МИНИСТЕРСТВОПО ЧРЕЗВЫЧАЙНЫМ СИТУАЦИЯМ
РЕСПУБЛИКИБЕЛАРУСЬ
Государственное учреждение образования
«КОМАНДНО-ИНЖЕНЕРНЫЙ ИНСТИТУТ»
Кафедра тактики проведения аварийно-спасательных работ
и тушения пожаров
С.Ю. Елисеев, А.В. Врублевский
ХИМИЯКурс лекцийпо общей химии
Минск — 2006
УДК54
ББК24
Е51
Авторы:
С.Ю.Елисеев, А.В. Врублевский
Рецензент:доцент кафедры неорганической химии Белорусского государственного университета,кандидат химических наук Е. И. Василевская
Е51 Курс лекций по общей химии/ С.Ю.Елисеев, А.В. Врублевский. – Мн.: УП «ЦНИИТУ», 2006. – 125 с.
Курс лекций рассматривает основные классы неорганическихсоединений, их строение, некоторые физико-химические свойства.
Курс лекций разработан в соответствии с учебнойпрограммой по дисциплине «Химия» для специальности 1-94 01 01 «Предупреждение иликвидация чрезвычайных ситуаций» и предназначен для курсантов и слушателей высшихучебных заведений Министерства по чрезвычайным ситуациям.
УДК 542 (042.4)
ББК 24
ÓЕлисеев С.Ю., Врублевский А.В., 2006
ÓКомандно-инженерный институт
МЧС РеспубликиБеларусь, 2006
Тема 1. Строение веществ. Систематика химических элементов
Рассматриваемые вопросы:
1. Основные химические понятияи законы.
2. Строение атома.
3. Периодическая системахимических элементов Д.И. Менделеева.
4. Ориентировочная оценкапожароопасных свойств простых и сложных веществ в зависимости от положенияхимических элементов в периодической системе.
Химия –наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением ихсостава и строения.
Вещество – этоконкретный вид материи, обладающий определенными физическими и химическимисвойствами, состав которого может быть выражен химической формулой.
Химической реакцией называется процесспревращения одних веществ в другие.
Способность веществаучаствовать в тех или иных химических реакциях характеризует его химическиесвойства.
Простое веществосостоит из атомов одного и того же химического элемента.
Химические соединениясостоят из атомов нескольких элементов.Атомно – молекулярное учение
Атомы– мельчайшие химическиечастицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.
Химический элементпредставляет собой видатомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
Другими словами, атом– это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химическиесвойства.
В настоящеевремя известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.
Абсолютное большинстворазличных веществ состоит из молекул.
Молекула– наименьшая частицавещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основныехимические свойства.
Массы атомов химическихэлементов чрезвычайно малы: ~ 10-27 – 10-25кг. В химии пользуются относительными значениямимасс атомов (Ar, где r– «относительный»,от англ. relative).
Относительная атомная масса– это масса атома,выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12часть массы атома нуклида
1 а.е.м. =
Относительная атомная масса– величина безразмерная.
Соответственно,относительная молекулярная масса Mrвещества – это масса егомолекулы, выраженная в а.е.м.
Единицей измеренияколичества вещества (n)является моль.
Моль– количество вещества,содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов,электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12С.
Число атомов NAв 0,012 кгуглерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом:
Величина NAназывается постоянной Авогадро.
Основныестехиометрические законы химии
Стехиометрия– раздел химии, рассматривающий количественные соотношения междуреагирующими веществами.
Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ,образующихся в результате реакции.
Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо от способа егополучения, имеет постоянный качественный и количественный состав.
Закон применим только ксоединениям с молекулярной структурой.
Закон эквивалентов: массы реагирующих друг сдругом веществ, а также массы продуктов этой реакции пропорциональны молярныммассам эквивалентов этих веществ.
Например, в условной реакции А + 2В = 3С + Д
mА : mВ: mС: mД= ЭА: ЭВ: ЭС: ЭД,
где m– масса веществ, а Э –молярная масса эквивалентов.
Другими словами можносказать, что вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах. Одинэквивалент одного вещества всегда взаимодействует с одним эквивалентом другого.
Эквивалент– реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождатьили быть каким–либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно–основныхреакциях или одному электрону в окислительно–восстановительных реакциях.
При использовании понятия «эквивалент» всегданеобходимо указывать, к какой ионной реакции оно относится.
Законыгазового состояния
Закон объемных отношений(Гей–Люссака): при неизменных температуре и давленииобъемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам образующихсягазообразных продуктов как небольшие целые числа.
Закон Авогадро: в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (Т, р) содержитсяравное количество молекул.
Следствия из закона Авогадро:
1. При одинаковых условиях 1моль любого газа занимает одинаковый объем.
2. При н.у. 1 моль различныхгазов занимает объем 22,4 л(молярный объем газа, л/моль).
3. Отношение масс равныхобъемов различных газов равно отношению их молекулярных масс:
где m1и m2– массы, а и – молекулярные массыпервого и второго газов.
Тогда
Объединенный газовый закон:
р0 = 101325Па, Т0 = 0 ºС (273,15 К),
где р0, V0, Т0–соответственно давление, объем, температура при н.у.; р, V, Т –те же параметры данного количества газообразного вещества при других условиях.
Для 1 моль любого газа прин.у.: — универсальнаягазовая постоянная.
R=8,314 Дж/(моль×К)
Для 1 моля газа тогда имеем:
Это уравнение состояния идеальногогаза.
Если количество газа другое,то получим уравнение Менделеева – Клапейрона:
(n– число молей данноговещества).
Закон парциальных давлений: общее давление смесигазов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальныхдавлений газов, составляющих смесь:
где р – общее давление; р1,р2 … — парциальные давления газов 1, 2 …
Парциальное давление газа всмеси – давление, которое производило быэто же количество данного газа, если бы он один занимал при этой же температуревесь объем, занимаемый смесью.Строениеатома
Атом – электронейтральная система, состоящая изположительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Ядра атомов состоят из двухтипов частиц (нуклонов) – протонов (р) и нейтронов (n). Заряд протона равен повеличине и противоположен по знаку заряду электрона; масса его равнаприблизительно одной а.е.м. Нейтрон –незаряженная частица с массой, приблизительно равной массе протона.
Линейные размеры атома — ~10-8см, ядра — ~10-12-10-13см.
Основная масса атома сосредоточенав ядре и характеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов (зарядаядра) Zи нейтронов N: А=Z+N.
Главной характеристикойатома является заряд ядра (Z). Он определяет число электронов,находящихся вокруг ядра, т.е. принадлежность атома к данному виду химическихэлементов, и соответствует атомному номеру (в периодической системе элементов –порядковому номеру) элемента.
В обозначении атома элементаотражаются массовое число и количество протонов —
Относительная атомная массаэлемента является средней величиной массовых чисел его природных изотопов сучетом степени их распространения. Например, хлор в природе находится восновном в виде двух изотопов —
Основой современной теориистроения атома являются законы и положения квантовой (волновой) механики –раздела физики, изучающего движение микрообъектов.
Микрообъекты обладаютодновременно корпускулярными и волновыми свойствами. Для описания движениямикрочастиц используется вероятностный подход, то есть определяется не ихточное положение, а вероятность нахождения в той или иной области околоядерногопространства.
Состояние электрона в атоме описывается с помощьюквантовомеханической модели – электронного облака, плотность соответствующихучастков которого пропорциональна вероятности нахождения электрона. Обычно подэлектронным облаком понимают область околоядерного пространства, котораяохватывает примерно 90% электронного облака. Эта область пространства называетсятакже орбиталью.
Существует система квантовых чисел, котораяопределяет состояние электрона в атоме.
Главное квантовое числоnопределяет энергию электрона и размер электронного облака. Оно может приниматьцелочисленные значения от 1 до
Совокупность электронныхсостояний, имеющих одинаковое значение главного квантового числа n, называется электроннымслоем или энергетическим уровнем.
Наименьшее значение энергииЕ соответствует n=1. Остальным квантовым состояниям отвечают болеевысокие значения энергии. Электроны, находящиеся на этих энергетическихуровнях, менее прочно связаны с ядром.
Для атома водорода квантовоесостояние с n=1 соответствует его наименьшейэнергии и называется основным. Состояния n= 2, 3, 4… называются возбужденными.
Орбитальное(побочное) квантовое число определяет орбитальный момент количествадвижения электрона и характеризует форму электронного облака. Оно принимает всецелочисленные значения от 0 до (n-1).Каждому nсоответствует определенноечисло значений ,то есть энергетический уровень представляет собой совокупность энергетическихподуровней, несколько различающихся по энергиям. Число подуровней, на которое расщепляется энергетический уровень, равнономеру уровня (то есть численному значению n). Эти подуровни имеют следующие буквенные обозначения:
Орбитальное квантовоечисло: 0 1 2 3 4
Подуровень: s p d f g
Формы орбиталей,соответствующие различным значениям ,приведены на следующем рисунке:
Рис. 1.1 Форма и пространственная ориентация электронных
облаков s-, p — и d-орбиталей.
Таким образом,энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихсяопределенным набором квантовых чисел nи .Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям nи ,записывается в виде цифрового обозначения nи буквенного ,например, 4р (n= 4, = 1); 5d(n= 5, = 2).
Магнитное квантовое числоmlхарактеризует пространственную ориентацию электронного облака. Онопринимает все целочисленные значения от до ,например, при l=0 ml=0; l=1 ml= -1, 0, +1; l=2 ml= -2, -1, 0, +1, +2.
В общем виде любому значениюlсоответствует (2l+1) значений магнитногоквантового числа, то есть (2l+1)возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.Следовательно, можно говорить, что число значений mlуказывает на число орбиталейс данным значением l. s–состоянию соответствуетодна орбиталь, p–состоянию – три, d–состоянию– пять, ¦-состоянию – семь и т.д. Всеорбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называютсявырожденными.
Общее число орбиталей, изкоторых состоит любой энергетический уровень (слой), равно n2, а число орбиталей,составляющих подуровень, — (2l+1).
Спиновое квантовое числоmsхарактеризуетсоответственно механический момент электрона, связанный с вращением его вокругсвоей оси. Оно может иметь только два значения: +1/2 или -1/2.
Общая характеристикасостояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули:
в атоме неможет быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были быодинаковы.
Следовательно, на однойорбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся друг от другазначениями спинового квантового числа (спинами); максимальная емкость энергетическогоподуровня — 2(2l+1) электронов, а уровня — 2n2.
Распределение электронов в атоме, находящихся восновном состоянии (его электронная конфигурация), определяется зарядомэлектрона. При этом электроны размещаются согласно принципа минимальнойэнергии:
наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии.
Конкретная реализация этогопринципа может быть осуществлена на основе правила Клечковского:
с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательнона орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального чисел(n+l);
при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь сменьшим значением главного квантового числа n.
Последовательность заполнения энергетическихподуровней в основном соответствует следующему ряду:
1s 2s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p ит.д.
При наличии однотипныхорбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда: впределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы ихсуммарный спин был максимальным.
В таблице 1.1 приведенызначения квантовых чисел для различных состояний электрона, а также указаномаксимальное количество электронов, которое может находиться на том или иномэнергетическом уровне и подуровне в атоме.
Существуетдва способа составления схем распределения электроновв атоме: а) в виде формул электронных конфигураций,например, для 19К – 1s22s22p63s23p64s1, где показатель степениуказывает число электронов на данном подуровне;
б) в виде квантовых ячеек –для изображения электронной орбитали и стрелок, направление которых указываетна ориентацию спинов электронов:
s
p
n=2
¯
¯
n=1
¯
Таблица 1.1 Квантовые состояния электронов, емкостьэнергетических уровней и подуровней
Квантовое состояние электронов, емкость энергетических уровней
и подуровней.
Электронная
оболочка
Энергетический
уровень l
Энергетический подуровень
Возможные
значения ml
Число
орбиталей
Максимальное число электронов
значение l
тип
на подуровне (2l+1)
на уровне n2
на подуровне (2l+1)2
на уровне 2n2
K
L
M
N
1
2
3
4
1
1
2
1
2
3
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
-1; 0; +1
-1; 0; +1
-2; -1; 0; +1; +2
-1; 0; +1
-2; -1; 0; +1; +2
-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
4
9
16
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
8
18
32
Периодичный закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 г., в современной формулировкегласит:
свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых имисоединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер ихатомов.
Заряд ядра (число протонов)равен атомному номеру элемента, определяет число электронов в атоме и, какследствие этого, строение его электронной оболочки в основном состоянии.
Графическим изображениемпериодического закона является таблица периодической системы элементов. Формытакого изображения различны.
Принципиальный подход кпостроению таблиц единый – элементы располагаются в порядке возрастания зарядаядер их атомов. Физической основой структуры периодической системы элементовслужит определенная последовательность формирования электронных конфигурацийатомов по мере роста порядкового номера элемента Z.
В зависимости от того, какойэнергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типаэлементов:
1. s–элементы– последним заполняется s-подуровень внешнегоэнергетического уровня;
2. p–элементы– p–подуровень внешнего энергетического подуровня;
3. d–элементы – d–подуровень предпоследнего энергетического уровня.
4. f–элементы– f–подуровень третьего снаружи уровня.
Элементы со сходнойэлектронной конфигурацией (заполняются однотипные подуровни) внешнихэнергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами.
Периодом называетсяпоследовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнегоэнергетического уровня которых изменяются от ns1до ns2np6(для первого периода s1и s2). При этом номер периодасовпадает со значением главного квантового числа и внешнего энергетическогоуровня.
Каждый из периодов (исключаяпервый) начинается типичным металлом и заканчивается благородным газом,которому предшествует неметалл, то есть в периоде с увеличением заряда ядраатомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типичнонеметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнемэнергетическом уровне.
Первые три периода создают s — и p — элементы. Четвертый и последующие — включают в свой состав также элементы, укоторых происходит заполнение d — и f-подуровней соответствующихвнутренних энергетических уровней. f-элементы объединяются всемейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы).
В вертикальных колонках,называемых группами, объединены элементы, имеющие сходное электронное строение.В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп, каждая из которых состоит изглавных и побочных подгрупп. У элементов главных подгрупп последними заполняютсяs — и p — подуровни внешних энергетических уровней, электронныеконфигурации которых являются основным фактором, определяющим химическиесвойства элементов. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних(n-1)d — и (n-2)f-подуровней при наличии навнешнем энергетическом уровне 1 – 2 электронов.
Элементы-аналоги имеютодинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при разных значенияхглавного квантового числа nи поэтому проявляют сходныехимические свойства.
Таким образом, припоследовательном увеличении зарядов атомных ядер периодически повторяетсяконфигурация электронных оболочек и, как следствие, периодически повторяютсяхимические свойства элементов. В этом заключается физический смысл периодическогозакона.
Элементы главных и побочныхподгрупп различаются своими химическими свойствами, однако им присуще и общее, что объединяет их в одну группу — номер группы. Он, как правило, указывает на число электронов,которое может участвовать в образовании химическихсвязей. В этом состоит физический смысл номера группы.
Таким образом, у элементовглавных подгрупп валентными (то есть участвующими в образовании химическихсвязей) являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементовпобочных подгрупп – и электроны предпоследних уровней. Это основное различиемежду элементами главных и побочных подгрупп.
Поскольку электроннаяконфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростомзаряда их ядер, все свойства, определяемыеэлектронным строением, закономерно изменяется по периодам и группампериодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные химическиеи физические характеристики элементов: атомные и ионные радиусы, сродство к электрону, степень окисления, атомныйобъем и др. Периодически изменяются также многие химические и физические свойствапростых и сложных веществ, образованных элементами–аналогами.
Атом не имеет строгоопределенную границу, поэтому установитьего абсолютные размеры невозможно. Различают следующие радиусы атомов.
Ковалентный радиуспредставляет собой половину межъядерного расстояния в молекулах иликристаллах соответствующих простых веществ.
Металлический радиусравен половине расстояния между центрами двухсоседних атомов кристаллической решетки металла.
Кроме того, различают ионныерадиусы катионов, которые всегдаменьше атомных радиусов соответствующих элементов, и радиусы анионов, которые больше атомных радиусов.
Орбитальный радиус – теоретически рассчитанноерасстояние от ядра до главного максимума электронной плоскости главнойорбитали.
Закономерности изменениярассматриваемых параметров в системе элементов имеет периодический характер.Наиболее общие из них следующие:
1. в периодах по мере ростазаряда ядер радиусы атомов уменьшаются;
2. в группах с ростом зарядаядер радиусы атомов увеличиваются, при этом в группах А такое увеличениепроисходит в большей степени, чем в группах В.
Химическая активностьэлемента определяется способностью его атомов терять или приобретать электроны.Количественно это оценивается энергией ионизации Еион атомов (илипотенциалом ионизации I) и его сродством кэлектрону Еср.
Энергия ионизации – минимальнаяэнергия, необходимая для отрыва наиболее слабосвязанного электрона от невозбужденногоатома (э — элемент):
Энергия ионизации выражается в килоджоулях на моль(кДж/моль) или в электрон-вольтах на атом (эВ/ат).
Наименьшее напряжение электрическогополя, при котором происходит отрыв электрона, называется потенциалом ионизации I(выражается в вольтах — В). Численноезначение Iв вольтах равно энергии ионизации Еион. в электрон-вольтах.
Отрыву первого электронасоответствует первый потенциал ионизации I1, второго – I2, и т.д. При этом I1
Потенциал ионизации являетсясложной функцией некоторых свойств атома: заряда ядра, радиуса атома,конфигурации внешних электронных оболочек.
Способность атома образовыватьотрицательно заряженные ионы характеризуется сродством к электрону, под которым понимается энергетиский эффектприсоединения электрона к нейтральному атому в процессе:
Наибольшим сродством кэлектрону характеризуются элементы группы VIIA. У большинства металлов и благородных газов сродство к электронуневелико или даже отрицательно. Присоединение двух или большего числа электроновк атому вообще невозможно.
Электроотрицательность
Для практической оценки этойспособности атома введена условная относительная шкала электроотрицательности (ЭО).По такой шкале наиболее электроотрицательным среди элементов, способныхобразовывать химические соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным– франций.
В периоде с ростомпорядковог