Размещено на http://www.allbest.ru/

ДНІПРОПЕТРОВСЬКИЙ УНІВЕРСИТЕТ ЕКОНОМІКИ ТА ПРАВА

КАФЕДРА ТОВАРОЗНАВСТВА І ТОРГОВЕЛЬНОГО ПІДПРИЄМНИЦТВА

"Хімія та методи дослідження сировини і матеріалів"

В.Л. Пікалов

Дніпропетровськ

2007

Хімія та методи дослідження сировини і матеріалів. Опорний конспект лекцій В.Л.Пікалов. ДУЕП, 2007. - 63 с.

Укладач: В.Л.Пікалов, к. х. н., доцент кафедри товарознавства і торговельного підприємництва.

Відповідальна за випуск: В.А. Павлова, д.е.н., професор, зав. кафедрою товарознавства і торговельного підприємництва.

ЗМІСТ

Тема 1. Основні положення атомно-молекулярного вчення

Тема 2. Основні поняття хімії

Тема 3. Основні закони, що використовуються для розв'язання задач

Тема 4. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва

Тема 5. Будова атома

Тема 6. Будова електронних оболонок атомів

Тема 7. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва та електронна теорія будови атомів

Тема 8. Залежність властивостей елементів від будови їх атомів

Тема 9. Хімічний зв'язок і будова речовини. Ковалентний зв'язок

Тема 10. Характеристика ковалентного зв'язку

Тема 11. Електронегативність та полярність молекул

Тема 12. Іонний зв'язок

Тема 13. Водневий і металічний зв'язок

Тема 14. Валентність та ступінь окислення

Тема 15. Класифікація хімічних реакцій

Тема 16. Окисно-відновні реакції

Тема 17. Електроліз

Тема 18. Тепловий ефект хімічних реакцій

Література

Тема 1. Основні положення атомно-молекулярного вчення

1.1. Джерела виникнення. Ще давньогрецькі філософи вважали, що речовини складаються з дуже маленьких часток - атомів. Конкретніші уявлення про атом виникли значно пізніше, внаслідок розвитку фізики та хіміі, що базувалися на науковому експерименті. У XVII ст. англійський вчений Р . Бойль (1627 - 1691) пояснив усі хімічні зміни об'єднанням і роз'єднанням атомів. У XVIII ст. М. Лоионосов (1711 -- 1765) сформулював основні положення атомно-молекуляриого вчення.

Наприкінці XVIII - початку XIX ст. внаслідок швидкого розвитку хімії працями вчених різних країн було створено базу для кількісної розробки атомно-молекулярного вчення.

Англійський вчений Дж. Дальтон (1766 - 1844) сформулював закон кратних співвідношень та ввів поняття атомної ваги. Француз Ж. Гей-Люссак (1778 -- 1850) відкрив закон об'ємних співвідношень, для пояснення якого італієць А. Авогадро (1776 - 1850) у 1811 р. запропонував визначення молекули як здатної до самостійного існування найменшої частки речовини, що складається з атомів. Він також висунув гіпотезу, що пізніше одержала назву закону Авогадро. На початку XIX ст. французи Ж. Пруст (1754 - 1826) і К. Бертолле (1748 - 1822) визначили та розмежували поняття "хімічна сполука" і "механічна суміш". Ж. Пруст у 1808 р. сформулював закон сталості складу речовини. Чітке визначення понять "атом" і "молекула" дав у 1858 р. італієць С. Каніццаро (1826 -1920). Так було створено атомно-молекулярне вчення. Воно було підтверджене та розвинене відкриттям у 1869р. Д. Менделєєвим (1834 - 1907) періодичного закону хімічних елементів, розробкою у 1861р. 0. Бутлеровим (1828 - 1886) теорії хімічної будови органічних сполук, проголошенням у 1873 р. голландцем Я. Ван-дер-Ваальсом (1837 - 1923) принципу неперервності рідкого та газоподібного станів речовини, працями голландця Я. Вант-Гоффа (1852 - 1911) у галузі хімічної кінетики та ін.

Таким чином, наприкінці XIX - початку XX ст. атомно-молекулярне вчення одержало наукове обгрунтування - було експериментально доведено, що атоми та молекули існують об'єктивно і мають складну будову. Атомно-молекулярне вчення є одним з найголовніших у природничих науках.

1.2. Основні положення. Визначення основних положень атомно-молекулярного вчення в різних джерелах дещо відрізняються. Найбільше відповідають сучасним уявленням такі положення:

1.Речовини мають дискретну будову. Вони складаються з часток (структурних елементів речовини) - молекул, атомів або іонів.

2.Частки речовини (молекули, атоми або іони) неперервно, безладно рухаються.

3. Між складовими частками речовини (молекулами, атомами або іонами) діють сили взаємного притягання та відштовхування.

4. Між складовими частками речовини є відстані.

5. Молекули складаються з атомів.

6. Молекули зберігаються під час фізичних реакцій і руйнуються під час хімічних.

7. Атоми зберігаються під час хімічних реакцій - при цьому відбувається їхнє перегрупування, що призводить до утворення нових речовин.

8. Різноманітність речовин обумовлена різними сполученнями атомів.

Тема 2. Основні поняття хімії

2.1. Основні поняття. Основними поняттями атомно-молекулярного вчення є "молекула", "атом", "хімічний елемент", "прості та складні речовини".

Молекула (від лат. тоlеs - маса) - здатна до самостійного існування найменша частка речовини, що зберігає хімічні властивості цієї речовини.

Молекули - це реально існуючі частки, природні об'єкти, які мають розміри та масу. Розміри молекул становлять 10^-10 - 10^-7 м, тобто це дуже малі частки. Маса окремої молекули має дуже мале значення. Так, маса молекули води дорівнює 2,895 х 10^-26кг.

Молекули складаються з атомів, які з'єднані між собою хімічними зв'язками, в певній послідовності та певним чином орієнтовані в просторі. Число атомів у молекулах становить від двох до кількох тисяч. Склад молекули - це важлива характеристика молекули та речовини. Він описується хімічними формулами. Усі молекули однієї речовини мають однаковий склад, розміри, масу, властивості. Молекули різних речовин відрізняються за складом, розмірами, масою, властивостями.

Між молекулами є відстані. Вони обумовлені агрегатним станом: у газах - 10^-8 - 10^-7 м, у рідких і твердих речовинах - 10^-10 м.

Молекули неперервно рухаються. У твердих речовинах вони здійснюють хаотичний коливальний рух навколо положень рівноваги, в рідинах - також хаотичний коливальний рух навколо положень рівноваги та прямолінійне переміщення в нові положення рівноваги, в газах -прямолінійний хаотичний рух.

Кількісною характеристикою молекул є відносна молекулярна маса.

Але не всі речовини складаються з молекул. Молекулярну будову мають більшість органічних та частина неорганічних речовин, наприклад прості речовини (азот, кисень, озон, фтор, хлор, бром, йод), складні -галогеніди, сульфіди, гідриди неметалів і безводні неорганічні кислоти. Більшість неорганічних речовин (основні оксиди, луги, солі) складаються з іонів. Носієм хімічних властивостей речовини є умовні частки, що відображають стехіометричний склад речовини асоціати іонів, наприклад, NaCl, КОН, K2SO4, які не є молекулами. Тому не можна застосовувати поняття "молекула" щодо речовини з іонною будовою.

Атом (від гр. аtотоs - неподільний) - найменша хімічно неподільна частка хімічного елемента, що є носієм його властивостей, це електронейтральна частка речовини, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів.

Атоми - реально існуючі матеріальні об'єкти, що характеризуються певними масою, розмірами, складом, зарядом ядра, будовою електронної оболонки та іншими властивостями. Маса атома має дуже мале значення. Так, маса атома водню дорівнює 1,67 х 10^-27 кг.

Атом - це система, що складається з елементарних часток -протонів, нейтронів та електронів. Протони та нейтрони знаходяться в ядрі (центральна частина атома), радіус якого становить 10^-14 - 10^-15 м. Електрони утворюють електронну оболонку, розміри якої визначають розміри атома. Позитивний заряд ядра, який відповідає числу протонів, дорівнює негативному заряду електронної оболонки, що визначається числом електронів. Тому атом електронейтральний.

Атоми - хімічно неподільні частки. Вони зберігаються під час хімічних реакцій - не зникають і не утворюються знову. Атоми руйнуються в процесі ядерних реакцій. Під час хімічних реакцій може змінюватися будова електронної оболонки атома (утворюються іони, змінюються ступені окислення атомів). Одночасно руйнуються одні комбінації атомів, утворюються інші, тобто відбуваються перегрупування атомів у нові речовини. Хімічні реакції є особливим видом руху атомів - хімічною формою руху матерії.

Кількісними характеристиками атома є заряд ядра та відносна атомна маса. Ці величини вказані в періодичній системі хімічних елементів.

Атоми, що мають однаковий заряд ядра, належать певному хімічному елементу. Вони виявляють однакові хімічні властивості. Атоми одного й того ж хімічного елемента можуть мати різні маси внаслідок явища ізотопії. Тому в періодичній системі вказано середню атомну масу елемента.

Атоми входять до складу молекул. Існують також речовини атомної будови (алмаз, благородні гази).

Атоми позначаються хімічними знаками (символами).

2.2. Хімічний елемент - вид атомів з однаковим зарядом ядра, вид атомів, що характеризується певною сукупністю властивостей.

Елемент є складовою частиною речовини. Прості й складні речовини - це форми існування хімічних елементів. На сьогодні відомо ПО хімічних елементів.

Кожний елемент має назву та хімічний символ.

Основною кількісною характеристикою елемента є заряд ядра його атомів, що збігається з порядковим номером елемента в періодичній системі.

За хімічними властивостями розрізняються елементи з металічними та неметалічними властивостями, а також родини лужних металів,лужноземельних металів, лантаноїдів, заліза, платини, халькогенів, галогенів, інертних елементів (благородних газів).

За походженням виділяють природні та штучні елементи.

Природні - це елементи, що існують у природі в складі простих або складних сполук (елементи №№ 1 - 94 в періодичній системі).

Штучні - це елементи, одержані під час перебігу ядерних реакцій (елементи з № > 94).

Окрему групу складають радіоактивні елементи. До них належать елементи, ізотопи яких радіоактивні. Це елементи з порядковими номерами 43, 62, 84-110.

За поширенням у природі хімічні елементи поділяють на поширені та розсіяні або рідкісні. Найбільш поширеними є кисень (47 % маси земної кори), кремній (29,5 %), алюміній (8,05 %) і залізо (4,65 %).

2.3. Прості та складні речовини. Усі речовини за складом поділяються на прості та складні.

Простими називаються речовини, що складаються з одного елемента, тобто це - форма існування хімічного елемента у вільному стані,

Складними називаються речовини, що складаються з різних елементів, тобто це - форма існування хімічних елементів у зв 'язаному стані.

Налічується більше 500 простих речовин і більше 7 млн складних. Прості речовини можуть мати молекулярну і немолекулярну - атомну або металічну будову.

Складні речовини мають молекулярну і немолекулярну - іонну або металічну будову.

Алотропія - явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями.

Такі речовини називають алотропними формами або модифікаціями елементів. Відмінності властивостей алотропних модифікацій обумовлені різним числом атомів у молекулі або різною структурою кристалів. Завдяки явищу алотропії число простих речовин більше, ніж хімічних елементів.

Атомна одиниця маси - це сучасна позасистемна одиниця вимірювання атомних та молекулярних мас (позначається а.о.м.). Вона є. однією дванадцятою часткою маси атома ізотопу вуглецю ¹²С.

Маса атома цього ізотопу, що дорівнює 19,93 х 10^-27 кг, прийнята за 12 а.о.м. 3 цього виходить, що:

1 а.о.м. = 19,93 х 10^-27кг/12 = 1,66 х 10^-27кг, або 1,66 х 10^-24 г.

Відносна атомна маса хімічного елемента - фізична величина, що визначається відношенням маси атома елемента до однієї дванадцятої частки маси атома ізотопу вуглецю ¹²С.

Відносна атомна маса позначається символом Аr, Індекс r - перша буква англійського слова "relativ", що означає відносний.

Відносна молекулярна маса - фізична величина, що визначається відношенням маси молекули до однієї дванадцятої частки маси атома ізотопу вуглецю ¹²С.

Відносна молекулярна маса позначається символом Мr.

Мr- безрозмірна величина, позасистемна одиниця її вимірювання -а.о.м.

Відносна молекулярна маса розраховується за хімічною формулою. Вона дорівнює сумі відносних атомних мас усіх атомів, що входять до складу молекули або умовної частки, яка уособлює речовину.

2.4. Кількість речовини - фізична величина, що визначається числом часток - структурних елементів речовини: молекул, атомів, іонів, іонних асоціатів. Вона позначається латинським символом п або грецьким v. Одиницею її вимірювання є моль.

Моль - це кількість речовини, що містить стільки часток -структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів), скільки атомів є в ізотопі вуглецю ¹²С масою 0,012 кг.

Стала Авогадро - одна з фундаментальних фізичних сталих, пов'язана з атомною одиницею маси (добуток чисельних значень сталої Авогадро та атомної одиниці маси дорівнює одиниці, завдяки цьому чисельні значення відносних молекулярних та молярних мас збігаються).

Тому моль - це кількість речовини, що містить 6,02. х 10²³ структурних елементів речовини (молекул, атомів, іонів).

Поняття моль застосовують щодо речовини в будь-якому агрегатному стані. Моль речовини в будь-якому агрегатному стані за будь-яких умов містить 6,02 х 10²³часток - структурних елементів речовини.

Кількість речовини пов'язана з іншими величинами так:

n = m/M; n = N/NA; n = V/Vm ,

де n - кількість речовини; m - маса речовини; М - молярна маса речовини; N - число часток; NA - стала Авогадро; V - об'єм речовини; Vm- молярний об'єм речовини.

Молярна масса - фізична величина, що визначається відношенням маси речовини до кількості речовини, яка їй відповідає.

Молярна маса позначається через М. Визначальне рівняння:

М = m/n,

де m - маса речовини; n - кількість речовини.

Одиницею вимірювання є кг/моль (в СІ), г/моль (в інших). Чисельне значення молярної маси речовини, виміряної в г/моль^-1, дорівнює чисельному значенню відносної молекулярної маси.

Молярний об'єм - фізична величина, що визначається відношенням об'єму речовини до відповідної кількості речовини.

Вона позначається через Vm. Визначальне рівняня:

Vm = V/n,

де V - об'єм речовини; n - кількість речовини.

Одиниця вимірювання в Сl м³ / моль, в інших системах - л/моль. Молярний об'єм речовини на відміну від молярної маси не є постійною величиною для цієї речовини. Він залежить від її агрегатного стану та умов - тиску і температури. В хімії найчастіше використовують молярний об'єм газу за нормальних умов, який є постійною величиною для усіх газів і дорівнює Vm н.у. = 0,0224 м³/ моль = 22,4 л/моль (нормальні умови - тиск рн = 101 325 Па =101,325 кПа , температура

Тн = 273,15 К, або 0°С).

Тема 3. Основні закони, що використовуються для розв'язання задач

Основні закони. У XVIII - XX ст. були відкриті закони фізики та хімії, які стали базою та складовою частиною атомно-молекулярного вчення.

3.1. Закон сталості складу. Закон сформульований у 1799 р. французьким вченим Ж. Прустом. Формулювання:

Кожна чиста речовина молекулярної будови має постійний (сталий) склад, що не залежить від місця та способу її добування.

Закон поширюється на речовини молекулярної будови (дальтоніди). Речовини немолекулярної будови, одержані за різних умов, можуть мати сталий і змінний склад (бертоліди).

Висновки закону:

1.Склад речовини молекулярної будови можна описати однією хімічною формулою з цілочисельними індексами.

2. Якщо одні й ті ж хімічні елементи сполучаються між собою в різних кількісних цілочисельних співвідношеннях, вони утворюють різні речовини.

3.2. Закон збереження маси речовин під час хімічних реакцій. Закон вперше сформулював у 1748р. і підтвердив експериментально М. Ломоносов. Формулювання:

Загальна маса речовин, які вступають у хімічну реакцію, дорівнює загальній масі речовин, що утворюються внаслідок реакції.

Цей закон є основою для кількісних розрахунків за хімічними рівняннями в науці та на виробництві.

З точки зору сучасних уявлень про зв'язок між масою та енергією закон не зовсім точний. Оскільки хімічні реакції супроводжуються поглинанням або виділенням енергії, повинна змінюватися і маса реагуючих речовин. Так, під час термічної дисоціації молекул водню енергетичний ефект становить 432 кДж/моль, що відповідає зміні маси на 2,5 х 10^-9г. У ядерних реакціях закон не виконується: загальна маса ядер, які утворюються, менша за масу вихідних ядер на так званий дефект мас.

3.3. Закон об'ємних співвідношень. Вперше сформулював цей закон Ж. Гей-Люссак. Формулювання:

Співвідношення об'ємів газів, що вступають у реакцію та утворюються внаслідок неї, є співвідношенням простих цілих чисел. Закон використовують для розрахунків об'ємів газів за хімічними рівняннями.

3. 4. Закон Авогадро -у рівних об 'ємах різних газів за однакових умов міститься однакове число молекул. Закону підлягають усі гази. Не підлягають йому ті гази, що знаходяться в умовах високого тиску та низької температури, й речовини в рідкому і твердому станах. Як відомо, об'єм, що займає певна кількість речовини в будь-якому агрегатному стані, обумовлюється трьома параметрами: кількістю речовини (числом молекул або інших складових часток - структурних елементів речовини), відстанями між складовими частками та їхніми розмірами. У газах за умов низького тиску відстані між молекулами приблизно в тисячу разів більші за розміри самих молекул, тобто розміри молекул ножна не враховувати. Внаслідок цього об'єм газу обумовлюється двома параметрами: числом молекул і відстанями між ними. За однакових умов (тиск і температура) відстані між молекулами в різних газах однакові. Ось чому за однакових умов рівні об'єми різних газів містять одне й те ж число молекул і навпаки. За низьких температур та під високим тиском відстані між молекулами в газах зменшуються і наближаються до розмірів молекул. Тому за таких умов і гази не підлягають закону Авогадро. Наслідки закону Авогадро:

1. Молярний об'єм будь - якого газу за нормальних умов дорівнює 0,0224 м³ х моль^-1, або 22,4 л х моль^-1.

2. Співвідношення густин двох газів за однакових умов дорівнює співвідношенню їхніх відносних молекулярних або молярних мас:

p₁ : p2 = Мr1: Мr2 = М1 : М2

Відносна густина речовини (позначення D) - фізична величина, що визначається відношенням густини цієї речовини p1 до густини іншої речовини р2, яку взято за стандартний зразок.

D = р1: р2

Тема 4. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва

4. 1. Відкриття періодичного закову та створення періодичної системи.

Після відкриття основних законів та створення атомно-молекулярного вчення хімія почала швидко розвиватися. Виникла необхідність систематизації хімічних елементів. Вчені різних країн -англійці У. Одлінг (1829 - 1921) і Дж. Ньюлендс (1837 - 1898), німці І. Деберейнер (1780 - 1849) і Л.Мейєр (1830 - 1895), француз Ж. Дюма (1800 - 1848) та інші намагалися класифікувати хімічні елементи. Розв'язав цю проблему в 1869 р. Д. Менделєєв.

В основу класифікації хімічних елементів вчений поклав значення їхніх атомних мас. Він розташував усі відомі на той час елементи за зростанням їхньої атомної маси і виявив періодичне повторення їхніх властивостей. Так, від літію до фтору змінюються:

-властивості елементів від типових металічних (Lі) до типових неметалічннх (F);

-формули вищих оксидів у послідовності Lі2O ВеО В2O3 CО2 N2O5 ;

-формули гідратів цих оксидів у послідовності LiОН Ве(ОН)2 Н3ВO3 Н2СО3 НNO3 (елемент фтор не утворює ні оксиду, ні гідроксиду, а киснева сполука фтору ОF2 не є оксидом);

-валентність елементів у оксидах і гідратах оксидів (від 1 до 5);

-властивості оксидів і їхніх гідратів від основних (Li) через амфотерні (Ве) та слабокислі (В,С) до сильнокислих (N);

-формули летких водневих сполук у послідовності СН4 NН3 Н2O НF та їхні властивості від нейтральних (СН4) через основні (NН3) і амфотерні (Н2O) до кислих (НF).

Новий ряд елементів від натрію до хлору повторює наведені зміни в тій самій послідовності:

-властивості хімічних елементів від типових металічних (Nа) до типових неметалічннх (СІ);

-формули вищих оксидів у послідовності Nаі2O МgO АІ2O3 SіO2 Р2O3 SO3 СІ2O7;

-формули гідратів цих оксидів у послідовності NаОН Мg(ОН)2 Аl(ОН) 3 Н3АlO3 Н2SiO3 НРО3 Н2S04 НСlO4;

-валентність елементів у оксидах і гідратах оксидів (від 1 до 7);

-властивості оксидів і їхніх гідратів від сильвоосновних (лужних) (Nа), основних (Мg), через амфотерні (АІ) і слабокислі (Sі,Р) до сильнокислнх (S, СІ);

-формули летких водневих сполук у послідовності SіН4 РН3 Н2S НСІ і їхні властивості від нейтральних (SiH4) через дуже слабкі основні (РН3) до слабокислих (Н2S) і сильнокислнх (НСІ).

Далі в ряду від калію до брому подібна послідовність змін формул вищих оксидів і валентності елементів повторюється двічі. Формули летких водневих сполук і їхні властивості змінюються в такому порядку: GеH4 АsН3 Н2Sе НВr і т. д.

Відокремивши такі ряди елементів у періоди та розташувавши елементи з подібними властивостями один під одним у вертикальні стовпчики - групи, Д. Менделєєв сформулював періодичний закон:

Властивості простих речовин, а також формули та властивості сполук хімічних елементів перебувають у періодичній залежності сполук від значення атомної маси елементів.

На базі цього закону вчений побудував періодичну систему хімічних елементів, у якій кожний елемент зайняв своє місце в певному періоді та певній групі. Подальші відкриття будови атома та явища ізотопії показали, що головною кількісною характеристикою елемента є не атомна маса, а заряд ядра (Z). Так виникло сучасне визначення періодичного закону:

Властивості хімічних елементів, а також форми та властивості їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від значення заряду їхніх атомних ядер або порядкового номера елемента е періодичній системі.

4. 2. Будова періодичної системи.

На сьогодні запропоновано кілька сотень варіантів зображення періодичної системи у вигляді таблиць, геометричних фігур, аналітичних кривих тощо. Найчастіше використовують скорочену та розгорнуту форми таблиць. Сучасна періодична система містить 110 хімічних елементів. Кожний з них посідає в ній певне місце - клітинку в таблиці, має свій порядковий номер. У кожній клітинці таблиці, крім хімічного знака елемента зазначено його порядковий номер (Z) та середню відносну атомну масу.

Періодична система складається із семи періодів і восьми груп.

Період - це горизонтальний ряд, що починається лужним металом і закінчується інертним елементом.

Перший період починається неметалом - воднем, сьомий період незакінчений. Перший - третій періоди складаються з одного ряду і називаються малими. Елементи, розміщені в них, називають типовими. Четвертий - шостий періоди складаються з двох рядів і називаються великими. Верхній ряд великого періоду - парний, нижній - непарний.

Сьомий період хоч і складається з одного ряду, але теж великий. У періодичній системі налічується десять рядів.

У шостому періоді після лантану Lа (Z=57) розташовано 14 елементів (Z=58 - 71), подібних до нього,-- лантаноїдів. У сьомому періоді після актинію Ас (Z=57) розташовано 17 елементів (Z=90 - 103), подібних до нього, - актиноїдів. Місце цих елементів у системі позначено в клітинках лантану та актинію, а хімічні знаки, порядкові номери та відносні атомні маси - в ряду клітин під таблицею.

Група - це вертикальний стовпчик, що містить елементи, властивості яких подібні.

Кожна група складається з двох підгруп: головної та побічної. Підгрупи, до складу яких входять елементи малих і великих періодів, називаються головними (А). Підгрупи, які містять лише елементи великих періодів, називаються побічними (В).

Так, Н, Lі, Na, К, Rb, Сs, Fr- головна підгрупа першої групи - IА група; F, СІ, Вr, І, Аt - головна підгрупа сьомої групи - VII А; Мn, Тс, Rе - побічна підгрупа сьомої групи - VII В.

Елементи кожної підгрупи - хімічні аналоги. Властивості елементів головної та побічної підгруп однієї групи відрізняться. Усі елементи побічних підгруп IV - VIII груп - метали, а більшість елементів головних підгруп IV - VIII груп - неметалі. Водночас усі елементи однієї групи (головної та побічної підгруп) виявляють подібні хімічні властивості, переважно у вищих ступенях окислення, значення яких формально збігаються з номером групи.

Зі ствердженням розуміння про першорядність заряду ядра або порядкового номера елемента в періодичній системі питання про причини тотожності хімічних властивостей елементів однієї групи (або підгрупи) та відмінності їх від інших груп (або підгруп) все ж таки не було вирішено. Відповідь на це питання було одержано після відкриття будови електронних оболонок атомів.

Слід звернути увагу, що охарактеризувати положення елемента в періодичній системі - значить назвати період, ряд, групу, підгрупу, порядковий номер.

Тема 5. Будова атома

5.1. Ядро атома.Зa сучасною теорією атом -- електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої оболонки.

Ядро (синонім. - нуклід) - це центральна позитивно заряджена частина атома, в якій зосереджена його маса.

Розмірі ядра в десятки тисяч разів менші за розміри атома (діаметри атома та ядра - 10^-10м та 10^-14- 10^-15м). Ядро складається з нуклонів - протонів та нейтронів

Протон - це частка з масою спокою 1,6726485 х 10^-27 кг (1,0073 а.о.м.) і позитивним зарядом, абсолютне значення якого становить 1,602 х 10^-19Кл, або 1 в одиницях елементарного електричного заряду.

Позначення протона: 1¹р. Верхній індекс означає масу в атомних одиницях маси, нижній - абсолютне значення заряду в одиницях елементарного електричного заряду.

Нейтрон - електронейтральна частка з масою спокою 1,6749543 х 10^-27кг (1,0087 а.о.м.).

Позначення нейтрона: 01n. Верхній індекс означає масу в атомних одиницях маси, нижній - абсолютне значення заряду в одиницях елементарного електричного заряду.

Нейтрон пов'язаний з протоном співвідношенням: 0¹n 1¹p + e^- . Електрони не входять до складу ядра, але, як відомо, під час ?-розпаду ядро випромінює електрони, які там утворюються за наведеним співвідношенням. Так виникає новий хімічний елемент, порядковий номер якого більший на одиницю за порядковий номер елемента, з котрого він утворюється, наприклад: 92²³⁹U 93²³⁹Np +e^-

Електрон - частка з масою спокою 9,109534 х 10^-31кг і негативним зарядом, абсолютне значення якого дорівнює 1,602 х 10^-19Кл.

Саме заряд електрона був прийнятий за одиницю елементарного електричного заряду. У цих одиницях заряд електрона - 1. Маса електрона менша за масу протона в 1 836 разів і менша за масу нейтрона в 1 840 разів. Заряди протона та електрона мають однакове абсолютне значення та різні знаки (+1 і -1), тому в електронейтральному атомі число електронів дорівнює числу протонів.

Протони, електрони, нейтрони - це елементарні частки. Зараз відомо близько двохсот елементарних часток, які мають різні властивості (масу, заряд та ін.).

Число протонів і нейтронів у ядрі (як і число електронів в електронній оболонці) можна визначити за розташуванням хімічного елемента в періодичній системі.

Заряд ядра атома (його абсолютне значення) - дорівнює порядковому номеру Z елемента в періодичній системі. Водночас заряд ядра визначається сумарним зарядом усіх заряджених часток, з яких воно складається (протонів).

Оскільки заряд протона дорівнює +1, число протонів у ядрі дорівнює порядковому номеру Z елемента в періодичній системі. Заряд ядра (число протонів у ядрі) всіх атомів певного елемента - величина постійна - головна кількісна характеристика цього елемента.

Як випливає з визначення ядра, в ньому зосереджена майже вся маса атома, хоча його розміри приблизно в 10⁴ разів менші за розміри атома.

На відміну від заряду ядра маса окремих атомів одного й того ж хімічного елемента може мати різні значення. Такі атоми називаються ізотопами.

Саме тому відносна атомна маса як кількісна характеристика елемента не має першорядного значення.

5. 2. Ізотопи.

Ізотопи - це різновиди певного хімічного елемента, що мають різні маси ядер.

Термін "ізотоп" походить від грецьких слів "ізо" - рівний, однаковий, "топос" - місце. Ізотоп - той, що посідає одне місце.

Маса ядра ізотопа, виміряна в атомних одиницях маси, називається відносною атомною масою ізотопа або ізотопною масою.

Так, у природному елементі водню масові частки "легких" атомів з Аr= 1,0078 і "важких" Аr = 2,0141 становлять 99,984% і 0,0156%. Природа ізотопії пояснюється різною будовою ядер ізотопів одного елемента: маючи однакове число протонів у ядрі (однаковий заряд ядра), ядра містять різне число нейтронів. Так, ядро "легкого" ізотопа водню містить один протон, а ядро "важкого" - один протон і один нейтрон.

У хімії та фізиці поруч з величиною "відносна атомна маса" використовують величину "масове число".

Масове число - загальне число протонів та нейтронів у ядрі.

Позначається воно через А. Математична формула:

хімічний атом ковалентний електроліз

A = Z + N,

де: Z - число протонів, яке співпадає з порядковим номером елемента в періодичній системі;

N - число нейтронів.

Ізотопи позначаються символом хімічного елемента з двома індексами ліворуч: верхній показує масове число, нижній - абсолютне значення заряду ядра. Ізотопи водню позначаються так: легкого (протію) - 1¹Н; важкого (дейтерію) - 1²Н, або D; надважкого (тритію) -1³H, або Т.

Ізотопи бувають природні, штучні, радіоактивні та стабільні.

Природні ізотопи - ізотопи, які існують у природі.

Штучні ізотопи - це такі, що не трапляються в природі, а утворюються під час ядерних реакцій.

Взагалі відомі природні ізотопи 94 природних елементів. Є штучні ізотопи всіх 110 елементів, тобто поняття "штучні ізотопи" та "штучні елементи" не завжди співпадають.

Штучні елементи - це ті, в яких усі ізотопи штучні.

Радіоактивні ізотопи - це нестійкі ізотопи, що спонтанно перетворюються на інші нукліди, виділяючи енергію.

Всі штучні та частина природних ізотопів радіоактивні. Вони називаються радіонуклідами.

Стабільні ізотопи - це нерадіоактивні ізотопи. Відомі 273 стабільні нукліди природних елементів.

Усі ізотопи елемента мають однакові хімічні властивості. Це явище підтверджує чинність сучасного формулювання періодичного закону Д. Менделєєва.

Тема 6. Будова електронних оболонок атомів

6. 1. Будова електронних оболонок атомів. Електронна оболонка - це сукупність електронів, що рухаються в атомі навколо ядра.

Число електронів у нейтральному атомі дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі.

Двоїста природи електрона. У 1910 - 1920 рр. вважали, що електрони - це частки, які обертаються на певних орбітах навколо ядра. У 1920 - 1930 рр. було створено сучасну теорію будови атома. Результати експериментів свідчили, що електрон має двоїсту природу - властивості частки та хвилі (маса спокою, дифракція, інтерференція, фотоелектричний ефект тощо).

Електрон у атомі можна уявити як хмару з певною густиною від'ємного електричного заряду в певному об'ємі простору навколо ядра.

Математична хвильова функція ц, квадрат якої ц² характеризує імовірність знаходження електрона в певній ділянці простору на певній відстані від ядра, називається атомною орбіталлю. Тобто орбіталь -це простір навколо ядра, в якому перебування електрона є найбільш імовірним.

Квантові числа. Орбіталі знаходяться на певних відстанях від ядра, мають певні форму та орієнтацію в просторі. Для її характеристики використовують набір квантових чисел: головного n, побічного l та магнітного mn

Головне квантове число - це число характеризує енергію орбіталі, яка перш за все залежить від відстані орбіталі від ядра.

Воно може мати цілочисельні значення від одиниці до нескінченності (n = 1,2,3, ……, ? ). Орбіталі, що характеризуються однаковим значенням головного квантового числа, знаходяться на однаковій відстані від ядра, мають однакову енергію, отже перебувають на одному енергетичному рівні.

6.2. Енергетичний рівень - це сукупність орбіталей, які характеризуються однаковим значенням головного квантового числа п.

Чим далі від ядра знаходиться орбіталь, тим більшу енергію вона має: Еn >Е2-1

Побічне орбітальне, або азимутальне квантове число визначає форму орбіталі. Воно може набувати цілочисельних значень від 0 до n - l (l = 0,1,2,…., n -1).

Кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь певної форми. Якщо l = 0, орбіталь незалежно від значення головного квантового числа має сферичну форму та називається s-орбіталлю. Значенню l= 1 відповідає орбіталь, що має форму гантелі (р-орбіталь). Зі збільшенням значення /форма орбіталей ускладнюється.

Енергія орбіталі для одноелектронної системи (наприклад, у атомі водню) не залежить від її форми, тобто від значення l. Але для багатьох електронних систем, де існує взаємодія між електронами (а саме, відштовхування), енергія орбіталі зумовлена також її формою, отже визначається не лише головним квантовим числом, але й орбітальним. Орбіталі, які характеризуються однаковим n і різним l, мають різну енергію. Тому поряд з поняттям "енергетичний рівень" існує поняття "енергетичний підрівень" як сукупність орбіталей з певними значеннями головного та побічного квантових чисел. Кожному енергетичному рівню з певним значенням n відповідає набір енергетичних підрівнів із значеннями побічного квантового числа від 0 до n -1.

Магнітне квантове число - це число визначає орієнтацію орбіталі в просторі.

Воно може набувати цілочисельних значень від - 1 до + 1(а також нуль). Розрахунок свідчить, що при певному значенні l число можливих значень m1 дорівнює 2 l + 1.

Так, при l= 0 mi = 0. Це означає, що s-орбіталь має одну орієнтацію щодо трьох осей координат. При l = 1mi може набувати трьох значень: -1, 0, +1. Тобто р-орбіталі мають три орієнтації в просторі - за координатними осями х, у, z; d - орбіталі - п'ять, f-орбіталі - сім орієнтацій.

Таким чином, набір значень магнітного квантового числа визначає число орбіталей на енергетичному підрівні. Схематично орбіталь зображується чотирикутником. Загальне число орбіталей на рівні n становить n² : на першому рівні містяться одна орбіталь, на другому -чотири, на третьому - 9 і т. д.

Так, перший енергетичний рівень містить на одному s-підрівні одну s-орбіталь. Другий енергетичний рівень n = 2 має два підрівні 2s і 2р. На 2s-підрівні знаходиться одна 2s-орбіталь, на 2р-підрівні - три р-орбіталі. Третій енергетичний рівень має три підрівні: 3s, 3р і 3d. На 3s-оідрівні - одна s-орбіталь, на Зр-підрівні - три р-орбіталі, на 3d - підрівні - п'ять d-орбіталей. Четвертий енергетичний рівень має таку будову : одна s-орбіталь, три р-орбіталі, п'ять - d-орбіталей та сім f-орбіталей.

Отже, кожний енергетичний рівень містить певний набір енергетичних підрівнів, кожний енергетичний підрівень має певні орбіталі.

Орбіталь характеризується сукупністю трьох квантових чисел: головного n, побічного l та магнітного m1.

Електронні конфігурації Атомні орбіталі можуть бути вакантними або заповненими електронами. На будь-якій орбіталі електрон можна повністю описати набором чотирьох квантових чисел:

головним квантовим числом орбіталі n;

побічним квантовим числом l;

магнітним квантовим числом mi;

спіновим квантовим числом електрона або спіном mn

Спін електрона характеризує його обертання навколо своєї осі, тобто власний магнітний момент електрона.

Тому спін може мати лише два значення + ¹/2 та- ¹/2

Будову електронних оболонок атомів відображають за допомогою електронних формул або електронних конфігурацій.

Електронні конфігурації атомів - це умовне зображення розподілу електронів по орбіталях на енергетичних рівнях і підрівнях.

Так, ls¹ - електронна конфігурація атома водню;

1s²2s²2р⁶3s¹ - електронна конфігурація атома натрію.

Велика цифра вказує номер енергетичного рівня (головне квантове число n). Літери s,р,d означають форму орбіталі або енергетичний підрівень. Маленька цифра над літерою праворуч показує число електронів на цьому підрівні.

Конфігурація 1s¹ свідчить, що електронна оболонка атома водню в основному (незбудженому) стані (стан з мінімальною енергією) складається з одного електрона на s-підрівні першого енергетичного рівня.

Конфігурація 1s²2s²2р⁶3s¹ показує, що електронна оболонка атома натрію містить два електрони на s-підрівні першого енергетичного рівня, два електрони на s-підріяні та шість електронів на р-підрівні другого енергетичного рівня, тобто вісім електронів на другому рівні та один на s-підрівні останнього третього енергетичного рівня.

За електронною конфігурацією атома можна визначити:

число електронів, які містяться в електронній оболонці (за сумою верхніх індексів);

заряд ядра атома - порядковий номер (тобто який це елемент - число електронів у нейтральному атомі дорівнює порядковому номеру);

номер періоду періодичної системи, в якому знаходиться елемент (за числом енергетичних рівнів у електронній оболонці);

у якій групі та підгрупі періодичної системи міститься цей елемент (за будовою останнього та передостаннього енергетичних рівнів);

можливі ступені окислення елемента.

Електронна конфігурація конкретного атома має відображати дійсну будову його електронної оболонки.

Для складання електронних конфігурацій слід використовувати три правила, за якими, згідно з сучасною теорією будови атома, утворюються електронні оболонки атомів.

6. 3. Перше правило - принцип Паулі: В атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел, тобто на одній орбіталі знаходиться не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни.

За принципом Паулі можна розрахувати максимальне число електронів на орбіталі, підрівні, рівні. Оскільки на одній орбіталі найбільше число електронів дорівнює двом, максимальне число електронів становитиме: на s-підрівні - два; на трьох р - орбіталях р-підрівня - шість, на п'ятьох d - орбіталях d-підрівня - десять; на сімох f - орбіталях f-підрівня - 14 тощо.

Максимально можливе число електронів (N) на енергетичному рівні визначається формулою:

N = 2n²,

де n - номер рівня. Максимальне число орбіталей визначається формулою n².

Друге правило - правило Клечковського, найменшого запасу енергії. Воно формулюється так: Електрони заповнюють енергетичні підрівні за зростанням, їхньої енергії яка характеризується сумою n + l.

При цьому, якщо сума n + l кількох різних підрівнів однакова, рівні заповнюються за збільшенням значень n.

Якщо записати ці числа за їх зростанням, одержимо послідовність підвищення енергії підрівнів, тобто заповнення їх електронами:

n +l 123344555666777788,

n 122334345456456756.

Послідовність заповнення

Підрівнів: 1s 2s 2р Зs Зр 4s Зd 4р 5s 4d 5р 6s 4f 5d 6р 7s 5f 6d.

Третє правило - правило Гунда, найбільшого сумарного спінового числа. Воно формулюється так: Сумарне спінове число електронів неповністю заповненого підрівня має бути максимальним. Звідси випливають такі висновки:

-під час заповнення підрівня електрони посідають різні орбіталі доти, доки це можливо;

-спіни поодиноких електронів, що знаходяться на різних орбіталях, паралельні.

Тема 7. Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва та електронна теорія будови атомів

Періодична система хімічних елементів Д. Менделєєва та електронна теорія будови атомів.

Аналізуючи електронні конфігурації атомів, можна логічним шляхом одержати ті ж періодичні залежності, які Д. Менделєєв встановив, вивчаючи хімічні властивості елементів. Виявляється, будова періодичної системи пояснюється електронною теорією будови атомів.

В одному періоді містяться елементи, атоми яких в основному стані мають однакове число енергетичних рівнів. Так, атоми елементів першого періоду (Н, Не) мають один енергетичний рівень, другого періоду (Li, Ве, В, С, N, О, F, Ne) - два, сьомого періоду (від Fr до останнього, нещодавно одержаного, з Z = 110) - сім енергетичних рівнів тощо.

Число елементів у кожному періоді визначається максимально можливим сумарним числом електронів на енергетичних підрівнях, які заповнюються електронами в цьому періоді. Так, у елементів першого періоду заповнюється перший рівень. Найбільше число електронів цього рівня становить два - перший період містить два елементи (Н, Не).

У елементів другого періоду заповнюються 2s- і 2р-підрівні. Сумарне максимально можливе число електронів цих підрівнів становить вісім (2+6=8) - другий період має вісім елементів (від Lі до Nе включно).

У елементів третього періоду заповнюються Зs- і Зр-підрівні, найбільше сумарне число електронів цих підрівнів становить 18 (2+6+10 = 18) - цей період нараховує вісімнадцять елементів (від К до Кr включно).

У елементів шостого періоду електронами заповнюються 6s-, 6р-, 4f- та 5d-підрівні Сумарне максимально можливе число електронів цих підрівнів дорівнює 32 (2+6+14+10=32) - шостий період містить тридцять два елементи (від Сs до Rn включно) тощо.

В одній підгрупі містяться елементи, які мають не тільки подібні хімічні властивості, а й однакову будову зовнішніх енергетичних рівнів. За будовою зовнішніх енергетичних рівнів розрізняються s, р, d, f - елементи.

s-Елементи мають конфігурацію [ ] ns¹ або [ ] ns², де знак [ ] означає електронну конфігурацію попереднього інертного елемента. В кожному періоді міститься по два s-елементу, якими він починається.

s¹-Елементи - це елементи головної підгрупи (Н, Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr). У вільному стані вони є металами (крім водню).

До s² - елементів належать елементи головної підгрупи другої групи (Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа). У вільному стані- це метали.

р-Елементи мають конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня ns²nр^x, де 1? х ? 6, тобто в них заповнюються електронами р-орбіталі зовнішнього рівня. Максимальне число електронів трьох р-орбіталей дорівнює шести. У кожному періоді, крім першого, міститься по шість р-елементів. Це елементи головних підгруп третьої - восьмої груп: ns²nр¹ -А1, Gа, Іn, Тl; ns²nр² - С, Sі, Gе, Sn, Рb; ns³nр³ - N, Р, Аs, Sb, Ві; ns²nр⁴ -О, S, Sе, Те, Ро; ns²nр⁵ - F, СІ, Вr, І, Аl; ns²nр⁶ - Nе, Аr, Хе, Rn. Вони мають проміжні властивості між металічними та неметалічними або неметалічні властивості.

d-Елементи мають конфігурацію [ ]ns²(n-1)dх, 1< х < 10, тобто в них заповнюються електронами d-орбіталі передостаннього рівня. Максимальне число електронів п'яти d-орбіталей становить десять. У четвертому - шостому періодах після двох s-елементів знаходиться по десять d-елементів (Z=21 - ЗО, Z=39 - 49, Z=57, 72 - 80), у сьомому незакінченому періоді - елементи з Z=89,104 - 110. Усі вони належать до побічних груп і у вільному стані є металами. Ці елементи називають перехідними.