Закон постоянства состава вещества
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 г.
Любое сложное вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав
Наряду с соединениями постоянного состава (H2O, CO2 и т.д.) существуют соединения переменного состава (ZrN0,59, ZrN0,74, ZrN0,89 и т.д.):
ü дальтониды (в честь английского ученого Дж. Дальтона);бертоллиды (в честь французского химика К.Л. Бертолле);верталиды
Таким образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения.
В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) электронов на оболочке, состоящей из нескольких орбиталей, будет максимальным.
Электроотрицательность показывает насколько склонен элемент притягивать электроны. Макс у неметаллов, мин – металлы Радиус атома. В периоде радиус атома убывает, а при переходе к след. Периоду скачкообразно возрастает
Атомная орбиталь– область пространства вокруг ядра атома, в к-м вероятность пребывания электрона достаточно высока. АО иногда рассматривают как электронное облако, представляющее собой наглядное изобр электрона, делокализованного в объеме атома. АО отличаются размерами, формой, оринтацией в пространстве. Формы: сферическая (s-орбиталь), гантелеобразная (p), четырехлопастная (f)
Электрон имеет собственный магнитный и мех-ий моменты – «СПИН». Спин не зависит от внеш условий и не связ с движ электрона в трехмерном пространстве; не м.б. уничтожен или изммене
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов.
Электронные конфигурации атомов – распределение электронов по различным АО
Схематическое изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома.Она отражает взаимное расположение уровней (электронных слоѐв) 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.
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 электро- нов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома или его ионов: 1s22s22p63s23p6 ...
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 благород ного газа, имеющего соответствующую электронную формулу: 1s2 = [He] 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 1s2 2s2 2p63s2 3p6 = [Ar]
Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.
Н (1е): Начинается заполнение первого электронного слоя, оболочка – 1s: Н 1s 1 У Не (2е) на эту оболочку приходит второй электрон, и она полностью заполнена: Не 1s2 Первый электр слой заполнен.
Переходим к литию (3е). У него начинает заполняться второй слой, у ли тия 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 1s22s22s63s1 - Ar 1s22s22s63s23p6 (т.е. все заполняется обычным образом)
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 ещѐ не заполнен: в нѐм есть ещѐ 3d-оболочка (подуровень).
Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идѐт заполнение 4s- оболочки (подуровня). Калий - это s-элемент. 3d-подуровень пока остаѐтся 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, что 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, что 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 вы- годная по энергии полностью заполненная d-оболочка.
И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода: Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
Кратные связи
-Связь – химическая связь, образованная в результате перекрывания электронных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атомов.
-Связь – химическая связь, образованная в результате перекрывания электронных орбиталей по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.
Кратность связи - количество обобществленных электронных пар, участвующих в образовании химических связей. Чем выше кратность, тем прочнее атомы связаны друг с другом (длина связи уменьшается), а энергия связи больше.
Примеры ковалентной связи разной кратности: одинарная (F-F), двойная (O=O), тройная (N≡N), а четверная ковалентная связь возникает при взаимодействии неподеленной пары электронов молекулы NH3 со свободной орбиталью иона Н+ (2-электронное атомное облако атома азота превращается в 2-электронное молекулярное - заряд иона Н+ делокализуется между всеми атомами).
Примечания:
1. Кратность связи, равная нулю, означает, что такая молекула при нормальных условиях не существует.
2. В методе валентных связей кратность (полярность) связи определяется числом общих электронных пар, а в методе молекулярных орбиталей - числом связывающих электронов
3. Кратность связи в сопряженных системах не является целочисленной величиной
6. Перекрывание АО как условие образования связи. Типы химической связи и их характеристики
| Химичес-кая связь | Связываемые атомы | Процесс в электронной оболочке | Образую-щиеся частицы | Кристаллическая решетка | Характер вещества | Пример |
| Ионная | Атом металла и атом неметалла | Переход валентных электронов | Положительные и отрицатель-ные ионы | Ионная | Солеобразный | NaCl CaO NaOH |
| Ковален ная | Атомы неметаллов (реже-атомы металлов) | Образование общих электронных пар, заполнение молекулярных орбиталей | Молекулы | Молекулярная | Летучий или нелетучий | Br2 CO2 C6H6 |
| --------- | Атомная | Алмазоподоб ный | Алмаз Si SiC | |||
| Металли-ческая | Атомы металлов | Отдача валентных электронов | Положительные ионы и электрон-ный газ | Металлическая | Металличес-кая | Металлы и сплавы |
В общем случае все множество химических связей может быть классифицировано по различным критерям, например:
1. в зависимости от типа: ионную; ковалентную (неполярную и полярную); металлическую; специфические (например, водородная, семиполярная и др.)
2. в зависимости от расстояний, на которых проявляется действие между атомами или молекулами: дальнедействующие (или слабые: ван-дер-ваальсова и водородная химические связи); короткодействующие (или сильные)
3. в зависимости от распределения электронной плотности между атомами связи: неполярные; полярные; ионные (сильно полярные)
4. в зависимости от степени обобществления электронной плотности между несколькими атомами: делокализованные; локализованные
5. в зависимости от количества ядер, между которыми локализована электронная плотность: двухцентровые; многоцентровые
6. в зависимости от степени ориентированности электронной плотности в пространстве: направленные; ненаправленные
7. в зависимости от количества взаимодействующих между собой частиц: насыщаемые; ненасыщаемые
Типы кристаллов металлов
Данная структура металла или его сплава характеризуется очень плотной упаковкой частиц. Ее обеспечивают ионы в узлах кристалла. Сами по себе решетки могут быть разных геометрических форм в пространстве.
1. Объемноцентрическая кубическая решетка - щелочные металлы.
2. Гексагональная компактная структура - все щелочноземельные, кроме бария.
3. Гранецентрическая кубическая - алюминий, медь, цинк, многие переходные металлы.
4. Ромбоэдрическая структура - у ртути. 5. Тетрагональная - индий.
Чем тяжелее металл и чем ниже он располагается в периодической системе, тем сложнее его упаковка и пространственная организация кристалла.
Характеристики связи:
1. Ненаправленность Металлическая связь не является направленной. То есть электронное облако внутри кристалла движется совершенно свободно в его пределах в разных направлениях, каждый из электронов способен присоединяться к абсолютно любому иону в узлах структуры. То есть взаимодействие осуществляется по разным направлениям.
2. Насыщаемость Металлическая связь - ненасыщаемая. Это объясняется наличием многочисленных свободных электронов и орбиталей внутри кристалла. Также роль играют ионы в узлах кристаллической решетки, каждый из которых может стать атомом и снова ионом в любой момент времени.
3. Делокализация внутреннего электронного облака. Она проявляется в способности небольшого количества общих электронов связывать между собой множество атомных ядер металлов. То есть плотность как бы делокализуется, распределяется равномерно между всеми звеньями кристалла.
По типу лиганда
· Гидраты – содержат акво-комплексы, т.е. в качестве лигандов выступают молекулы воды. Например, [Cr(H2O)6]Br3, [Co(H2O)6]Br2
· Аммиакаты – содержат аммин-комплексы, в которых в качестве лигандов выступают молекулы аммиака (NН3). Например, [Zn(NH3)4]Cl2, [Ag(NH3)2]Cl
· Карбонилы – в таких комплексных соединениях, в качестве лигандов выступают молекулы монооксида углерода. Например, [Ni(CO)4], .
· Ацидокомплексы – комплексные соединения, содержащие в качестве лигандов кислотные остатки как кислородсодержащих, так и бескислородных кислот (F–, Cl–, Br–, I–, CN–, NO2–, SO42–, PO43–и др., а также ОН–). Например, K4[Ni(CN)6], Na2[FeCl4]
· Гидроксокомплексы— комплексные соединения, в которых в качестве лигандов выступают гидроксид-ионы: K2[Zn(OH)4], Cs2[Sn(OH)6]
Комплексные соединения могут содержать лиганды, относящиеся к различным классам приведенной классификации. Например: К[Pt(H2O)3Br3], [Cr(NH3)4Br2]Br
4. По химическим свойствам: кислоты, основания, соли, неэлектролиты:
· Кислоты — H[AuBr4], H2[PtCl6]
· Основания — [Cu(NH3)4](OH)2,[Ag(NH3)2]OH
· Соли — Cs3[Al(OH)6], [Ni(H2O)4]Cl2
· Неэлектролиты — [Pt(NH3)2Cl2]
Номенклатура
Чтобы записать формулу комплексного соединения, необходимо помнить, что, как и любое ионное соединение, вначале записывается формула катиона, а после – формула аниона. При этом, формулу комплекса записывают в квадратных скобках, где вначале записывают комплексообразователь, затем лиганды.
Правила:
1. В названиях комплексных соединений, как и ионных солей, первым указывают анион, а затем – катион.
2. В названии комплекса сначала указывают лиганды, а после – комплексообразователь. Лиганды перечисляют в алфавитном порядке.
3. Нейтральные лиганды называются также, как молекулы, к анионным лигандам прибавляют окончание –о.
4. Если количество лигандов больше единицы, то их число указывают греческими приставками:
Типичные окислители
1. Простые вещества - неметаллы: F2, O2, O3, Cl2, Br2.
2. Концентрированная серная кислота (H2SO4), азотная кислота (HNO3) в любой концентрации, хлорноватистая кислота (HClO), хлорная кислота (HClO4).
3. Перманганат калия и манганат калия (KMnO4 и K2MnO4), хроматы и бихроматы (K2CrO4 и K2Cr2O7), висмутаты (напр., NaBiO3).
4. Оксиды хрома (VI), висмута (V), свинца (IV), марганца (IV).
5. Гипохлориты (NaClO), хлораты (NaClO3) и перхлораты (NaClO4); нитраты (KNO3).
6. Пероксиды, надпероксиды, озониды, органические перекиси, пероксокислоты, все остальные вещества, содержащие группировку -O-O- (напр., пероксид водорода - H2O2, пероксид натрия - Na2O2, надпероксид калия - KO2).
7. Ионы металлов, расположенных в правой части ряда напряжений: Au3+, Ag+.
Типичные восстановители
1. Простые вещества - металлы: щелочные и щелочноземельные, Mg, Al, Zn, Sn.
2. Простые вещества - неметаллы: H2, C.
3. Гидриды металлов: LiH, CaH2, алюмогидрид лития (LiAlH4), боргидрид натрия (NaBH4).
4. Гидриды некоторых неметаллов: HI, HBr, H2S, H2Se, H2Te, PH3, силаны и бораны.
5. Иодиды, бромиды, сульфиды, селениды, фосфиды, нитриды, карбиды, нитриты, гипофосфиты, сульфиты.
6. Угарный газ (CO)
Элемент с мин с.о. может быть только в-ль, с макс – только ок-ль
Степень окисления можно рассматривать как условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит из ионов. Степень окисления может быть положительная, отрицательная и нулевая.
Определение степени окисления проводят, используя следующие правила:
1. Степень окисления кислорода в соединениях равна (-2). Исключение составляют: пероксиды - 
фторид кислорода 
.
2. Степень окисления водорода в соединениях равна (+1), кроме гидридов металлов - LiH, CaH2 и т.п., где степень окисления равна (-1).
3. Степень окисления атомов в простых веществах, например, в металле или в Н2, О2 равна 0.
4. Степень окисления щелочных металлов в соединениях равна (+1); щелочноземельных (+2); магний, цинк, кадмий (+2); алюминий (+3) ; фтор (-1)
5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав нейтральной молекулы равна 0, в сложном ионе – заряду иона.
В зависимости от С.О. атомы могут проявлять различные функции в ОВР. По этому признаку их можно разделить на три группы:
1. Только восстановительные свойства могут проявлять металлы в свободном состоянии, а также атомы в низких С.О.: Cl‾; Br‾; I‾; S‾2; N‾3. Низшая отрицательная степень окисления для неметаллов равна номеру группы минус 8 . 2. Только окислительные свойства проявляют атомы с высшей степенью окисления. Она равна номеру группы: 3. Окислительно-восстановительную двойственность проявляют атомы, имеющие промежуточную степень окисления.
Электролиз
Электролизом называется процесс разложения вещества электрическим током.
Сущность электролиза заключается в том, что при пропускании тока через раствор электролита (или расплавленный электролит) положительно заряженные ионы перемещаются к катоду, а отрицательно заряженные – к аноду. Достигнув электродов, ионы разряжаются, в результате чего у электродов выделяются составные части растворенного электролита или водород и кислород из воды.
Основные принципы катализа
Катализатор изменяет механизм реакции на энергетически более выгодный, то есть снижает энергию активации. Катализатор образует с молекулой одного из реагентов промежуточное соединение, в котором ослаблены химические связи. Это облегчает его реакцию со вторым реагентом. Важно отметить, что катализаторы ускоряют обратимые реакции как в прямом, так и в обратном направлениях. Поэтому они не смещают химическое равновесие.
Типы катализа
По влиянию на скорость реакции катализ многие источники делят на положительный (скорость реакции растет) и отрицательный (скорость реакции падает). В последнем случае происходит процесс ингибирования, который нельзя считать 'отрицательным катализом', поскольку ингибитор в ходе реакции расходуется.
Катализ бывает гомогенным и гетерогенным (контактным). В гомогенном катализе катализатор состоит в той же фазе, что и реактивы реакции, в то время, как гетерогенные катализаторы отличаются фазой.
Гомогенный катализ
Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:
H2О2 + I → H2О + IO
H2О2 + IO → H2О + О2 + I
При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.
Гетерогенный катализ
При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.
Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.
1. Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества
2. Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их.
3. Химическая реакция между реагирующими молекулами
4. Десорбция продуктов с поверхности катализатора
5. Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток
Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод).
Автокатализ— катализ химической реакции одним из её продуктов или исходных веществ. Одним из наиболее широко известных примеров автокатализа является окисление щавелевой кислоты перманганатом калия:
2MnO4− + 5C2O42− + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
Ферментами (энзимами) называются вещества белковой природы, которые ускоряют химические реакции, протекающие в клетках и тканях живого организма. Поэтому их еще называют биокатализаторами, а словами академика Павлова «возбудителями жизни». Молекула фермента имеет чередующиеся полярные группы СООН, NH2, NH, OH, SH и др. и неполярные гидрофобные группы (первичная структура). Макромолекула фермента может изгибаться и свертываться в клубки с образованием внутримолекулярных водородных связей (вторичная структура белка). Сложные ферменты содержат ионы металлов с переменной степенью окисления (Fe,Cu), которые участвуют в окислительно-восстановительных реакциях. Ферменты классифицируют по типу катализируемой реакции: гидролазы (реакции гидролиза), изомеразы (изомерные превращения), оксиредуктазы (окислительно-восстановительные реакции).
Активные центры фермента способны избирательно связывать молекулу реагирующего вещества (субстрата), образую с ней единый фермент-субстратный комплекс. Большое значение имеет геометрическое соответствие структур активного центра фермента и самого субстрата – «ключ-замок».
Активность ферментов в миллионы раз выше химических катализаторов.
Ферментативный катализ занимает промежуточное положение между гомогенным и гетерогенным катализом. Его отличительные черты: высокая каталитическая активность (малые количества фермента и высокие скорости), специфичность или селективность действия (один фермент ускоряет определенную реакцию), низкие температуры и сильное влияние рН среды и присутствия других веществ. Ингибиторами (I) называют вещества, осложняющие течение ферментативной реакции вследствие образования комплексов с ферментом или фермент-субстратным комплексом.
В фармацевтической продукции ферментные препараты занимают большую часть ассортимента. При инфекционных заболеваниях используются препараты, разрушающие оболочку болезнетворных бактерий. Широко известны препараты, применяемые при нарушениях функций желудочно-кишечного тракта, ферменты для рассасывания гнойных скоплений и тромбов, например, стрептокиназа.
ИНГИБИТОРЫ - в-ва, тормозящие хим. р-ции. Ингибирование характерно для каталитич и цепных р-ций, к-рые протекают с участием активных центров или активных частиц. Тормозящее действие обусловлено тем, что ингибитор блокирует активные центры катализатора или реагирует с активными частицами с образованием малоактивных радикалов, не способных продолжать цепь. Ингибитор вводится в систему в концентрации много меньшей, чем концентрации реагирующих в-в. Кинетика р-ций с участием ингибиторов принципиально различна для каталитических и цепных р-ций. В каталитич. р-ции число активных центров фиксировано и ингибитор, блокируя часть из них, не расходуется в ходе процесса. Поэтому при введении ингибитора скорость р-ции снижается, а затем процесс протекает длит. время с постоянной скоростью. В нек-рых случаях эта скорость может медленно возрастать из-за расходования ингибитора по к.-л. побочной р-ции. В цепной р-ции активные частицы непрерывно генерируются, что приводит к расходованию ингибитора и постепенному самоускорению р-ции (в случае цепной неразветвленной р-ции обычно восстанавливается исходная скорость).
Закон постоянства состава вещества
Закон постоянства состава впервые сформулировал французский ученый Ж. Пруст в 1808 г.
Любое сложное вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав
Наряду с соединениями постоянного состава (H2O, CO2 и т.д.) существуют соединения переменного состава (ZrN0,59, ZrN0,74, ZrN0,89 и т.д.):
ü дальтониды (в честь английского ученого Дж. Дальтона);бертоллиды (в честь французского химика К.Л. Бертолле);верталиды
Таким образом, закон постоянства состава справедлив только для веществ молекулярного строения.