Химия - учебно-методическое пособие

Закономерности изменения свойств элементов

вмалых периодах (II, III)

-Заряд ядра атома элемента увеличивается;

-Число энергетических уровней не изменяется;

-Число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов увеличивается;

-Радиус атома уменьшается;

-Прочность связи электронов внешнего уровня с ядром увеличивается;

-Энергия сродства к электрону увеличивается;

-Энергия ионизации увеличивается;

-Металлические свойства ослабевают;

-Неметаллические свойства усиливаются;

-Восстановительные свойства ослабевают;

-Окислительные свойства усиливаются.

вгруппах

-Число энергетических уровней увеличивается;

-Число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов не изменяется;

-Радиус атома увеличивается;

-Прочность связи е- последнего энергетического уровня с ядром уменьшается;

-Энергия сродства к электрону уменьшается;

-Энергия ионизации уменьшается;

-Электроотрицательность уменьшается;

-Металлические свойства усиливаются;

-Неметаллические свойства ослабевают;

-Восстановительные свойства усиливаются;

-Окислительные свойства ослабевают;

-Заряд ядра атома элемента увеличивается.

11

Семейства химических элементов

s-элементы – последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня (первые 2 элемента каждого периода);

p-элементы – последним заполняется p-подуровень внешнего энергетического уровня (главные подгруппы III-VIII групп);

d-элементы – последним заполняется d-подуровень предвнешнего энергетического уровня (побочные подгруппы I-VIII групп);

f-элементы – последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня (лантаноиды и актиноиды).

Характер оксидов и гидроксидов I-VII групп

Номер	I	II	III	IV	V	VI	VII
группы
Оксиды,	R2O	RO	R2O3	RO2	R2O5	RO3	R2O7
их характер	Осн.	Осн.,	Осн.,	Кисл.	Кисл.	Кисл.	Кисл.
		амф.	амф.,
			кисл.
Гидроксиды,	ROH	R(OH)2	R(OH)3	H2RO3	HRO3	H2RO4	HRO4
их характер			H3RO3		H3RO4
	Осн.	Осн.,	Осн.,	Кислота	Кислота	Кислота	Кислота
		амф.гидр.	амф.гидр.,
			кислота

12

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Вид химической связи зависит от электроотрицательности образующих её

элементов.

1.Ионная связь

Образуется при взаимодействии атомов элементов, резко отличающихся друг от друга значениями электроотрицательности (Ме + НеМе).

Свойства: ненаправленность, ненасыщаемость.

Соединения: твердые, малолетучие, тугоплавкие вещества (галогениды

типичных металлов, щелочи, гидриды металлов).

2.Ковалентная связь

Возникает в результате образования общих электронных пар (НеМе + НеМе).

Ковалентная связь

Неполярная		Полярная
НеМе + НеМе		НеМе + НеМе
Атомы одного элемента		Атомы разных элементов
ЭО = 0		ЭО < 2

A· + ·В → А : В

Соединения (неполярная ковалентная связь): газообразные, твердые, реже – жидкие вещества (O2, Cl2, Br2, I2, алмаз, графит, сера).

Соединения (полярная ковалентная связь): жидкие и газообразные вещества

(HCl, H2O, NH3, кислотные оксиды, кислоты).

3.Металлическая связь

Образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов.

13

Свойства: ненаправленность.

Соединения: твердые вещества (все Ме, кроме ртути).

4.Водородная связь

Образуется между атомом водорода, связанным с атомом электроотрицательного элемента одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента другой молекулы.

Водородная связь

	Межмолекулярная (Жидкие и	Внутримолекулярная
		(Вторичная структура белка, о-
	твердые вещества: Н2О, R-ОН)
		нитрофенол и др.)

Механизмы образования ковалентной связи

1.Обменный

2.Донорно-акцепторный

14

Способы перекрывания электронных облаков

(«а,б,в» - σ-тип, «г» - π-тип)

σ-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей по линии, соединяющей центры атомов (прочная связь).

π-связь – это ковалентная связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вне линии, соединяющей ядра атомов (непрочная связь).

Свойства ковалентной связи

Длина связи (l) – это расстояние между ядрами атомов, образующих связь.

Энергия связи (Есв) – это энергия, необходимая для разрыва связи,

измеряется в кДж/моль.

Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем больше энергия связи, тем

прочнее химическая связь.

Порядок (кратность) связи – это число электронных пар, участвующих в

образовании связи.
N=N	О=С=О	Cl-Cl
Тройная связь (σ+π+π)	Двойная связь (σ+π)	Одинарная связь (σ)

Чем больше кратность связи, тем больше прочность (энергия) связи, тем меньше ее длина.

15

Насыщаемость – это способность атомов образовывать определенное число

ковалентных связей.

Направленность связи обуславливает пространственную структуру молекул,

т.е. их геометрию.

Полярность связи характеризует степень смещения общей электронной пары к более электроотрицательному атому.

Поляризуемость ковалентной связи – это способность молекул изменять свою полярность под действием внешнего электрического поля.

Гибридизация электронных орбиталей – это процесс взаимодействия атомных орбиталей разной формы, обладающих различной энергией, приводящий к образованию гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Число гибридных орбиталей равно числу исходных орбиталей!

Тип гибридизации электронных орбиталей определяет пространственную

конфигурацию молекулы.

Типы гибридизации

Тип гибридизации	Пространственная	Примеры
	конфигурация молекулы
sp	Линейная	CO2, C2H2
sp2	Треугольная	SO3, C2H4, O3, SO2
	Угловая
sp3	Тетраэдрическая	CH4, CCl4, NH3, H2O
	Пирамидальная
	Угловая

16

КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЕТКИ

Кристаллическая решётка – это упорядоченное расположение частиц в

кристалле.

Твердые вещества

Аморфные

Кристаллические

Не имеют чёткой tплав - при		Правильное
нагревании они		расположение
постепенно размягчаются		составляющих их частиц в
и переходят в текучее		строго определенных
состояние.		точках пространства.

Сравнительная характеристика кристаллических решеток

Признаки	Ионная	Атомная	Молекулярная	Металлическ
сравнения				ая
Частицы,	«+» и «-»	Отдельные	Молекулы	Отдельные
находящиеся в	заряженные	атомы		атомы и «+»
узлах	ионы			заряженные
кристаллическ				ионы
ой решетки
Характер связи	Ионная связь	Ковалентная	Силы	Металлическа
между		связь	межмолекулярных	я связь
частицами			взаимодействий
кристалла
Прочность	Прочная	Очень	Слабая	Прочная
связи		прочная
		17

Физические	Твердые,	Большая	Невысокая	Металлически
свойства	тугоплавкие,	твердость,	прочность,	й блеск,
	имеют	хрупкость,	легкоплавкость, в	электропрово
	высокие tкип и	непластичнос	основном	дность,
	tплав. Многие	ть, высокие	растворимы в воде,	теплопроводн
	растворимы в	tкип и tплав. В	водные растворы	ость,
	воде.	воде	не проводят	пластичность.
	Растворы и	практически	электрический ток.
	расплавы	не
	проводят	растворимы.
	электрически
	й ток.
Примеры	Большинство	Алмаз С,	P4, I2, CO2 (тв.),	Металлы и
веществ	солей,	бор В,	органические	сплавы
	гидроксиды	кремний Si,	вещества	(Na, K, Сu…)
	металлов	карбид
	(NaOH, KOH,	кремния
	NaCl, KF…)	SiC…

18

ВАЛЕНТНОСТЬ И СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

Валентность элемента определяется числом ковалентных связей,

образованных атомом элемента в соединении.

Понятие «валентность» применимо только к соединениям с ковалентными

связями.

Правила определения степени окисления элемента в соединении

1)Свободные атомы и простые вещества имеют степень окисления, равную нулю (Са0, Na0, S0…).

2)Кислород в соединениях имеет степень окисления -2. Исключения: в

соединениях с фтором степень окисления +2, в пероксидах степень окисления кислорода равна -1.

3)Водород в соединениях с неметаллами имеет степень окисления +1, а в гидридах металлов степень окисления водорода -1.

4)Фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1.

5)Металлы в соединениях имеют положительную степень окисления, и ее максимальное значение равно номеру группы в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

6)Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в нейтральном соединении равна нулю.

7)Степень окисления одноатомного иона (например, Fe3+) совпадает с зарядом иона. В данном случае степень окисления железа равна +3.

8)Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в многоатомный ион, определяет заряд иона.

9)Высшая степень окисления элемента равна номеру группы Периодической системы, в которой находится элемент. Низшая степень окисления элемента определяется по формуле: 8-N группы.

10)Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями называются промежуточными.

19

ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ И ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИХ ПРОТЕКАНИЯ

Классификация химических реакций

№	Основа классификации	Типы реакций
1	Число и состав исходных и	Реакции соединения
	полученных веществ
		Реакции разложения
		Реакции замещения
		Реакции обмена
		Реакции, идущие без изменения
		состава вещества
2	Агрегатное состояние исходных и	Гомогенные
	полученных веществ
		Гетерогенные
3	Направление протекания реакции	Необратимые
		Обратимые
4	Участие катализатора	Каталитические
		Некаталитические
5	Тепловой эффект	Экзотермические
		Эндотермические
6	Изменение степени окисления	Реакции без изменения степени
	элементов	окисления
		Окислительно-восстановительные
		реакции

Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные	Внутримолекулярные	Реакции
		диспропорционирования
		(самоокисление-
		самовосстановление)
Н2S + Cl2 → S + 2HCl	2H2O → 2H2 + O2	Cl2 + H2O → HClO + HCl
	20