –

СaCO₃ = СaO + CO₂

2 H₂S + 3 O₂ = 2 H₂O + 2 SO₂

2 NO + O₂ = 2 NO₂

• взаимодействие солей с более сильными кислотами –

2 KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

Кислотные оксиды взаимодействуют:

• с основными и амфотерными оксидами –

SO₂ + BaO = BaSO₃

P₂O₅ + Al₂O₃ = 2 AlPO₄

• с основаниями и амфотерными гидроксидами –

CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O

SO₃ + Zn(OH)₂ = ZnSO₄ + H₂O

• с водой с образованием кислот (кроме SiO₂) –

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

P₂O₅ + 3 H₂O = 2 H₃PO₄.

Амфотерные оксиды

Способы получения амфотерных оксидов аналогичны способам получения кислотных и основных оксидов.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой – они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды:

• основный характер они проявляют при взаимодействии с кислотными оксидами и кислотами –

ZnO + SO₃ = ZnSO₄

ZnO + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂O

• кислотные свойства проявляют при взаимодействии с основными оксидами и щелочами –

Al₂O₃ + Na₂O = 2 NaAlO₂

Al₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaAlO₂ + H₂O.

2.2. Гидроксиды

Гидроксиды в зависимости от их химических свойств делят на основные (основания), кислотные (кислородсодержащие кислоты) и амфотерные. В состав гидроксида независимо от его свойств входят гидроксогруппы.