Подготовка к ЕГЭ по химии

Строение атома 1. Атомное ядро.

     Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

  Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

      Атомное ядро – центральная, положительно заряженная, сложно организованная часть атома, состоящая из нуклонов – протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.

      Заряд ядра атома соответствует атомному номеру элемента в периодической системе (Z).  

       Так как атом - электронейтральная частица, то число протонов должно быть равно числу электронов (число + = числу - ):

                                      N(e-) = N(p) = Z

     Массовое число  А– складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного атома. Тогда число нейтронов легко найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.

                 А = N(p) + N(n)       N(n) = A – Z

        Химический элемент – вид атомов, с определённым зарядом ядра.

Природа устроена так, что один и тот же элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.

          Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.

           Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

    Пример 1: изотопы углерода:  12С и 13С.

                      Значит, они отличаются по составу на 1 нейтрон: у 12С – 6 нейтронов, у 14С – 7 нейтронов.

    Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа  мышьяка с массовым числом 75.                

   Решение:   порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

Строение атома 2. Электронное строение атома.

    В 1913 году датский физик Н. Бор предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными.

      Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, .., n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями (электронными слоями).

         Уровни, в свою очередь, могут состоять из близких по энергии подуровней (электронных оболочек). Их обозначают символами s, p, d, f.

         Подуровни, в свою очередь, состоят из одинаковых по энергии орбиталей. На каждой орбитали может быть  не больше двух электронов.

   На схеме орбитали обозначают в виде ячеек: , а электроны - в виде стрелок:  или  .  

        Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:

1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s <5f6d...

Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других - 5d-подуровень. То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

       Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины. 

            Правило Хунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

        Согласно правилу Хунда, заполнение орбиталей одной и той же оболочки происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.

       В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей,  будет максимальным.

        Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Электронные конфигурации атомов

        Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома. Она отражает взаимное расположение уровней (электронных слоёв) и подуровней (электронных оболочек) энергии.        

        На каждом s-подуровне (одна орбиталь) могут находиться два электрона, на каждом p-подуровне (три орбитали) - шесть электронов, на каждом d-подуровне (пять орбиталей) - десять электронов. Правило Хунда определяет порядок заселения орбиталей с одинаковой энергией.

     Последовательность заполнения орбиталей у первых 30 атомов:

      С помощью принципа минимума энергии, принципа Паули и правила Хунда, можно определить порядок заселения орбиталей электронами и построить электронную формулу любого элемента.

         Электронная формула  атома – запись распределения электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов:    

1s22s22p63s23p6... и т.д.

        Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d5 - это 5 электронов на 3d-подуровне.

         Для краткости записи электронной конфигурации атома вместо орбиталей, полностью заселенных электронами, иногда записывают символ благородного газа, имеющего соответствующую электронную формулу:

1s2 = [He]

1s22s22p6 = [Ne]

1s22s22p63s23p6 = [Ar]

       Например, электронная формула атома хлора 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5. За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей.   

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

  Водород(1е): Начинается заполнение первого электронного слоя: Н 1s1 

У гелия (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью заполнена:    Не 1s2

ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ ЗАПОЛНЕН.

Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у лития 2 электрона на первом слое и 1 электрон на втором. Второй слой тоже начинается с s-оболочки:    Li 1s22s1

У бериллия на этот s-подуровень приходит второй электрон. Затем у бора начинается заполнение следующего подуровня второго слоя: 2p-подуровня:

В  1s22s22p1
У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-оболочки, вплоть до неона:  Ne 1s22s22p6

ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.

    Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-оболочки у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется 3р-оболочка у шести р-элементов: от алюминия до аргона.

Na 1s22s22р63s1
Mg 1s22s22р63s2
Al 1s22s22р63s23p1  …..

Ar 1s22s22р63s23p6  У аргона - инертного газа на внешнем слое 8 электронов.

     Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 - аргона выглядит так: 2,8,8.
При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть ещё 3d-оболочка (подуровень).
   Однако  атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идёт заполнение 4s- оболочки (подуровня).  Калий - это s-элемент.

3d-подуровень пока остаётся незаполненным:   K 1s22s22p63s23p64s1
4s-оболочка заполняется и у кальция - элемента № 20. Он тоже s-элемент:
Са 1s22s22p63s23p64s2 
И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка) происходит заполнение 3d-оболочки (подуровня). Это d-элементы.
Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
V 1s22s22p63s23p63d34s2 

У ванадия на d-оболочке 3 электрона, на 4s - 2 электрона.

Казалось бы, у хрома должно получиться: Сr …3d44s2
    Однако у хрома происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку:    Сr...3d54s1      

Это явление называется ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА,  причина такого явления - более выгодная по энергии полузаполненная d-оболочка.
     Соответственно, хром имеет 6 неспаренных электронов!
     Дальше у марганца снова происходит "возвращение" электрона на 4s-подуровень:    Mn...3d54s2
    У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-оболочки.

         У никеля на d-оболочке 8 электронов, на 4s - 2 электрона. Казалось бы, у меди должно получиться: Сu ... 3d94s2.
      Однако у меди вновь происходит переход одного электрона с s-оболочки на d-оболочку: Сu ...3d104s1
      Это снова ПРОВАЛ ЭЛЕКТРОНА, причина которого - более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка.
И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов. Однако четвёртый период продолжается.

          Со следующего элемента 4 периода - галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного слоя (№4), теперь уже 4p-оболочки – от  галлия до криптона.    Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1  …

                           Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
Таким образом, мы научились составлять электронные формулы атомов первых 4 периодов.

Электронные формулы ионов.

     Ионы – заряженные частицы; катионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

     Ионы  получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).

S0 (атом серы)+ 2e  S2− (сульфид-анион)

Cu0 (атом меди) -2е  Cu2+ (катион меди)

     Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.

   Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя!

Пример: составить электронные формулы ионов: Ca2+; As3- ; Cu2+.

1)Ca0 1s22s22p63s23p64s2  отдаёт 2 электрона   Ca2+ 1s22s22p63s23p6 

(18е, как у инертного газа аргона)

2) As0 1s22s22p63s23p63d104s24p3  As3- 1s22s22p63s23p63d104s24p6  

(добавились ещё 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)

3) Cu01s22s22p63s23p63d104s1  Cu2+1s22s22p63s23p6  3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s-электрон, а потом – 3d-электроны! ) 

Изоэлектронные частицы – это  атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. 

Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.

Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.

NaCl – Na+(10e), Cl -(18e),

BaF2 – Ba2+(54 e),F - (10e)

MgBr2 – Mg2+(10e), Br - (36e)

         CaS – Ca2+(18e), S2- (18e) – ионы изоэлектронны.    Ответ: CaS 

Основное и возбужденное состояние атома.

      Основное состояние атома - это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате  последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.

  Однако, для того, чтобы образовывать СВЯЗИ с другими атомами, атом должен  иметь определённое число  НЕСПАРЕННЫХ электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет ВАЛЕНТНОСТЬ атома).

   Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.

     При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.

   Например, у атома углерода на  внешнем валентном слое есть 4 электрона.

       В невозбуждённом (основном) состоянии число неспаренных электронов равно ДВУМ:            С … 2s2     2p2 

 При переходе одного электрона с s-оболочки на р – оболочку число неспаренных электронов становится равным ЧЕТЫРЁМ:

                                        С*   …2s2       2p2                  

Это возбужденное состояние углерода.

1.Периодический закон, история открытия, современная формулировка, её отличие. Периодическая система и ее структура. S,p,d,f-элементы

             Д.И. Менделеев сформулировал  Периодический закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса".  Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. В современной Периодической системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов:

         Ar − 39,9 и K − 39,1;   Co − 58,9 и  Ni − 58,7.  

         После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: 

"Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер". 

         Заряд ядра атома определяет число электронов в оболочке атома.

         Строение внешней электронной оболочки периодически повторяется, и это приводит к периодическому изменению химических свойств элементов и их соединений.

     Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом).

           Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную).

         В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют сходное строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

       Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов. 

         В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек:

           -  s-элементы (IA- и IIA-группы)

           -  р-элементы (IIIA-VIIIA-группы)

      В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы.

       Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

        Номер периода = Число энергетических уровней (слоёв) , заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня 

      Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами.

           Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

3. Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов. Электроотрицательность.

    1) Атомные и ионные радиусы. 

   За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.

     В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра  уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного слоя к ядру.

     В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв.

       У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.

     Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием.  Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы:

                               Zn –   Hf                          Nb   –  Ta        

rатома, нм                   0,160 – 0,159                       0,145 – 0,146        

     Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами.

     Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.

     Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.  

       Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную оболочку.  

     Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру. 

      Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S2-, Cl-, K+, Ca2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.

      2)Электроотрицательность- это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи. 

    Электроны в общей электронной паре смещены  к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

   Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности, т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.

   Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

      На рис.  приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4.

4. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

     Металлами являются:

-все элементы побочных подгрупп;

- лантаноиды, актиноиды;

-все s- элементы, кроме водорода и гелия.

     р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы следующим образом:

    Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом.

Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.

         Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

  Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле.

         Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы.

  У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) - она равна числу d+s электронов.

  Исключения:

1) фтор, кислород

2) инертные газы – гелий, неон, аргон.

3) медь, серебро, золото

4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина. 

Для неметаллов также характерна  низшая (отрицательная) степень окисления: 

               Отрицательная

            степень окисления     =      8 – номер группы.

                  неметалла

Высшие оксиды и гидроксиды.

1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы: SeO3 – высший оксид селена.

2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида.

3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства.

Водородные соединения.

Существует два типа водородных соединений:

1) Ионные солеобразные гидриды – это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления:  СаН2 – гидрид кальция.

2) летучие водородные соединения неметаллов. В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Они все газы, кроме воды. Свойства они проявляют различные:

Кристаллические решетки.

       Строение вещества определяется не только взаимным расположением атомов в химических частицах, но и расположением этих химических частиц в пространстве. Наиболее упорядочено размещение атомов, молекул и ионов в кристаллах, где химические частицы  расположены в определенном порядке, образуя в пространстве кристаллическую решетку.

    В зависимости от того, из каких частицы построена кристаллическая решетка и каков характер химической связи между ними, выделяют различные типы кристаллических решеток:

• Атомная
• Молекулярная
• Металлическая
• Ионная

      Ионные кристаллические решетки образованы ионами - катионами и анионами.  В узлах ионной решетки располагаются ИОНЫ – катионы и анионы, между которыми существует ЭЛЕКТРОСТАТИЧЕСКОЕ  притяжение. 

   Это достаточно прочный тип решетки.

‼ Характеристики веществ  с ионной кристаллической решеткой:

• высокие температуры плавления(тугоплавкость)–ионные соединения всегда твёрдые при обычных условиях;
• растворимость в воде большинства ионных соединений;
• растворы и расплавы проводят электрический ток.

У каких веществ ИОННАЯ решетка?

 ‼ Ионная решетка характерна для веществ с ИОННЫМ ТИПОМ связи (соли, основания, оксиды металлов, другие соединения, содержащие металл и неметалл).     

Атомные кристаллические решетки состоят из отдельных атомов, соединённых прочными ковалентными связями.

 Кристалл графита

‼ Характеристики веществ с атомной кристаллической решеткой:

• атомные кристаллы очень прочные и твердые
• плохо проводят теплоту и электричество.
• плавятся при высоких температурах.
• нерастворимы в каких-либо растворителях.
• низкая реакционная способность.

У каких веществ АТОМНАЯ решетка?

‼Вещества с атомной кристаллической решеткой:

1) простые вещества – бор, кремний, углерод (алмаз и графит).

2) оксид кремния (кремнезем), карбид кремния (карборунд), а также карбид и нитрид бора.

        Молекулярные кристаллические решетки состоят из отдельных молекул, внутри которых атомы соединены ковалентными связями. Между молекулами действуют более слабые межмолекулярные (Ван-дер-Ваальсовы) силы. Это очень слабый вид взаимодействия.

Молекула йода.

‼ Характеристики веществ с молекулярной кристаллической решеткой:

• вещества бывают газообразными, жидкими и твёрдыми
• низкие температуры плавления 
• малая прочность решетки
• высокая летучесть веществ
• не обладают электрической проводимостью
• их растворы и расплавы также не проводят электрический ток.

У каких веществ МОЛЕКУЛЯРНАЯ решетка?

‼Вещества с молекулярной решеткой:

• простые двухатомные вещества-неметаллы
• соединения неметаллов (кроме оксидов и карбидов бора и кремния)
• все органические соединения, кроме солей.

     Металлическая кристаллическая решетка характерна для  простых веществ-металлов.  В ней имеет место металлическая связь между атомами. В узлах решетки – катионы металлов; между ними движутся обобществлённые электроны («электронный газ»), которые удерживают катионы металла, притягивая их к себе. Связь в таких кристаллах является делокализованной и распространяется на весь кристалл.

 В металлических кристаллах ядра атомов расположены таким образом, чтобы их упаковка была как можно более плотной.

‼ Характеристики веществ с металлической кристаллической решеткой:

• высокая электропроводимость и теплопроводность
• металлический блеск и непрозрачность
• ковкость и пластичность

Типы химической связи. Электроотрицательность и степень окисления, полярность связей.

     Ковалентная связь – связь между двумя атомами, которые соединяются друг с другом за счет образования ОБЩЕЙ электронной пары.

Существует два возможных механизма образования общей электронной пары:

• обменный механизм, когда каждый из взаимодействующих атомов предоставляет  в пару по одному электрону,
• донорно-акцепторный механизм, если один из атомов предоставляет электронную ПАРУ, а другой – пустую (вакантную) орбиталь.

‼ По донорно-акцепторному механизму образованы связи в следующих веществах:

1. Все комплексные соединения, например: K3[Al(OH)6]

2. Соли аммония и аминов: NH4Cl и т.п.

3. Азотная кислота, нитраты.

4. Газы  СО- угарный газ, О3 – озон.

    Электроотрицательность (ЭО) – способность атома притягивать электроны при образовании химической связи. Таким образом, электрон сместится к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

Возможно  три случая для двух атомов А и В, образующих связь:                          А  В

1) ЭО (А) = ЭО(В) (разность электроотрицательностей равна нулю).  

     Общая электронная пара не смещена ни к одному из атомов. Не возникает ПОЛЮСОВ, электронная плотность у обоих атомов одинакова.

        Это НЕПОЛЯРНАЯ ковалентная связь. 

‼Примеры неполярной ковалентной связи: а) двухатомные простые вещества: H–H, F–F,

б) симметричные молекулы типа  Н2О2 ( Н-О-О-Н) – связь между двумя атомами кислорода и т.п.

  2) ЭО (А) > ЭО(В). При образовании  ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому А, на нём возникает частичный отрицательный заряд, а на В – частичный положительный.  

  Такая связь  называется ковалентной ПОЛЯРНОЙ. 

‼ Такой тип связи характерен для молекул (или частей молекул), состоящих из двух и более неметаллов (HCl, H2O, СН3СООН).

       Чем больше разность ЭО, тем выше полярность связи  (при этом электронная пара  принадлежит обоим  атомам). Например, в ряду НСl  HBr  HI полярность связи уменьшается.

  3) ЭО (А) >> ЭО(В).  Разность электроотрицательностей настолько велика, что атом В (металл) ОТДАЁТ свой электрон атому В (неметалл). Возникают ИОНЫ - катион В+ и анион А-.

Такая связь называется ИОННОЙ.

  Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи. 

‼Такой тип связи характерен для соединений металлов с неметаллами, оксидов металлов, оснований и  солей, в том числе солей органических и солей аммония.

       В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака.

Ионная связь характеризуется ненаправленностью и ненасыщенностью. Вещества с ионной связью имеют ионную кристаллическую решетку.

‼Необходимо помнить, что существуют вещества, в молекуле которых одновременно присутствуют и ионные, и ковалентные связи (например, NaOH, KNO3).

3. Металлическая связь возникает в простых веществах – металлов  между положительно заряженными ионами металла и свободно движущимися электронами («электронный газ»). Наличие такого свободного движения электронов является причиной хорошей тепло- и электропроводности металлов.

      Атомы металлов отличаются от атомов других элементов тем, что сравнительно слабо удерживают свои внешние электроны. Поэтому  эти электроны покидают свои атомы, превращая их в положительно заряженные ионы. "Обобществленные" электроны передвигаются в пространстве между катионами  металлов и удерживают их вместе.

  _________________________________________________________      

Водородная связь – это связь не внутри молекулы, а между молекулами или между независимыми частями молекул.

         Водородная связь – возникает между сильно электроотрицательными атомами (обычно водорода или фтора, реже азота) и атомом водорода другой молекулы или части молекулы:

(сплошной чертой обозначена ковалентная связь, точками – водородная связь).

       Наличие водородных связей приводят к аномальному повышению температур кипения у веществ, в которых она присутствует.  

Температуры кипения водородных соединений неметаллов VIА группы

  Сильные водородные связи между молекулами воды препятствуют ее плавлению и испарению.

          Если водородная связь объединяет части одной молекулы, то говорят о внутримолекулярной водородной связи. Это особенно характерно для многих органических соединений, например, для салициловой кислоты.

      Если же водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы (межмолекулярная водородная связь), то молекулы образуют довольно прочные пары, цепочки, кольца.

      Уксусная, муравьиная и другие карбоновые кислоты и в жидком, и в газообразном состоянии существуют в виде димеров:

         Необходимые для образования водородных связей атомы кислорода и азота содержат все углеводы, белки, нуклеиновые кислоты.

       Известно, например, что глюкоза, фруктоза и сахароза прекрасно растворимы в воде. Не последнюю роль в этом играют водородные связи, образующиеся в растворе между молекулами воды и многочисленными OH-группами углеводов.

‼ Вещества, между молекулами которых есть водородные связи:

1. Вода, лёд.

2. Фтороводород, раствор фтороводорода (плавиковая кислота).

3. Растворы аммиака NH3 и аминов – между азотом аммиака (амина) и атомами водорода воды.

4. Органические вещества, имеющие гидроксильную группу: спирты, фенолы, карбоновые кислоты.

5. Растворы углеводов – моносахаридов и дисахаридов.

6. Белки.

ВАЛЕНТНОСТЬ – число связей, образованных данным атомом в данной молекуле.

     Например, в молекуле SO3 у серы 6 связей, т.е. сера в этой молекуле имеет валентность VI.

    Валентные возможности атомов – весь набор возможных валентностей.

    Они определяются числом неспаренных электронов и возможных донорно-акцепторных связей (ДАС).     

     Высшая возможная валентность элементов (без учёта ДАС), как правило, равнa номеру группы.

Исключения:

А) азот, кислород, фтор.

Б) элементы VIII группы (в главной подгруппе для гелия, неона и в побочной подгруппе для элементов триад)

В) элементы I группы побочной подгруппы – медь, серебро, золото (у них высшая валентность больше номера группы).

Степень окисления – гипотетический заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения об ионном характере всех связей и из того, что в целом молекула электронейтральна.

Пример:         +1  +6  -2

                        K2 Cr2 O7       (+1) ∙2 + (+6) ∙2 + (-2) ∙7 = 0

Длина, энергия (прочность) и полярность связи.

  Длина связи – расстояние между ядрами атомов в соединении.

Она зависит:

А) от радиусов атомов, образующих связь

Б) от кратности связи (одинарная, двойная, тройная).

Обычно чем короче связь, тем она прочнее.

Связь считается прочной, если ее энергия превышает 500 кДж/моль (например, 942 кДж/моль для N2), слабой - если ее энергия меньше 100 кДж/моль (например, 69 кДж/моль для NO2).

Чем больше кратность связи, тем она прочнее:

     тройная>двойная >одинарная.

Энергии связей между атомами углерода.

Полярность ковалентной связи

    Полярность химической связи зависит от разности электроотрицательностей связываемых атомов.

Чем больше разность электроотрицательностей  двух атомов в связи, тем она более полярная. 

    Для ионной связи существует понятие степень ионности, которое тоже зависит от того, насколько велика разность электроотрицательностей атомов.

Часть 2. Характеристики ковалентной связи. Сигма и Пи-связь, гибридизация.

        По характеру перекрывания различают сигма σ-  и пи- связи - π.

     σ-связь- это связь, в которой перекрывание атомных орбиталей происходит вдоль оси, связывающей ядра атомов. 

Сигма связь может образовываться всеми типами орбиталей.

    Между двумя атомами в химической частице возможна только одна σ-связь.

При перекрывании параллельных друг другу атомных орбиталей перпендикулярно оси связи образуются π-связи.

 Пи-связь: дополнительная к сигма связи. Одинарная связь – всегда сигма-связь. Двойная связь – состоит из 1 сигма и 1 пи-связи.

Тройная связь: 1 сигма и 2 пи-связи.

Гибридизация

      Если атом связан с другими атомами ОДИНАКОВЫМИ СВЯЗЯМИ, но при их образовании участвуют орбитали разного типа, то используется метод ГИБРИДИЗАЦИИ.

Пример: Молекула СН4 имеет форму правильного тетраэдра, в ней все 4 связи имеют одинаковую длину, прочность, находятся под одинаковыми углами друг к другу.

 Однако у четырёхвалентного атома углерода электроны расположены на трёх р-орбиталях и одной s-орбитали. Они разные по энергии, форме и расположены в пространстве иначе.

  Для объяснения используется понятие ГИБРИДИЗАЦИИ:

   из четырёх атомных орбиталей образуются 4 новых,

    гибридных орбитали, которые в пространстве располагаются    НА МАКСИМАЛЬНОМ УДАЛЕНИИ ДРУГ ОТ ДРУГА. Это правильный тетраэдр, углы между связями равны 109° 29´.

      Так как в образовании четырёх связей участвуют  одна s и три р-оболочки, то такой тип гибридизации обозначается sp3

В зависимости от числа и типа орбиталей, которые принимают участие в гибридизации, отличают следующие типы гибридизации:

1) sp-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и одна р-орбиталь. Молекула имеет линейную структуру, валентный угол – 1800.

2) sp2-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и две р-орбитали.  Молекула располагается в плоскости (концы гибридных орбиталей направлены к вершинам равностороннего треугольника), валентный угол – 1200.

3) sp3-гибридизация. Участвуют одна s-орбиталь и три р-орбитали.  Молекула имеет тетраэдрическую форму, валентный угол – 109,280.

Как определить тип гибридизации?

1. В гибридизации участвуют сигма-связи и НЕПОДЕЛЁННЫЕ ИОННЫЕ ПАРЫ.

2.   Общее число участвующих орбиталей  сигма-связей + электронных пар = числу гибридных орбиталей и определяет тип гибридизации.

Задание: определить тип гибридизации атома углерода в молекуле фосгена.

O=C – Cl

      \

       Cl

1) углерод образует 2 одинарные связи (это сигма-связи) и одну двойную связь (сигма+пи).Все 4 электрона углерода участвуют в образовании этих связей.

2) таким образом, в гибридизации примут участие ТРИ СИГМА-связи. Это sp2-гибридизация, молекула имеет форму плоского треугольника. Пи-связь располагается перпендикулярно плоскости этого треугольника. 

ОПИСАНИЕ

ЭЛЕМЕНТ

…..4s24p3

…..4d15s2

V период, VI группа, главная подгруппа

VI период, высшая валентность II, не образует гидридов

V период, высший оксид Э2О7, имеет летучее водородное соединение

Элемент

Высшая степень окисления

Высший оксид

Характер оксида

Формула высшего гидроксида

Са

Zn

As

Br

Cr

HPO2

HSO3Cl

KHS

  Ca(ClO2)2

CH3COOH

K2HPO4

FeSO3

HClO4

POCl3

HCOOH

SO2F2 

(NH4)2S2O7 

K2Cr2O7 

      H2O2

LiH

ClO3−

P2O74−

AlF63−

S2O32−

SiF62−

ФОРМУЛА ИОНА

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ

А) PCl4+ 

Б) BF4- 

В) P2O64- 

Г) SCl22+

1) + 7

2) + 2

3) + 3

4) + 4

5) + 5

6) + 6

Вещество

Медь

Хлорид фосфора

Серная кислота

Озон

Алмаз

Тип связи

Вещество

Метан

Оксид бария

Хлор

Сера S8

Аммиак

Тип связи

Вещество

СаО

О2

СО2

NaCl

SiO2

Тип решетки

Вещество

натрий

кремний

барий

фосфор

сера

Тип решетки

Вещество

Бром

Бор

Барий

Поваренная соль

Тип решетки

Какие частицы в узлах решетки?

Какими связями связаны частицы в решетке?

Тв, ж, газ?

ТИП КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ  РЕШЕТКИ

СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ

A)  ионная

1) твердые, тугоплавкие, не растворяются в воде

Б) металлическая                  

2) хрупкие, легкоплавкие, не проводят электрический ток

В) атомная

3) пластичные, имеют различные температуры  плавления, проводят электрический ток

Г) молекулярная

4) твердые, тугоплавкие, хорошо растворяются в воде

Формула кислоты

Название кислоты

Название соответствующей соли

HAlO2

Метаалюминиевая

Метаалюминат

HBO2

Метаборная

Метаборат

H3BO3

Ортоборная

Ортоборат

HBr

Бромоводородная

Бромид

HCOOH

Муравьиная

Формиат

HCN

Циановодородная

Цианид

H2CO3

Угольная

Карбонат

H2C2O4

Щавелевая

Оксолат

H4C2O2 
(CH3COOH)

Уксусная

Ацетат

HCl

Хлороводородная

Хлорид

HClO

Хлорноватистая

Гипохлорит

HClO2

Хлористая

Хлорит

HClO3

Хлорноватая

Хлорат

HClO4

Хлорная

Перхлорат

HCrO2

Метахромистая

Метахромит

HCrO4

Хромовая

Хромат

HCr2O7

Двухромовая

Дихромат

HI

Иодоводородная

Иодид

HMnO4

Марганцевая

Перманганат

H2MnO4

Марганцовистая

Манганат

H2MoO4

Молибденовая

Молибдат

HNO2

Азотистая

Нитрит

HNO3

Азотная

Нитрат

HPO3

Метафосфорная

Метафосфат

HPO4

Ортофосфорная

Ортофосфат

H4P2O7

Двуфосфорная(Пирофосфорная)

Дифосфат(Пирофосфат)

H3PO3

Фосфористая

Фосфит

H3PO2

Фосфорноватистая

Гипофосфит

H2S

Сероводородная

Сульфид

H2SO3

Сернистая

Сульфит

H2SO4

Серная

Сульфат

H2S2O3

Тиосерная

Тиосульфат

H2Se

Селеноводородная

Селенид

H2SiO3

Кремниевая

Силикат

HVO3

Ванадиевая

Ванадат

H2WO4

Вольфрамовая

Вольфрамат

Формулы органических веществ.

Формулы

Названия

CH2=CH2

Этилен, этен

H2C=CH-CH=CH2

Дивинил, бутадиен -1,3

Изопреновый  каучук

Полихлоропреновые каучуки (наирит, неопрен)

Хлоропрен

Этин  ,ацетилен

Аллилен , пропин

Бензол, циклогесатриен-1,3,5

Метилбензол, , C7H8

Этилбензол

о-ксилол ,
1. 2- диметилбензол

м-ксилол, п-ксилол,

Винилбензол, этенилбензол,  фенилэтилен, стирол

Димети́ловый эфи́р (C2H6O) (метиловый эфир, метоксиметан,)          Н3С-О-СН3 

Диэтиловый эфир       С2Н5ОС2Н5

Фено́л (гидроксибензол, устар. карболовая кислота) C6H5OH —

Бензойная кислота C6H5СООН

Бензойный альдегид (бензальдегид) C6H5CHO 

аминокислоты : NH2-C2H5-COOH аланин, NH2-CH2-COOH – глицин –

Эфиры муравьиной кислоты

HCOOCH3 — метилформиат                                                                                              HCOOC2H5 — этилформиат,
HCOOCH2CH(CH3)2 — изобутилформиат                                                            HCOOCH2C6H5 — бензилформиат

Эфиры уксусной кислоты

• CH3COOCH3 — метилацетат,
• CH3COOC2H5 — этилацетат,
• CH3COOC3H7 — н-пропилацетат, tкип = 102 °C; по растворяющей способности подобен этилацетату.

Эфиры масляной кислоты

• C3H7COOCH3 — метилбутират,
• C3H7COOC2H5 — этилбутират.
• C3H7COOC4H9 — бутилбутират,

Класс органического соединения

Общая формула

Молярная масса

Алканы

СnH2n + 2

14n + 2

Алкены или циклоалканы

СnH2n

14n

Алкины, алкадиены или циклоалкены

СnH2n - 2

14n - 2

Арены (бензол и его гомологи)

СnH2n - 6

14n - 6

Спирты или простые эфиры

СnH2n + 2O

14n + 18

Альдегиды или кетоны

СnH2n O

14n + 16

Монокарбоновые кислоты или сложные эфиры

СnH2n  O2

14n +32

Ароматические спирты

СnH2n - 7OH

14n + 10

Ароматические альдегиды

СnH2n - 7COH

14n + 22

Ароматические кислоты

СnH2n – 7COOH

14n + 38

тривиальные названия веществ

формулы

алюмокалиевые квасцы

KAl(SO4)2*12H2O

аммиачная селитра

NH4NO3

английская соль

MgSO4*7H2O

бертолетова соль

KClO3

бура

Na2B4O7*10H2O

веселящий газ

N2O

гашёная известь

CaO

гипосульфит

Na2S2O3*5H2O

глауберова соль

Na2SO4*10H2O

глинозём

Al2O3

двойной суперфосфат

Ca(H2PO4)

едкий натр

NaOH

едкое кали

KOH

железный купорос

FeSO4*7H2O

жженая магнезия

MgO

индийская селитра

KNO3

инертные газы

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

калиевый щёлок

KOH

калийная селитра

KNO3

кальцинированная сода

Na2CO3

каменная соль

NaCl

каустик

NaOH

кремнезём

SiO2

медный купорос

CuSO4*5H2O

натронная селитра

NaNO3

негашёная известь

CaO

никелевый купорос

NiSO4*7H2O

питьевая сода

NaHCO3

поваренная соль

NaCl

поташ

K2CO3

преципитат

CaHPO4*2H2O

сернистый газ

SO2

селикагель

SiO2*XH2O

сулема

HgCl2

угарный газ

CO

углекислый газ

CO2

хромокалиевые квасцы

KCr(SO4)2*12H20

хромпик

K2Cr2O7

цинковый купорос

ZnSO4*7H2O

чилийская селитра

NaNO3

Основные

Амфотерные

Кислотные

Несолеобразующие

Солеобразные (двойные)

Оксиды металлов в степенях окисления +1, +2, кроме амфотерных.

Оксиды металлов в степенях окисления

 +2: толькоBe, Zn, Sn, Pb;

+3 (все, кроме La2O3), +4

1) Оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих;

2) Оксиды металлов в степенях окисления от +5 и выше.

Оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты.

 NO, N2O, CO, (SiO)

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет 2 степени окисления:

Fe3O4

С о л е о б р а з у ю щ и е

Степень окисления

Оксид

Гидроксиды

Примеры

Основания

Кислоты

+1

Э2О

ЭОН

НЭО

КОН

НClO

+2

ЭО

Э(ОН) 2

Н2ЭО2

Ba(OH) 2

?

+3

Э2О3

Э(ОН) 3

НЭО2 (мета-форма)

--(+H2O) 

Н3ЭО3   (орто-форма)

Al(OH) 3

HNO2

H3PO3

+4

ЭО2

-----

H2ЭО3

H 4ЭO 4

-----

Н2СО3

H 4SiO 4

+5

Э2О5

-----

НЭО3 

Н3ЭО4

-----

HNO3

H3PO4

+6

ЭО3

-----

H2ЭO4

-----

H2SO4

+7

Э2О7

-----

НЭО4

--(+ 2H2O)  

H 5ЭО6

-----

HClO4

H5IO6

Мета-форма кислоты  - ОДИН атом  водорода:    НЭОх

Орто-форма кислоты – отличается от МЕТА-формы на одну молекулу воды. Н3ЭОх+1

Растворимые (Щелочи)

 Нерастворимые

1) гидроксиды металлов первой группы главной подгруппы:  LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

2) гидроксиды металлов второй группы главной подгруппы, начиная с кальция:

Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2

Все остальные гидроксиды металлов.

Кислородсодержащие кислоты

Бескислородные кислоты

1) высшие кислоты

H2SO4 серная кислота

HNO3 азотная кислота

H3PO4 фосфорная кислота

H2CO3 угольная кислота

H2SiO3 кремниевая кислота

2) кислоты с меньшей степенью окисления неметалла

 H2SO3 сернистая кислота

 HNO2 азотистая кислота

HF фтороводородная кислота

HCl хлороводородная кислота (соляная кислота)

HBr бромоводородная кислота

HI иодоводородная кислота

H2S сероводородная кислота

Одноосновные

Двухосновные

Трехосновные

HNO3 азотная

HF фтороводородная

HCl хлороводородная

HBr бромоводородная

HI иодоводородная

H2SO4 серная

H2SO3 сернистая

H2S сероводородная

H2CO3 угольная

H2SiO3 кремниевая

H3PO4 фосфорная

Сильные кислоты

Слабые кислоты

HI иодоводородная

HBr бромоводородная

HCl хлороводородная

H2SO4 серная

HNO3 азотная

HClO4 хлорная

HF фтороводородная

H3PO4 фосфорная

HNO2 азотистая (неустойчивая)

H2SO3 сернистая (неустойчивая)

H2CO3 угольная (неустойчивая)

H2S↑ сероводородная

H2SiO3↓ кремниевая

СН3СООН уксусная

СОЛИ

Средние

Кислые

Основ-ные

Двойные

Сме-шанные

Комплексные

Продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл

Продукт непол-ного замещения атомов водоро-да в кислоте на металл

Продукт непол-ного заме-щения ОН-групп на кислотный остаток  

Содержат два разных металла и один кислотный остаток

Содер-жат один металл и два кислотных остатка

Содержат комплексный катион или анион – атом металла, связанный с несколькими лигандами.

AlCl3

КHSO4

FeOHCl

KAl(SO4)2

CaClBr

K2[Zn(OH)4]

Хлорид алюминия

Гидросульфат калия

Хлорид гидроксожелеза (II)

Сульфат алюминия-калия

Хлорид-бромид кальция

Тетрагидроксоцинкат калия

Элемент

Латинское название

Корень

Н

гидрогениум

ГИДР-

С

карбоникум

КАРБ-

N

нитрогениум

НИТР-

S

сульфур

СУЛЬФ-

Соль какой кислоты

Кислотный остаток  

Название солей        

Примеры

Высшие кислоты

Азотная HNO3

NO3- 

нитраты

Ca(NO3)2 нитрат кальция

Кремниевая H2SiO3         

SiO32-

силикаты

Na2SiO3 силикат натрия

Угольная H2CO3             

CO32-

карбонаты

Na2CO3 карбонат натрия

Фосфорная H3PO4         

PO43-

фосфаты

AlPO4 фосфат алюминия

Серная H2SO4                 

SO42-

сульфаты

PbSO4 сульфат свинца

Бескислородные кислоты

Бромоводородная HBr

Br-

бромиды

NaBr бромид натрия

Иодоводородная HI

I-

иодиды

KI иодид калия

Сероводородная H2S

S2-

сульфиды

FeS сульфид железа (II)

Соляная HCl

(хлороводородная)  

Cl-

хлориды

NH4Cl хлорид аммония

Фтороводородная HF

F-

фториды

CaF2 фторид кальция

Более низкая степ. ок.

Cернистая кислота H2SO3

SO32-

сульфиты

К2SO3 сульфит калия

Азотистая HNO2

NO2- 

нитриты

КNO2 нитрит калия

Соль

Международное название

Традиционное название

NaHCO3

Гидрокарбонат натрия

Сода питьевая

Na2CO3

Карбонат натрия

Сода кальцинированная

K2CO3

Карбонат калия

Поташ

Na2SO4

Сульфат натрия

Глауберова соль

KClO3

Хлорат калия

Бертолетова соль

Ca3(PO4)2

Фосфат кальция

Фосфорит

СаСО3

Карбонат кальция

Известняк

CuSO4∙5H2O

Пентагидрат сульфата меди

Медный купорос

Na2CO3∙10Н2О

Декагидрат карбоната натрия

Сода кристаллическая

CrO3

CO2

WO3

Mn2O7

Fe2O3

N2O3

As2O3

Cr2O3

Ba(NO2)2

AlOH(CH3COO)2

(CuOH)2CO3

K4[Fe(CN)6]

Pb(HSO4)2

[Cu(NH3)2]Cl

Дигидрофосфат натрия

Гидрокарбонат аммония

Хромат бария

Fe2O3 -

Cl2O -

Br2O5 –

MgО  -

Mn2O7 -

MoO3 –

Cs2O -

CrO -

Cl2O7 -

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА

ТИП ОКСИДА

А) оксид азота (II)

1) кислотный оксид

Б) оксид кальция

2) основный оксид                        

В) оксид серы (IV)

3) несолеобразующий оксид

Г) оксид углерода (II)

4) амфотерный оксид

ЭЛЕМЕНТ         

ФОРМУЛА ГИДРОКСИДА

А) Sr                

1) ЭОН                                          

Б) Cs                

2) Э(ОН)2

В) Si

3) Н3ЭO3