ДО.1к.неорганическая химия

Міністерство освіти і науки, молоді та спорту України Харківський національний університет імені В. Н. Каразіна Кафедра неорганічної хімії

“ЗАТВЕРДЖУЮ”

Перший проректор

______________________________

"_______"_______________20___ р.

РОБОЧА ПРОГРАМА НАВЧАЛЬНОЇ ДИСЦИПЛІНИ

Неорганічна хімія

напряму підготовки 6.040101 "хімія"

хімічного факультету

Кредитно-модульна система організації навчального процесу

Харків – 2012

2

Робоча програма навчальної дисципліни "Неорганічна хімія" для студентів за напрямом підготовки 6.040101 "хімія".

Розробники: В’юник Іван Миколайович, д.х.н., професор, зав. кафедри неорганічної хімії

Робоча програма затверджена на засіданні кафедри неорганічної хімії

Протокол № 18 від “ 12 ” червня 2012 р.

Завідувач кафедри _______________________ В’юник І. М. "_____"___________________ 20___ р

Схвалено методичною комісією хімічного факультету

Протокол № 10 від “ 20 ” червня 2012 р.

“_____”________________20__ р.

Голова _____________________________ Юрченко О. І.

3

1. Опис навчальної дисципліни

	Найменування	Галузь знань, напрям	Характеристика навчальної
		підготовки, освітньо-
	показників		дисципліни
		кваліфікаційний рівень
	Кількість кредитів – 13.5	Напрям підготовки	денна форма навчання
		6.040101 "хімія"
			Рік підготовки:
	Модулів – 8		I -й
	Індивідуальне науково-		Семестр
	дослідне завдання –
			1, 2 -й
	курсова робота
	Загальна кількість годин
	486		Лекції
			123 год.
	Тижневих годин для		Практичні, семінарські
			36 год
	денної форми навчання:
			Лабораторні
	аудиторних – І сем. – 12,	Освітньо-кваліфікаційний
			159 год.
	ІІ сем. – 6;	рівень: бакалавр
	самостійної роботи		Самостійна робота
	студента – І сем. – 6,
			168 год.
	ІІ сем. – 3,53
			Вид контролю:
			курсова робота, залік, екзамен

2. Мета та завдання навчальної дисципліни

Мета: сформувати у студентів фундаментальну базу з загальної та неорганічної хімії для вивчення циклу хімічних дисциплін: аналітична, фізична, органічна, колоїдна та інші дисципліни.

Завдання: навчити студентів використовувати основні поняття хімії, основні закони хімії, загальні закономірності протікання хімічних реакцій, теорію будови атома, теорії хімічних зв’язків, вчення про розчини, загальні відомості про хімічні елементи та їх сполуки у вирішенні конкретних задач хімії відповідно до сучасних потреб.

У результаті вивчення даного курсу студент повинен знати: основні поняття та закони хімії, термінологію та номенклатуру хімічних

сполук, закономірності перебігу хімічних процесів, основи сучасних теорій будови атома та хімічного зв’язку, загальні відомості про хімічні елементи та про їх найважливіші хімічні сполуки, основні методи дослідження будови речовини, методи синтезу неорганічних матеріалів, проблеми екології, хімічної технології та безпеки праці в лабораторії;

вміти: використовувати фундаментальні знання та елементарні навички для рішення практичних задач хімії, пояснити властивості речовин та характер їх зміни зі зміною умов на підставі квантово-механічних уявлень про електронну будову речовини, запланувати та виконати синтез або провести дослідження хімічних властивостей неорганічних речовин.

4

3. Програма навчальної дисципліни ВСТУП. Хімія як одна з природничих наук. Місце неорганічної хімії серед інших

хімічних дисциплін. Значення неорганічної хімії в технічному прогресі. Основні етапи розвитку неорганічної хімії. Роль фізико-хімічних методів дослідження та теоретичних дисциплін в розвитку неорганічної хімії. Сучасний стан неорганічної хімії, її значення для народного господарства. Перспектива та шляхи подальшого розвитку неорганічної хімії. Значення основних понять хімії: атом, молекула, елемент, проста речовина, хімічна сполука, хімічна реакція. Сучасний зміст поняття матерії. Зв’язок між матерією та рухом. Закон збереження та взаємоперетворення матерії та енергії.

ЧАСТИНА 1. Теоретичні основи неорганічної хімії Тема 1. Стехіометричні закони. Атомно-молекулярне вчення

Закон збереження хімічного елемента та електричного заряду як форма проявлення закону збереження матерії в хімічних реакціях.

Хімічні еквіваленти та методи їх визначення. Закон еквівалентів. Сучасне визначення еквівалента. Закон постійних відношень (постійності складу). Дальтоніди. Обмеженість закону постійних відношень. Бертоліди.

Закон кратних відношень. Його значення в історії хімічної атомістики (Дальтон). Закон про відношення об’ємів реагуючих газів (Гей-Люсак). Молекулярна теорія Авогадро. Число Авогадро-Лошмідта. Визначення молекулярних мас газоподібних речовин. Визначення атомних мас. Співвідношення між атомною масою, еквівалентом, валентністю елемента. Закон Дюлонга і Пті. Закон ізоморфізму. Методи визначення атомних мас. Значення та роль періодичного закону при встановленні та виправленні атомних мас.

Сучасний стан молекулярно-кінетичних уявлень. Розмір, маса та швидкість руху атомів та молекул в газовому та твердому стані.

Тема 2. Енергетика хімічних перетворень (основи хімічної термодинаміки)

Поняття про енергію. Потенціальна, кінетична та повна енергія системи. Зміст понять фізико-хімічна система, фаза, компонент. Гомогенні та гетерогенні системи.

Закон збереження та перетворення енергії – перший закон термодинаміки. Поняття про внутрішню енергію системи. Взаємозв’язок між внутрішньою енергію, теплотою та роботою. Поняття про ентальпію. Ендота екзотермічні процеси. Закон Геса. Теплові ефекти різних процесів. Стандартні ентальпії утворення хімічних сполук. Другий закон термодинаміки. Зворотні та незворотні процеси. Рівновага: істинна та уявна. Ознаки істинної рівноваги. Поняття про ентропію. Ентропія як міра неупорядкування. Ентропія як функція стану. Зміна ентропії при фазових переходах. Зміна ентропії в деяких процесах. Стандартна ентропія. Ентропійний та ентальпійний фактори процесів. Ізобарноізотермічний потенціал – енергія Гіббса як міра хімічної спорідненості та критерії направленості процесу. Стандартні енергії Гіббса. Зв’язок між енергією Гіббса, ентальпією та ентропією реакції.

Тема 3. Основні теорії будови атому 3.1. Особливості мікрооб’єктів

Речовина як система. Рівні організації речовини: фундоментальні та елементарні частинки, атомне ядро, атом. Молекула, комплексна частинка, кристал, біологічні, геологічні, космічні та інші об’єкти.

Квантовий характер випромінювання. Рівняння Планка. Дуалізм характеру мікрооб’єктів. Рівняння де Бройля. Співвідношення невизначенності Гайзенберга.

3.2. Атомне ядро. Основи радіохімії Ядро як фундаментальна основа атома. Протонно-нейтронна модель ядра. Дефект

маси. Умови стабільності ядер. Ізотопи, ізобари, ізотони. Закон постійності ізотопного складу. Відносні, атомні та молекулярні маси. Шкали атомних мас (воднева, киснева, вуглецева).

5

Природна та штучна радіоактивність, види радіоактивних перетворень. Основний закон радіоактивних перетворень. Період напіврозпаду. Правило зсуву. Методи одержання та виділення штучних радіоактивних ізотопів (методи адсорбції, хроматографії, екстракції, співосадження). Типи ядерних реакцій. Практичне значення радіоактивних речовин.

3.3. Будова атома Розвиток уявлень про будову атома. Сучасні уявлення про планетарну модель атома.

Хвильова функція. Поняття про квантові числа електрона в атомі. Рівняння Шредингера як математичний вираз, що зв’язує три квантові числа: головне, орбітальне та магнітне. Четверте квантове число – спінове. Енергетичний рівень, підрівень, орбіталь. s-, p-, d- та f- електрони. Виродження орбіталей.

Принципи заповнення атомних орбіталей: принцип мінімуму енергії, принцип Паулі. Максимальна ємність атомних орбіталей. Деталізація принципу мінімуму енергії для багатоелектронних атомів: правило Хунда, правило Клечковського, правило максимальної симетрії електронного розподілу. Порядок заповнення електронних орбіталей. Ефект екранування заряду ядра електронами та ефект проникнення електронів до ядра. Поняття про ефективний заряд ядра та про ефективне головне квантове число. Походження атомних спектрів на прикладі атому водню. Спектральні серії Лаймана, Бальмера, Пашена. Походження характеристичних ренгенівських спектрів. Закон Мозлі.

3.4. Періодичний закон та періодична система Періодичний закон як загальний об’єктивний закон. Періодична система елементів

як форма вираження періодичного закону. Структурні одиниці періодичної системи. Формування періодів та особливості електронної структури атомів. Електронна аналогія як основа періодичної змінюваності хімічних властивостей елементів. s-, p-, d- та f- елементи. Типові елементи. Змінюваність властивостей в головних та побічних групах періодичної системи. Границі періодичної системи. Основні атомні характеристики: атомні та іонні радіуси, енергія іонізації, енергія спорідненості до електрона, електронегативність. Закономірність змінюваності атомних характеристик в групах та періодах. Класифікація елементів на основі хімічних властивостей (катіоногенні, аніоногенні, амфотерні елементи). Періодична зміна деяких хімічних властивостей складних речовин. Пізнавальне та завбачувальне значення періодичної системи.

Тема 4. Хімічний зв’язок та будова молекул 4.1. Хімічний зв’язок та будова молекул

Розвиток уявлень про валентність та хімічний зв’язок.

Ковалентний зв’язок. Основні положення методу валентних зв’язків (МВЗ). Характеристика ковалентного зв’язку: кратність, енергія та довжина зв’язку, валентні кути. Механізми утворення ковалентного зв’язку: обмінний, донорно-акцепторний та дативний. σ-, π-, δ- зв’язки. Основні властивості ковалентного зв’язку: направленість, насиченість, поляризуємість. Гібридизація атомних орбіталей. Залежність валентних кутів від типу гібридизації та геометрична форма молекул. Неполярний та полярний ковалентний зв’язок. Фактори, що визначають полярність молекул. Вплив неподілених електронних пар на геометрію молекул.

Поняття про метод молекулярних орбіталей (ММО). Принцип побудови енергетичних діаграм. Послідовність заповнення молекулярних орбіталей. Порівняльна характеристика методів опису ковалентного зв’язку.

Іонний зв’язок як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку. Енергія іоного зв’язку. Енергія гратки іонного кристалу. Рівняння Борна-Майера та Капустинського. Поняття про взаємну поляризацію іонів. Поляризуюча дія та поляризуємість іонів і характер хімічного зв’язку.

Металевий зв’язок. Поняття про електронний газ. Уявлення зонної теорії будови твердих тіл. Провідники, напівпровідники, діелектрики. Зв’язок між властивостями металевих систем та особливостями металевого зв’язку.

6

4.2. Міжмолекулярні взаємодії Взаємозв’язок характеру міжмолекулярних взаємодій зі структурою та

властивостями молекул та атомів, що входять до їх складу.

Ван-дер-Ваальсова (універсальна) взаємодія. Природа сил Ван-дер-Ваальса. Постійний, наведений та миттєвий дипольні моменти. Орієнтаційна та індукційна взаємодія молекул. Вплив електростатичної взаємодії на властивості речовини.

Водневий зв’язок. Міжмолекулярний та внутрішньомолекулярний зв’язок. Вплив міжта внутрішньомолекулярного водневого зв’язку на властивості речовини.

Тема 5. Агрегатний стан речовини Різні агрегатні стани речовини та залежність цих станів від зовнішніх умов та від

типу взаємодії між частинками речовини. Чиста речовина. Залежність властивостей речовини від ступеню її чистоти. Поняття про фізико-хімічну систему. Гомогенні та гетерогенні системи. Суміші.

Газовий стан. Сучасний стан молекулярно-кінетичних уявлень. Розмір, маса та швидкість руху атомів та молекул. Закон розподілу швидкостей та енергії. Закони ідеальних газів. Рівняння Клапейрона-Менделєєва. Закон Дальтона.

Рідкий стан. Характерні особливості та умови існування рідкого стану. Будова рідин. Поняття про ближній порядок. Асоціація та іонізація молекул рідин. Розтопи металів.

Твердий стан. Кристалічний, аморфний та склоподібний стан речовин. Внутрішня будова кристалів. Анізометрія та симетрія кристалів. Кристалічна гратка. Хімічний зв’язок в кристалах. Іонна, атомна та молекулярна гратки. Острівні, шаруваті та каркасні структури. Ізоморфізм та поліморфізм. Зонна теорія кристалічного стану. Зонна структура діелектриків та речовин з металевою провідністю.

Тема 6. Комплексні (координаційні) сполуки Основні положення координаційної теорії Вернера: центральний атом, ліганди та

адденди: зовнішня та внутрішня сфери, координаційне число центрального атома, ядро комплексу та його заряд, головна та побічні валентності, координаційна ємність (дентатність) ліганду.

Природа хімічного зв’язку в комплексі. Поєднання електростатичної та ковалентної взаємодії центрального атома або іона з лігандами. Структура комплексних сполук з позиції МВЗ. Низькоспінові та високоспінові комплекси. Внутрішньота зовнішньоорбітальні комплекси. Гібридизація орбіталей при утворенні октаедричних, тетраедричних та квадратних комплексів.

Основні положення теорії кристалічного поля (ТКП). Розщеплення d-орбіталей центрального іона в кристалічному полі октаедричних, тетраедричних та квадратних комплексів.

Спін-спаровані та спін-вільні комплекси. Зміна енергії стабілізації кристалічним полем в низці перехідних металів для октаедричних комплексів, утворених лігандами сильного та слабкого поля. Поняття про ефект Яна-Телера. Зв’язок величини розщеплення з забарвленням комплексної сполуки.

Основні положення теорії поля лігандів (ТПЛ). σ- та π- донорно-акцепторний зв’язок. Октаедричні комплекси без π- зв’язків. Октаедричні комплекси з π- зв’язками. Величина розщеплення в ТПЛ. Незв’язані електрони, π- дативна взаємодія d- електронів з вільними (розрихлюючими) орбіталями ліганду. Порівняння МВЗ, ТКП, ТПЛ.

Комплексні сполуки з неорганічними та органічними полідентатними лігандами: карбоніли з містковою групою СО, комплексні сполуки іонів металів та амінокислот на прикладі етилендіамінтетраацетату кальцію. Хелати. Правило циклів Чугаєва.

Кластери та багатоядерні комплекси (на прикладі карбонілів перехідних металів), π- комплекси (на прикладі ферацену). Сполуки типу клатратів.

Константа стійкості комплексних сполук та її залежність від величини заряду та радіуса центрального іона, його електронної конфігурації. Уявлення про кінетично

7

стабільні та інертні комплекси. Ізотермія інертних комплексів. Ефект трансвпливу Черняєва.

Класифікація комплексних сполук. Основи номенклатури. Типи ізомерії комплексних сполук.

Тема 7. Основи хімічної кінетики Швидкість хімічних реакцій. Фактори, що визначають швидкість хімічної реакції:

Концентрація реагентів, тиск, температура, присутність каталізатора, взаємна орієнтація молекул. Закон діючих мас. Константа швидкості хімічної реакції. Фактори, що визначають величину константи швидкості. Порядок реакції. Молекулярність реакції. Багатостадійні процеси. Ланцюгові реакції.

Вплив температури на швидкість реакції. Температурний коефіцієнт швидкості реакції. Активні та неактивні молекули. Розподіл молекул по їх енергіям. Енергія активації та енергія хімічних зв’язків в молекулах вихідної суміші. Перехідний стан та активований комплекс. Енергія активації та тепловий ефект реакції. Залежність швидкості реакції від енергії активації. Рівняння Арреніуса.

Вплив каталізатора на швидкість реакції. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Елементи теорії гомогенного каталізу. Утворення проміжних сполук. Елементи теорії гетерогенного каталізу. Активні центри та їх роль в каталізі. Роль адсорбції. Природа адсорбційних сил. Енергія активації та каталізатори. Інгібітори. Каталітичні яди.

Тема 8. Хімічна рівновага Термодинамічний прогноз протікання хімічних реакцій. Енергія Гіббса як міра

стійкості хімічної сполуки та міра направленості самодовільного процесу. Роль ентальпійного, ентропійного факторів та температури на встановлення хімічної рівноваги. Істинна рівновага та псевдорівновага., їх приклади. Чотири типи реакцій, що визначаються співвідношенням змін етропії та ентальпії. Принцип Ле-Шательє. Рівновага як стан, що відповідає мінімуму енергії Гіббса.

Зворотні та незворотні процеси. Динамічний характер хімічної рівноваги. Термодинамічна константа рівноваги та її визначення через константи швидкостей прямої та зворотної реакції як окремий випадок в разі, коли показники ступеня для концентрацій реагентів в кінетичному рівнянні співпадають зі стехіометричними коефіцієнтами в рівнянні хімічної реакції.

Фактори, що впливають на величину константи рівноваги: природа реагуючих речовин, температура, природа розчинника. Зв’язок між величиною константи хімічної рівноваги та зміною енергії Гіббса.

Тема 9. Елементи теорії розчинів 9.1. Загальні властивості розчинів

Класифікація дисперсних систем. Грубодисперсні системи. Колоїдні розчини. Будова колоїдних частинок – міцел. Стійкість колоїдних розчинів. Істинні розчини. Розчинення як фізико-хімічний процес. Ідеальні та реальні розчини. Рідкі та тверді розчини. Особливості води як розчинника. Хімічні уявлення Д. І. Менделєєва про розчини. Фізична теорія розчинів Вант-Гоффа. Розчинність газів, рідин та твердих тіл. Вплив природи розчиненої речовини та розчинника на розчинність речовин. Вплив температури та тиску на розчинність речовин. Закон розподілення. Екстракція.

Способи вираження складу розчину (концентрації): масова доля, молярна доля, об’ємна доля, молярна концентрація, моляльна концентрація, молярна концентрація еквіваленту, титр.

9.2. Розчини електролітів Питома та молярна електропровідність розчинів. Залежність електропровідності

розчину від природи та концентрації електроліту. Роль діелектричної проникності розчинника при утворенні іонів розчиненої речовини. Ізотонічний коефіцієнт. Аквакомплекси.

8

Дисоціація (іонізація) електролітів. Ступінь дисоціації та фактори, що впливають на неї: природа розчиненої речовини та розчинника, концентрація розчину та температура. Методи визначення ступеню дисоціації.

Сильні та слабкі електроліти. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Константа дисоціації як міра сили електроліту. Закон розведення Оствальда. Непідпорядкування розчинів сильних електролітів закону розведення (закон діючих мас). Уявна ступінь дисоціації сильних електролітів. Ефективна концентрація, активність. Коефіцієнт активності. Іонна сила розчинів електролітів.

9.3. Іонні рівноваги в розчинах Обмінні реакції в розчинах. Загальні умови протікання реакцій обміну в розчинах

електролітів. Іонні рівняння реакцій.

Електролітична дисоціація води, константа дисоціації води, іонний добуток води. Вплив температури на дисоціацію води. Водневий показник (рН). Поняття про кислотне, нейтральне та лужне середовище. Поняття про індикатори. Методи визначення рН. Буферні розчини.

Сучасні уявлення про кислоти та основи. Кислотно-основна рівновага. Визначення кислот та основ по Арреніусу. Протона теорія кислот та основ Бренстеда. Уявлення про кислоти та основи Льюїса та Усановича. Константи кислотності та основності в водних розчинах. Відносність понять кислота та основа. Реакція нейтралізації. Амфотерність молекул та іонів.

Неводні розчини. Рідкий аміак, фторид водню, оксид сірки як неводні розчинники. Умови дисоціації розчинених речовин на іони в різних розчинниках. Дисоціація комплексних іонів. Подвійні солі.

Важкорозчинні електроліти. Рівновага між осадом та насиченим розчином. Добуток розчинності та розчинність електролітів. Вплив одноіменних та різноіменних іонів на розчинність електролітів. Переведення важкорозчинних осадів в розчинний стан в результаті утворення комплексних сполук, малодисоційованих розчинних у воді сполук або окиснення осадів. Утворення важкорозчинних осадів з розчинних комплексних сполук. Вплив рН розчину на утворення важкорозчинних осадів.

Гідроліз та сольволіз. Різниця між гідролізом іонних та ковалентних сполук. Поляризуюча дія іону. Гідроліз солей як результат взаємодії іонів солі з їх гідратною оболонкою. Гідроліз солей по катіону та аніону. Чотири типи солей в залежності від гідролізуємості їх іонів. Ступеневий гідроліз багатозарядних іонів. Вплив природи, заряду та радіуса іонів на їх гідролізуємість. Ступінь та константа гідролізу. Вплив концентрації, температури та рН середовища на ступінь гідролізу. Гідроліз важкорозчинних солей. Сумісний гідроліз солей. Полімеризація та поліконденсація продуктів гідролізу багатозарядних іонів. Загальні принципи одержання солей, що легко гідролізуються, їх очистка та висушування.

Тема 10. Окисно-відновні процеси 10.1. Окисно-відновні реакції

Суть окисно-відновних реакцій. Поняття ступеню окиснення елемента в сполуці. Процеси окиснення та відновлення. Окисники та відновники. Складання рівнянь окисновідновних реакцій. Метод електронного балансу, метод напівреакцій. Основні типи окисно-відновних реакцій: міжмолекулярні, внутрішньомолекулярні, диспропорціонування, комутації.

10.2. Гальванічні елементи Хімізм процесів, що відбуваються на поверхні металу у воді і водних розчинах

солей. Поняття про подвійний електричний шар. Стрибок потенціалу на межі металрозчин. Напрямок руху електронів та іонів в гальванічному елементі. Водневий електрод. Електродний потенціал та фактори, що визначають його величину – потенціал іонізації, спорідненість до електрону, енергія металічної гратки, енергія гідратації (сольватації) іонів, температура, ступінь окиснення, концентрація окисненої та відновленої форм.

9

Рівняння Нернста. Нормальний (стандартний) потенціал окиснювально-відновної системи, його знак та величина. Гальванічні елементи (гальванічні ланцюги), їх типи: хімічні та концентраційні. Ряд напруг (активності) металів. Хімічні джерела струму – гальванічні елементи та акумулятори. Паливний елемент.

10.3. Окисно-відновні (редокс) потенціали та напрямок окисно-відновних реакцій Залежність окисно-відновного (редокс) потенціалу від концентрації окисненої та

відновленої форм. Вплив рН на величину редокс-потенціалу. Таблиці окисно-відновних потенціалів. Визначення напрямку окисно-відновного процесу, електрорушійна сила хімічної реакції в хімічному джерелі струму та зміна енергії Гіббса. Підбір окисників та відновників з урахуванням окисно-відновних потенціалів.

10.4 Електроліз Редокс процеси за участю електричного струму. Інертні та активні електроди. Схеми

процесів на інертних та активних електродах в розчинах та розтопах електролітів. Електричний струм як дуже сильний окисник та відновник. Виділення на катоді водню та металів, явища поляризації. Потенціали перенапруження. Окиснення на аноді простих та складних аніонів. Електросинтез неорганічних речовин. Побічні реакції, що мають місце на електродах. Одержання перхлоратів, перманганатів, гідроксиламіну.

ЧАСТИНА 2. Огляд елементів та найважливіших сполук Тема 11. Періодичний закон як основа систематики неорганічної хімії 11.1. Пізнавальна та передбачувальна роль періодичного закону

Періодичний закон – основа класифікації атомів при використанні відомостей про їх будову. Хімічний елемент – узагальнене поняття , що включає всі властивості атома з даним зарядом ядра, в тому числі ізольованих атомів і атомів в простих та складних речовинах. Періодична система як основа класифікації простих речовин та бінарних сполук (ідосполук). Періодичний характер зміни деяких властивостей бінарних сполук. Пізнавальне та педагогічне значення періодичної системи.

Роль періодичного закону в розвитку сучасних природничих наук. Зв’язок розповсюдженості та розподілу хімічних елементів в земній корі, в земній кулі та космосі з періодичною системою та з будовою атомів. Хімічний склад окремих геосфер. Геохімія як наука. Основний закон геохімії (Гольдшмідта). Правила Менделєєва, Оддо, Гаркинса.

Біологічно-активні елементи. Біоенергетична хімія. Проблема низькотемпературного зв’язування азоту при використанні відомостей про комплексні сполуки.

11.2. Хімія s- та p- елементів

s- та p- елементи – елементи головних підгруп періодичної системи. Валентні орбіталі: s- та p- орбіталі. Загальні закономірності: внутрішня та вторинна періодичність. Ступені окиснення s- та p- елементів. Координаційні числа s- та p- елементів.

11.3. Хімія d-елементів

d-елементи – елементи побічних підгруп, так звані перехідні елементи. Валентні орбіталі: nsорбіталь, три npта п’ять (n-1)d- орбіталей. Зміна потенціалу іонізації та радіусів атомів в групах. Виняток для елементів скандію. Ступені окиснення d-елементів. Прості речовини d-елементів. Координаційні та комплексні сполуки d-елементів.

11.4. Хімія f-елементів

f-елементи відносяться до перехідних елементів та об’єднуються в родину лантанідів (в шостому періоді) і родину актинідів (в сьомому періоді). Особливості електронної структури атомів.

Тема 12. Елементи 17 та 7 груп Періодичної системи Д.І. Менделєєва Загальна характеристика елементів 17 та 7 груп. Особливості електронної структури

атомів, валентність, ступені окиснення. Положення Гідрогену в періодичній системі. Зміна атомних характеристик елементів 17 та 7 груп.

Гідроген. Ізотопи Гідрогену: протій, дейтерій, тритій. Особливості будови та розмір атома Гідрогену. Ступені окиснення та валентність. Властивості простої речовини. Умови взаємодії водню з киснем. Сполуки Гідрогену з металами та неметалами. Гідриди

10

елементів, їх властивості та класифікація. Залежність властивостей гідридів від типу хімічного зв’язку між Гідрогеном і елементом. Комплексні гідриди. Тверді розчини водню в металах. Сполуки Гідрогену в позитивному ступені окиснення. Важка вода.

12.1. Галогени Загальна характеристика групи галогенів: будова атомів (особливості будови атома

Флуору), розміри атомів та іонів, ступені окиснення та валентності, електронегативність та типи хімічного зв’язку в сполуках з різними елементами, порівняльна стійкість молекул простих речовин, розповсюдженість в природі, геохімічні особливості, ізотопія.

Співставлення фізичних та хімічних властивостей галогенів. Зміна стійкості, окисновідновних властивостей галогенідів Гідрогену. Порядок взаємного витіснення галогенів з їх сполук різних типів. Полігалогеніди.

12.2. Типові елементи групи галогенів Флуор. Проста речовина. Фторид Гідрогену та фториди елементів. Залежність їх

властивостей від типу хімічного зв’язку. Агрегатний стан при звичайних умовах. Кислотно-основні властивості. Фториди Оксигену та галогенів. Значення сполук Флуору в сучасній техниці.

Хлор. Фізичні та хімічні властивості простої речовини. Взаємодія Хлору з воднем. Хлориди елементів, їх властивості та класифікація. Хлорангідриди. Практичне застосування хлору. Хлоридна кислота, її властивості та застосування. Технічні методи одержання хлоридної кислоти. Лабораторні та промислові способи одержання хлору. Взаємодія хлору з водою та лугами. Сполуки хлору з Оксигеном. Оксигенвмісні кислоти хлору та їх солі. Гіпохлоритна кислота та гіпохлорити; хлоритна кислота і хлорити; хлоратна кислота і хлорати; хлорна кислота і перхлорати. Сила цих кислот, їх стійкість. Властивості солей оксигеновмісних кислот хлору. Закономірність зміни окисно-відновних властивостей в оксигеновмісних кислотах хлору. Закономірності зміни властивостей сполук хлору з елементами, в яких ступінь окиснення хлору змінюється: -1, +1, +3, +5, +7. Сполуки хлору зі ступенем окиснення +2, +4, +6.

12.3. Підгрупа брому Бром, йод, астат. Прості речовини. Їх властивості. Сполуки брому, йоду, астату зі

ступенем окиснення: -1, +1, +3, +5, +7. Порівняльна характеристика властивостей сполук: кислотно-основних, окисно-відновних, хімічної активності. Методи одержання простих речовин. Використання брому, йоду та їх сполук.

12.4. Група мангану (7 група)

Манган, технецій, реній – представники d-елементів. Ступені окиснення: катіоногенний та аніоногенний характер атомів, парамагнітність атомів та іонів; здатність утворювати комплексні сполуки; металічність простих речовин. Властивості простих речовин. Явище алотропії. Сплави марганцю.

Сполуки мангану, технецію та ренію зі ступенем окиснення, рівним нулю. Електронна конфігурація центральних атомів; механізми утворення σ-зв’язків (Mn-Mn і

ОС-Mn) та π-зв’язків (Mn-CO).

Сполуки мангану, технецію та ренію зі ступенем окиснення +2, +4, +6, +7. Їх властивості: кислотно-основні, окисно-відновні, хімічна активність.

Тема 13. Елементи 16 та 6 груп Загальна характеристика елементів 16 та 6 груп. Особливості електронної структури:

Валентність, атомні і іонні радіуси, потенціали іонізації, спорідненість до електрону. Типові елементи: Оксиген, Сульфур. Зміна атомних характеристик елементів 16 та 6 груп.

13.1. Оксиген Особливості будови та розмір атома Оксигену. Ступені окиснення, валентності.

Алотропія. Хімічні властивості простих речовин. Розповсюдженість в природі. Лабораторні та промислові способи одержання кисню. Його застосування. Використання рідкого кисню.