Тема 8. Будова атома. 2 страница

До сильних електролітів відносяться: солі і луги тільки розчинні у воді і кислоти(тільки HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄).

Слабкі електроліти – це електроліти, які частково дисоціюють на Йони (у розчині практично існують переважно у вигляді молекул, ніж йонів).

До слабких електролітів відносяться: всі інші солі і основи мало і нерозчинні у воді, а також кислоти(H₂S, H₂SO₃, H₂CO₃, HF) і всі органічні речовини, прості речовини, оксиди.

Реакції йонного обміну.

Всі реакції в хімії практично переважно відбуваються в розчинах, а якщо беруть участь електроліти, то у розчинах вони розпадаються на йони. Тому реакції в розчинахвідбуваються не між молекулами електролітів, а між йонами – реакції йонного обміну.

При написанні реакцій йонного обміну (молекулярне, повне йонне і скорочене йонне рівняння)необхідно користуватися поняттями «сильні» і «слабкі» електроліти.

Вправа: Написати рівняння реакції в молекулярному, повному та скороченому йонних виглядах:

1. NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

Додаткові вправи:

2. FeO + HNO₃ =

3. FeCl₃ + AgNO₃ =

4. Al + CuSO₄ =

5. H₂S + KOH =

6. Al₂(SO₄)₃ + BaCl₂ =

7. Ca + H₃PO₄ =

8. Ba(OH)₂ + CuSO₄ =

9. Fe(OH)₃ + HBr =

10. P₂O₅ + NaOH =

Згідно йонної теорії: сильні кислотипозначаються Н⁺, сильні основи (луги) - ОН^- , а розчинні солірозпадаються або на катіони металів,або на аніони кислотних залишків. Слабкі електроліти і неелектроліти записуємо в молекулярному вигляді.

Вправа: Скласти рівняння реакції в молекулярній та повній йонній формах відповідно до схеми: Н⁺ + ОН^- = Н₂О

HCl + КOH = КCl + H₂O

H⁺ + Cl^- + К⁺ + ОН^- = К⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

Приклади вправ:

1. Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O

2. Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓

3. S^2- + 2H⁺ = H₂S

4. Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃

5. Mg + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂↑

6. CO₂ + 2OH^- = CO₃^2- + H₂O

7. 2K + Fe²⁺ = 2K⁺ + Fe

8. Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

Зміна забарвлення індикаторів

У розчинахкислот:

Лакмус ізфіолетового начервоний

Метилоранж із оранжевого на червоний

Універсальний індикатор із жовтого на червоний

Фенолфталеїн не змінює

У розчинах лугів:

Лакмус ізфіолетового насиній

Метилоранж із оранжевого на жовтий

Універсальний індикатор із жовтого на синій

Фенолфталеїн ізбезбарвногонамалиновий

Гідроліз розчинів солей

Гідроліз солей – це реакції йонного обміну між йонами солі і молекулами води,внаслідок яких утворюється середовище: кисле, лужне або нейтральне

Вид середовища визначається «водневим показником» - рН і він має значення від 1 до 14.

Якщо: рН > 7 –лужне середовище(ОН^-)

рН < 7 - кисле середовище (Н⁺)

рН = 7 - нейтральне середовище (H₂O)

Є 4 випадки гідролізу солей. У формулі солі металвідповідає за основу, а кислотний залишок за кислоту, яка утворює дану сіль.

Необхідно знати:якоюсильною основоючисильною кислотоюутворенаданасільтаке і буде середовище.

1. Сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою (лужне середовище)

Na₂CO₃

NaOH - сильна основа

H₂CO₃ – слабка кислота

рН > 7 – лужне середовище. Реакція гідролізу – оборотня.

2. Сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою (кисле середовище)

ZnCl₂

Zn(OH)₂ - слабка основа

HCl – сильна кислота

рН < 7 – кисле середовище. Реакція гідролізу – оборотня.

3. Сіль утворена сильною основою і сильною кислотою (нейтральне середовище)

NaCl

NaOH - сильна основа

HCl – сильна кислота

рН = 7 – нейтральне середовище. Гідроліз не відбувається.

4. Сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою (нейтральне середовище)

ZnS

Zn(OH)₂ - слабка основа

H₂S – слабка кислота

рН = 7 – нейтральне середовище

Гідроліз відбувається до кінця і при цьому сіль взаємодіє водою і утворюється

нерозчинна основа і слабка кислота. Реакція гідролізує необоротною.

ZnS + 2HOH → Zn(OH)₂↓ + H₂S↑

Вправа:Визначити рН середовищау водних розчинах таких солей:

K₂SO₃ : KOH – сильна основа; H₂SO₃ – слабка кислота

рН > 7 (лужне середовище)

Приклади вправ:

1. MgCl₂

2. K₂S

3. ZnSO₄

4. BaCl₂

5. CuSO₃

6. KNO₃

7. Al₂(CO₃)₃

8. K₂CO₃

9. FeBr₃

Тема 7. Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва.

Тема 8. Будова атома.

На початку XIX столітті вчені класифікували хім..елементи за такими ознаками:

1. метали і неметали

2. валентністю

3. родинами або групами подібних елементів.

Менделєєв Д.І. ,вивчивши всі класифікації до нього, запропонував свою класифікацію. За основу її він взяв атомну масу хімічних елементів( постійну величину на той час) і розмістив всі елементи(їх було 63, а зараз більше 110) у порядку зростання їх атомних мас. Кожному елементу він дав свій номер, який назвав порядковим номером і одержав таблицю – періодичну систему- у кожному горизонтальному рядочку (періоді) повторюються певні закономірності:

1. металічні властивості спадають;

2. неметалічні властивості зростають;

3. Валентність в оксидах цих елементів зростає від І доVIII.

4. Валентність у гідрогенових сполуках тільки неметалів спадаєвід IV до І;

5. Властивості гідроксидів всіх елементів змінюються від основних

через амфотерні до кислотних.

На основі цих закономірностей Менделєєв вивів періодичний закон:

«Властивості хім.елементів, а також сполук утворених ними перебувають у періодичній залежності від їх атомних масс.»

У періодичній системі є відхилення від періодичного закону:

1. ₊₁₈Ar - ₊₁₉K

2. ₊₂₇Co - ₊₂₈Ni

3. ₊₅₂Te - ₊₅₃I

Причину цих відхилень Менделєєв вважав треба шукати в будові атомів хім..елементів.

Будова атома

Атом складається із позитивного ядра і негативно заряджених електронів,які рухаються навколо нього по електронних шарах (енергетичних рівнях або електронних орбіталях).

Атом⁰ = ядро⁺ + електрони^-

Позитивно заряджене ядро складається із позитивних протонів і нейтральних нейтронів.

Ядро⁺ = протони⁺ + нейтрони⁰

Позначення елементарних частинок атома:

Протони: ₊₁¹р; Нейтрони - ₀¹n; Електрони: _-1⁰е; m (е) = ------ m(р або n )

(Масою _-1⁰е можна нехтувати)

Вся маса атома зосереджена в ядрі і визначається масою протона і нейтрона

Сума протонів і нейтронів ( n + р) називається нуклони.

Вчені відкрили, що порядковий номер елемента – це числове значення заряду ядра цього атома.

Наприклад:

₊₁₉³⁹К, де: 39 – відносна атомна маса, а +19 –заряд ядра атома.

Порядковий номер елемента означає:

1. числове значення заряду ядра атома;

2. кількість протонів у ядрі;

3. кількість електронів у атомі.

Наприклад:

₊₁₉³⁹К ( 19p; 19e; n = 39 -19 =20)

₊₁¹H ( 1p; 1e; 0n); ₊₁₂²⁴Mg (12p; 12e; 12n)

Вчені відкрили, що майже всі елементи у природі існують у вигляді не менше двох різновидів і більше – ізотопів (нуклідів) – це різновиди одного і того ж елемента,які маютьодинаковий заряд ядра, алерізну атомну масу.

Наприклад:

₊₁¹Н - Протій; ₊₁²Н – Дейтерій; ₊₁³Н –Тритій.

₊₁₇³⁵Cl і ₊₁₇³⁷Cl

Відносна атомна маса елементів у періодичній системі – це середнє арифметичне атомних мас ізотопів цього елемента , враховуючи процент його у природі.

Існування ізотопів(нуклідів) елементів свідчить про те, що атомна маса не є постійна величина для хім..елемента, а постійною величиною є заряд ядра атома. Тому сучасне формулювання періодичного закону: « … від заряду ядра атома».

Існування ізотопів пояснює ще явище радіоактивності.Ізотопи ще відрізняються ще один від одного кількістю нейтронів у ядрі ( починаючи з Полонію, кількість ізотопів збільшується до сотні і більше).

Радіоактивність – це перетворення одних елементів в інші, але при цьому виділяється такі частинки:

- α-частинки- ₂⁴Не;

- β-частинки - _-1⁰е

- ₊₁¹р; ₀¹n; γ –частинки.

Явища радіоактивності зображують ядерними реакціями:

- ₊₄₆¹¹¹Pd → ₊₄₇¹¹¹Ag + β ( _-1⁰е)

- ₊₈₆²²²Rn → ₈₄²¹⁸Po + α (₂⁴Не)

Необхідно пам’ятати:

₊₈₆²²²Rn , де: 222- ще називають нуклонне число (відносна атомна маса)

+86 – протонне число (заряд ядра).

Завдання: Скільки різновидів молекул води може утворитися із нукліду Оксигену ¹⁶Оі ізотопів Гідрогену ¹Н, ²Н, ³Н ?

Відповідь: 6. ¹Н¹Н¹⁶О; ²Н²Н¹⁶О; ³Н³Н¹⁶О; ¹Н²Н¹⁶О; ¹Н³Н¹⁶О; ²Н³Н¹⁶О.

Будова періодичної системи

Періодична система складається з:

- 7 періодів;

- VIII груп.

Періоди – це горизонтальні рядки хім..елементів, які починаються лужним металом і закінчуються інертним газом.

Періоди поділяються на:

- малі ( 1 – 3)

- великі (4 – 7)

Групи -це вертикальні рядки хім..елементів. в яких містяться родини подібних елементів.

Групи поділяються на підгрупи:

- головна;

- побічна.

Головна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи як малих так і великих періодів. Головна підгрупапозначаєтьсябуквоюА(а).

Наприклад: І-А –лужні метали ( Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Побічна підгрупа – це підгрупа, що містить елементи тільки великих періодів. Побічна підгрупапозначаєтьсябуквоюВ(в).

Наприклад: І-Б –Сu, Ag, Au.

Види електронів

В атомі ядро відповідає за масу атома і за позитивний заряд, а електрони – за властивості атома. Хіміків ватомі цікавитьбільше електрони,ніж інші частинки.

Відомі такі види електронів в атомі:

1. s – електрони: максимальна кількість – 2; починають заповнюватися з першого електронного шару; мають 1 форму руху (сферичну).

2. р – електрони: максимальна кількість – 6; починають заповнюватися з другого електронного шару; мають 3 форми руху (гантелеподібну).

Sіp –електрони – це електрони внутрішніх шарів і тільки зовнішнього шару.

Елементи,які містятьs і p– електрони, містяться тільки в головних підгрупах .

3. d – електрони: максимальна кількість – 10; починають заповнюватися з третього електронного шару; мають 5 форм руху.

d– електрони – це електрони передостаннього шару атома.

Елементи,які містятьd– електрони, містяться тільки в побічних підгрупах.

4. f – електрони: максимальна кількість – 14; починають заповнюватися з четвертого електронного шару; мають 7 форм руху.

f – електрони – це електрони передпередостаннього шару атома.

Типи форм руху різних видів електронів:

Номер періоду для хім.елементів означає:

1. кількість електронних шарів для всіх елементів цього періоду;

2. вказує наномер зовнішнього шару

Номер групи для хім..елементів означає:

1. валентність (найвищу) елементів в оксидахдля всіхелементів цієї групи;

2.вказує на кількість електронівзовнішньому електронному шарі тільки для елементів головних підгруп.

Електронні та електронно-графічніформули (конфігурації) елементів.

Наприклад:

₊₈¹⁶О 1s²2s²2p⁴

₊₁₈⁴⁰Ar 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

₊₂₆⁵⁶Fe 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

₂₁⁴⁵Sc 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹

Дляатомів елементів характерний нормальний(стаціонарний) і збуджений стани.

Нормальний(стаціонарний) стан атома ми описуємо електронними (конфігураціями) формулами, користуючись періодичної системи.

Збуджений стан атома - це стан при якому є можливість спареним електронам тільки зовнішнього шару атома розпаровуватись на вільні електронні хмари тільки зовнішнього шару.

Наприклад:

₊₆¹²С 1s²2s²2p² нормальний стан

₊₆¹²С 1s²2s¹2p³ збуджений стан

Електронні формули йонів елементів записуються таким чином:

1. для катіонів елементів – від електронної формули нормального стану атома елемента віднімаємо електрони тільки від зовнішнього шару

Наприклад: написати електронну формулу(конфігурацію) йону Калію (К⁺):

₊₁₉³⁹К⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹ нормальний стан

К⁰ - 1е → К⁺

₊₁₉³⁹К⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰ йон - катіон

2. для аніонів елементів – до електронної формули(конфігурації) нормального стану атома елемента додаємо електрони тільки від зовнішнього шару

Наприклад: написати електронну формулу йону Хлору (Сl^-):

₊₁₇^35,5Cl⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ нормальний стан

Cl⁰ + 1е → Cl^-

₊₁₇^35,5Cl^- 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ йон - аніон

В елементах побічних підгруппереважно на зовнішньому шарі міститься 2 електрони, тількидля Хрому (Cr) і Купруму (Cu) тільки 1 електрон.

₊₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

₊₂₉Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰

У періодах металічні властивості зменшуються, а неметалічні – збільшуються зліва на право.

У групах металічні властивості збільшуються, неметалічні - зменшуються

зверху донизу.

Радіус атомів у періодах зменшується із збільшенням порядкового номеру елементів, хоч кількість електронних шарів залишаєтьсяоднаковою( зростає позитивний заряд ядра і загальна кількість електронів)

Радіус атомів у групах збільшується із збільшенням порядкового номеру елементів, бо зростає кількість електронних шарів .

Вправи:Написати електронні та електронно-графічні формули(конфігурації) в нормальному та збуджених станів таких атомів елементів, а також для йонів (катіонів та аніонів): ₊₃₃Аs, ₊₁₄Si, ₊₁₃Al, ₊₃₄Se, ₊₁₁Na, ₊₁₅P, O^2-, Al³⁺, F^-, Ca²⁺.

Тема 9. Хімічний зв’язок і будова речовини.

Хімічний зв’язок поділяється на:

1. внутрішньо-молекулярний зв’язок (між атомами або йонами);

2. міжмолекулярний зв’язок.

Внутрішньомолекулярний зв’язок поділяється на:

1. ковалентний;

2. йонний;

3. донорно-акцепторний;

4. металевий.

Міжмолекулярний зв’язок поділяється на:

1. водневий зв’язок.

Загальні закономірностіутворення хім.зв’язок :

1. Нейтральні атоми взаємодіють між собою за рахунок переважно неспарених електронів зовнішнього шару;

2. Щоб утворився хім. зв’язок між атомами кожен із них намагається завершити свій зовнішній шар до 8 електронів, крім атом Н до 2 електронів(подібно як інертні гази, які вже мають завершений зовнішній шар і не утворюють хім. зв’язку ні між собою, ні з іншими атомами):

Щоб краще зрозуміти механізм утворення хім.зв’язку необхідно ввести поняття «електронегативність елементів» -це властивість атомів одного елемента

відтягувати на себе електрони від іншого атома елемента. Електронегативність найбільш характерна для Неметалів і існує «Ряд електронегативності неметалів»: Si, H, P, S, Br, Cl, N, O, F

→→ → → → → → →

зростає електронегативність

Ковалентний зв’язок

Ковалентний зв’язок –це зв’язок між атомами тільки неметалів за допомогою спільних електронних пар.

Наприклад: Н₂

Н· + ·Н → Н (:)Н

: НCl :

H· + ·Cl: → H (:) Cl:

: :

Ковалентний зв’язокподіляється на:

1. ковалентний неполярний зв’язок -цезв’язок між атомами тільки однакових неметалів за допомогою спільних електронних пар і спільні електронні пари однаковою мірою належать обом атомам.

Наприклад: N₂ , Cl₂ , O₃ , S₈ , P₄

2. ковалентний полярний зв’язок -цезв’язок між атомами тільки різнихнеметалів за допомогою спільних електронних пар і спільні електронні пари зміщені в бік більш електронегативного елемента.

Наприклад: H₂O , NH₃, H₂SO₄, C₂H₅OH.

1. s - s

2. s – p

3. p - p

Йонний зв’язок

Йонний зв’язок – це зв’язок між йонами металу і йонами неметалу.

Наприклад: NaCl

Na⁰ - 1e → Na⁺ Атоми Металів ніколи не приймають електрони на

Cl⁰ + 1e → Cl^- зовнішній шар , а тільки віддають всі електрони із

зовнішнього шару, таким чином його зовнішнім шаром

стає передостанній, а він вже містить 8 елeктронів.

₊₁₁Na⁰ 1s²2s²2p⁶3s¹ - 1e → Na⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰

Йони – це заряджені частинки(катіони і аніони), в які перетворюються атоми при віддачі або прийомі електронів.

Необхідно пам’ятати:

Речовини, що містять у своєму складі Метал і Неметал завжди складаються із катіону Металу і аніону Неметалу.

Наприклад: NaOH, K₂SO₄, Al₂O₃, CH₃COOK.

Донорно-акцепторний зв’язок

Донорно-акцепторний зв’язок (координаційний)–це зв’язок, який утворюється між двома різними неметаламипри якомуодин із атомів даєу спільне користування пару електронів, а інший бере не даючи нічого.

Наприклад: йон-амонію (NH₄⁺), йон-гідроксонію (Н₃О⁺), аміни.

: :

NH₃ ·N· + 3H· → Н:N:Н → :NH₃

· Н

:NH₃ + HCl → →[Н:NH₃]⁺ Cl → NH₄⁺ Cl^-

↕

Н⁺ + Cl^-