- •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
Размещение электронов по энергетическим уровням
n = 1, 2, ..7 |
l = 0, 1, ... до n -1 |
m = -l; 0;+l |
s = 1/2 |
e |
n = 1 |
l = 0(s) |
m = 0 |
|
2 |
n = 2 |
l = 0(s), l = 1(p) |
m = 0 m = -1, 0, +1 |
|
8 |
n = 3 |
l = 0(s), l = 1(p) l = 1(d) |
m = 0 m = -1, 0, +1 m = -2, -1, 0, +1,+2 |
|
18 |
Примечание: в таблице указано максимально возможное количество электронов на энергетическом уровне.
Электронная формула
Электроны заполняют орбитали атома в порядке увеличения энергии. Чем ближе к ядру находится орбиталь (энергетический уровень с меньшим номером), тем сильнее электрон притягивается к ядру, тем выгоднее для него такое расположение.
Например, порядковый номер атома углерода равен шести, это означает, что заряд ядра +6, количество электронов также равно шести. Данные электроны располагаются на двух энергетических уровнях (номер периода). Первый энергетический уровень атома углерода полностью заполнен: на единственной орбитали находятся два электрона с противоположными спинами (1s2 ) (см. табл. 7). Оставшиеся четыре электрона занимают второй энергетический уровень, причем два находятся на более предпочтительной для них s орбитали и два на p орбиталях (2s22p2).
Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняются:
1. Принципу Паули
2. Правилу Клечковского
3. Правилу Хунда.
Принцип Паули. В 1925 году П. Паули постулировал принцип, согласно которому в атоме не может быть двух электронов, обладающих абсолютно одинаковым набором квантовых чисел: n, l, m, s. Отсюда следует, что на каждой орбитали не может быть более двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины, т.е. допускается заполнение и не допускается заполнение и .
Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбитали происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l, а при равной сумме n + l в порядке возрастания числа n.
Например, Са+20 ) ) ) ) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d
последовательность энергетических подуровней
если s = 0, p = 1, d = 2
-
n l
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
n+l
1+0
2+0
2+1
3+0
3+1
3+2
4+0
1
2
3
3
4
5
4
Следовательно, заполнение электронами уровней и подуровней происходит в порядке возрастания суммы n и l : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2
Исключение составляют некоторые d и f элементы, у которых наблюдается так называемый провал (провал электрона с s подуровня на предвнешний d или f). Например, Cu, Ag, Cr, Pd, Pt.
Правило Хунда. Заполнение орбиталей p, d, f подуровней в нормальном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали подуровня, заполняются орбитали вторыми электронми с противоположными спинами. Например, электронная структура атома азота имеет следующее строение 1s2s2p
Свойства элементов зависят от электронной конфигурации валентных электронов. Валентные электроны, как правило, находятся на внешнем энергетическом уровне (номер периода), количество валентных электронов можно определить по номеру группы (за исключением d элементов VIII группы). Например, атом азота имеет пять валентных электронов (V группа), которые располагаются на втором энергетическом уровне (элемент находится во втором периоде).
Все элементы ПСЭ по строению валентных электронов можно разделить на s-,p-,d-,f- элементы иначе их называют семействами:
s-элементы находятся в I, II группах (главные подгруппы)
p-элементы находятся в III-VIII группах (главные подгруппы)
d-элементы находятся в I-VIII группах (побочные подгруппы)
f-элементы относят к лантаноидам и актиноидам.
Все элементы семейства имеют сходное строение:
s-элементы в невозбужденном состоянии имеют валентные электроны только на s- подуровне.
p-элементы в невозбужденном состоянии имеют валентные электроны на внешнем s и p- подуровнях .
d-элементы в невозбужденном состоянии имеют валентные электроны на внешнем s и предвнешнем d- подуровнях .
Сходная электронная конфигурация элементов семейства обеспечивает сходство химических свойств элементов данного семейства.