- •Конспект лекций по дисциплине «химия»
- •Иркутск 2012 содержание
- •Введение
- •1. Основные понятия и законы химии Основные понятия
- •Основные законы
- •2. Классы неорганических соединений
- •3 Строение атома
- •Квантовые числа
- •Принципы распределения электронов в атоме
- •4. Периодический закон и периодическая система
- •Периодические свойства элементов
- •5. Энергетика химических процессов
- •Внутренняя энергия
- •Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •Второе начало термодинамики. Энтропия
- •Энергия Гиббса
- •6. Скорость химической реакции
- •1. Природа реагирующих веществ.
- •2. Концентрация.
- •3. Температура.
- •4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ.
- •5. Катализаторы.
- •7. Химическое равновесие
- •Факторы, влияющие на смещение равновесия
- •1. Давление (характерно для газов).
- •2. Температура.
- •3. Концентрация.
- •4. Катализаторы.
- •8. Растворы
- •Энергетика процесса растворения
- •Растворимость
- •1. Природа растворяемого вещества.
- •2. Природа растворителя
- •3. Температура
- •4. Давление
- •9. Способы выражения концентрации растворов
- •10. Разбавленные растворы неэлектролитов
- •Давление пара растворов. Закон Рауля
- •Замерзание и кипение растворов
- •12. Растворы электролитов
- •Степень диссоциации
- •Слабые электролиты. Константа диссоциации
- •Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •Реакции обмена в растворах электролитов
- •Диссоциация воды. Водородный показатель
- •12. Гидролиз солей
- •13. Окислительно-восстановительные реакции
- •Важнейшие окислители и восстановители
- •Составление уравнений овр
- •Типы овр
- •14. Электродные потенциалы
- •Ряд напряжений металлов
- •Гальванические элементы
- •15. Коррозия металлов
- •Защита металлов от коррозии
- •16. Электролиз
- •Электролиз раствора CuCl2 с инертным анодом
- •Электролиз раствора NiSo4 с никелевым анодом
- •Законы электролиза
- •Библиографический список
4. Периодический закон и периодическая система
В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов. Наглядным выражением закона служит периодическая система Д. И. Менделеева.
Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называется последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода).
По горизонтали в периодической системе расположено 7 периодов, из которых три малых (1-3) и четыре больших (4-7). Начало каждого периода сопровождается образованием нового энергетического уровня. Любой период начинаются щелочным металлом (…ns1) и заканчивается благородным газом (…ns2np6 или ns2 у первого периода). Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элемента легко отдавать электроны (восстановительные свойства), а неметаллические – присоединять электроны (окислительные свойства). В периодах с возрастанием порядкового номера элемента усиливаются неметаллические и окислительные свойства, а металлические и восстановительные ослабевают. Это связано с тем, что число энергетических уровней у элементов одного и того же периода не изменяется, а заряд ядра возрастает, и связь электронов с ядром усиливается.
Усиление неметаллических свойств в пределах данного периода иллюстрируется изменением характера оксидов и гидроксидов, образуемых элементами этого периода. В периодах при переходе слева направо происходит усиление кислотных и ослабление основных свойств высших оксидов и соответствующих им гидроксидов.
По вертикали в таблице расположено 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов на внешних энергетических уровнях. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами и, следовательно, сходными свойствами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы) и p-элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их устойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна степень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выражены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окислителями.
В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней и их максимальное число равно номеру группы. В побочных подгруппах, кроме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства, кислотный характер соединений и их устойчивость
d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисления, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в промежуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:
Cr+2O Cr+6O3
основной амфотерный кислотный
Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответствующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, IV–VII групп – кислотные.
Группа |
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
|
Формула высшего оксида |
|
|
|
|
|
|
|
|
Формула гидроксида |
ЭОН |
Э(ОН)2 |
Э(ОН)3 |
Н2ЭО3 |
НЭО3 |
Н2ЭО4 |
НЭО4 |
|
|
Основания |
Кислоты |