- •Н.М. Тетерина Учебное пособие по неорганической химии
- •Введение
- •Глава 1. Классы неорганических соединений
- •Основания
- •Двойственность амфотерных гидроксидов
- •Номенклатура кислот
- •Взаимодействие кислот с металлами
- •Классификация и номенклатура солей
- •Номенклатура кислот и солей
- •Контрольные задания №1 Тема: «Классы неорганических соединений»
- •Глава 2. Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева
- •Размещение электронов по энергетическим уровням
- •Электронная формула
- •Общая характеристика элементов по семействам
- •Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
- •Контрольное задание №2 Тема: «Строение атома. Периодическая система элементов д.И. Менделеева »
- •Глава 3. Химическая связь. Комплексные соединения.
- •Пример образования химической связи в соединении
- •Рекомендуемая литература: [1], с. 97-167; [2], с. 35-64.
- •Контрольное задание №3 Тема: «Химическая связь»
- •Тема: «Комплексные соединения»
- •Глава 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
- •Примеры кинетических расчетов
- •Химическое равновесие
- •Пример расчета
- •Рекомендуемая литература: [1], с.186-210; [2], с. 149-203. Контрольные задания № 4 Тема: «Кинетика химических реакций. Химическое равновесие»
- •Глава 5. Термодинамика химических процессов
- •Пример термодинамических расчетов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.168-185; [2], с.116-148. Контрольные задания № 4 Тема :«Термодинамика химических процессов»
- •Глава 6. Способы выражения концентраций растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.216-221 контрольные задания №6 Тема: «Способы выражения концентрации растворов»
- •Глава 7. Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции
- •Характеристика электролитов
- •Диссоциация солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.231-246; [2], с.218-224. Контрольные задания №7 Тема «Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции»
- •Глава 8. Водородный показатель. Гидролиз солей
- •Цвет универсального индикатора в зависимости от рН
- •Примеры расчетов рН и концентрации растворов веществ
- •Гидролиз солей
- •Рекомендуемая литература: [1], с.249-258;[2], с.224-242. Контрольное задание № 8 Тема : «Водородный показатель. Гидролиз солей»
- •Глава 9. Коллигативные свойства растворов
- •Рекомендуемая литература: [1], с.225-230; [2], с.205-208. Контрольное задание №9 Тема: «Коллигативные свойства растворов»
- •Глава 10. Окислительно-востановительные реакции
- •Окислительно-восстановительные свойства веществ
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса
- •Пример составления овр
- •Особенности взаимодействия металлов с кислотами и щелочами
- •Рекомендуемая литература: [1], с.259-267;[2], с.251-278. Контрольное задание № 10 Тема : «Окислительно-востановительные реакции»
- •Глава 11. Электрохимия. Гальванические элементы
- •Пример расчета эдс медно-цинкового гальванического элемента
- •Рекомендуемая литература: [1], с.273-280, с. 681-685;[2], с. 300-310. Контрольное задание №11 Тема: «Электрохимия. Гальванические элементы»
- •Глава 12. Электролиз
- •Приближенные значения перенапряжения водорода и кислорода на различных материалах.
- •Примеры электролиза водных растворов электролитов
- •Пример расчета количества выделившихся веществ при электролизе
- •Рекомендуемая литература:[1], с.281-288, с. 677-681; [2],с.279-299. Контрольное задание №12 Тема: «Электролиз»
- •Глава 13. Коррозия металлов
- •Механизм электрохимической коррозии
- •Пример расчета коррозии Ме в результате образования гальванического элемента.
- •Рекомендуемая литература: [1], с.685-693; [2], с.311-340. Контрольное задание №13 Тема: «Коррозия металлов»
- •Глава 14. Свойства металлов
- •Контрольное задание №14 Тема: «Свойства металлов»
- •Глава 15. Синтетические высокомолекулярные соединения
- •III. По химическому составу:
- •IV. По структуре макромолекулы:
- •V. По пространственному строению:
- •VI. По физическим свойствам:
- •Рекомендуемая литература: [1], с.603-616; л.2, с.450-474 контрольное задание №15 Тема: «Синтетические высокомолекулярные соединения»
- •Словарь терминов и персоналий
- •Рекомендуемая литература
- •Приложения
- •Растворимость солей, кислот и оснований в воде*
- •Термодинамические константы некоторых веществ*
- •Плотность растворов кислот, щелочей, аммиака различных концентраций при 150с
- •Константы диссоциации кислот
- •Константы нестойкости комплексных ионов
- •Степени диссоциации кислот, оснований и солей в 0,1 н водных растворах (при 180с)*
- •Криоскопические константы некоторых растворителей
- •Эбуллиоскопические константы некоторых растворителей
- •Электрохимический ряд напряжений металлов
- •Стандартные окислительно-востановительные потенциалы в водных растворах по отношению к нормальному водородному электроду
- •Содержание
Общая характеристика элементов по семействам
s-элементы металлы (кроме Н и Не), на внешнем уровне имеют не более двух электронов. Их оксиды и гидроксиды проявляют только основные свойства.
р-элементы, как правило, неметаллы (на внешнем уровне 4 электрона). Их оксиды и гидроксиды проявляют кислотные свойства. Однако, р-элементы расположенные вдоль линии диагонали Н-At, а также р-элементы с большим радиусом атома (Sn, Bi, Pb) проявляют амфотерные свойства. Их оксиды и гидроксиды также проявляют двойственные свойства.
d-элементы металлы (на внешнем уровне 2 электрона). В минимальных степенях окисления +1,+2 их оксиды и гидроксиды проявляют основные свойства; в степени окисления +3,+4 – амфотерные; в высшей степени (соответственно номеру группы) кислотные свойства.
Характеристика элементов по классам, исходя из электронной конфигурации атома
Характеристика элемента включает определение его свойств (металл или неметалл), валентностей, степеней окисления, составление основных классов соединений, исходя из степени окисления элемента.
Характеристика s-элемента, на примере магния
Mg+12 1s2 2s2 2p6 3s2 валентные электроны
|
|
|
|
|
3p |
|
|
3s Строение валентных электонов (нормальное состояние – с.о.= 0)
Mg – металл (так как число валентных электронов 2)
При взаимодействии с квантами поля атомы легко переходят в возбужденное состояние, при этом происходит перескок электрона в пределах своего энергетического уровня:
Mg* возбужденное состояние
|
|
|
|
|
3p |
|
|
3s
По числу неспаренных электронов определяют валентность т. е. число химических связей атома с другими атомами. Она, как правило, соответствует степени окисления (с.о.)
с.о.=+2 (равна валентности или числу неспаренных электронов)
Mg+2O Mg2+(OH)-2 Mg2+Cl-2
оксид Mg гидроксид Mg хлорид Mg
Характеристика р элемента, на примере серы
S+16 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 валентные электроны
-
3S
3p
Строение валентных электонов (нормальное состояние – с.о.= 0).
S – неметалл (число валентных электронов 4). По числу неспаренных электронов можно определить валентность II. Ей соответствует с.о.= +2 (неустойчива) и с.о.= -2, например, в соединении H2S.
S* возбужденное состояние
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3d |
|
|
|
|
|
|
3p |
|
|
|
|
|
|
3s
с.о.= +4 (равна валентности или числу неспаренных электронов)
S+4O2 H2SO3 K2SO3
оксид S(IV) сернистая кислота сульфит калия
S**второе возбужденное состояние
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
3d |
|
3 |
|
|
|
|
3p |
|
|
|
|
|
|
3s
с.о.= +6 (равна валентности или числу неспаренных электронов)
S+6O3 H2SO4 K2SO4
оксид S(VI) серная кислота сульфат калия
Характеристика р элемента, на примере алюминия
Al+13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
валентные электроны
-
3P
3
3s Строение валентных электонов (нормальное состояние – с.о.= 0).
Al – амфотерный металл (амфотерность чаще проявляется для атомов с числом валентных электронов равным 3 или 4 ). По числу неспаренных электронов можно определить с.о.=+1, однако для элементов III группы главной подгруппы с.о.= +1 неустойчива.
Al* возбужденное состояние
-
3p
3s с.о.=+3 (равна валентности)
Al+3 2O3 Al3+(OH)-3Al(NO3)3
амф.оксид Al гидроксид Al нитрат алюминия
HAlO2KAlO2
метаалюминевая кислота метаалюминат калия
Амфотерные свойства характерны также и для р-элементов с большим радиусом атома. Это Ge, As, Sn, Sb, Te, Pb, Bi, Po.
Характеристика d элемента, на примере железа
Fe+26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 валентные электроны
|
|
|
|
|
|
|
|
| |
|
|
|
|
|
|
|
|
| |
|
|
|
|
|
4s |
|
|
|
3d
Строение валентных электрнов (нормальное состояние – с.о.= 0).
Fe – металл (так как число валентных электронов на внешнем уровне 2)
Fe* возбужденное состояние
|
|
|
|
|
|
|
|
| |
|
|
|
|
|
|
4p |
p |
| |
|
|
|
|
|
4s |
|
|
|
3d
Данная модель представления о строении валентных электронов позволяет для d семейства элементов определить только максимальную и минимальную степень окисления в возбужденном состоянии.
min с.о.=+2 ( количество неспаренных электронов на внешнем уровне)
max c.o.=+6 (общее количество неспаренных валентных электронов )
Fe+2O Fe2+(OH)-2 Fe2+Cl-2
оксид Fe(II) гидроксид Fe(II) хлорид Fe(II)
В высшей степени окисления, когда частица теряет 4 (в нашем случае 6 электронов), изменяется энергия связи оставшихся валентных электронов и ядра, уменьшается радиус частицы. Поэтому в высших степенях окисления оксиды и гидроксидыd-элементов проявляют кислотные свойства.
Fe+6O3 H2 FeO4 K2 FeO4
оксид Fe(VI) железная кислота феррат калия
Рекомендуемая литература: [1], с. 37-96; [2], с.17-34.