13/19
17Д-2 02.09.2021
18А-2 08.09.2021
Знати основні поняття: неорганічна хімія, атом, електрон, протон, електрон, орбіталь, підорбіталь, валентність (нища, вища, проміжна), хімічний елемент, хімічна формула, хімічні рівняння реакцій, молекула, речовини прості та складні, атомна маса, періодичний закон Мендєлєєва.
Студенти на занятті записують тему та питання до неї:
Тема: Вступ. Повторення основних питань з хімії
1. Поняття про хімію, як науку.
3. Склад та будова атома. Основні хімічні поняття та терміни.
4. Періодичний закон і періодична система Д.І.Мендєлєєва у світлі теорії будови атома.
5. Розвязок задач: відсотковий вміст хімічних елементів
План заняття:
Вступ. Повторення основних питань з хімії
1. Поняття про хімію, як науку.
2. Основні хімічні поняття та терміни.
3. Періодичний закон і періодична система Д.І.Мендєлєєва у світлі теорії будови атома.
4. Будова атому.
5. Хімічний зв’язок.
6. Основні класи неорганічних сполук.
1. Поняття про хімію, як науку.
Хі́мія – одна з наук про природу, яка вивчає молекулярно-атомні перетворення речовин, тобто, при яких молекули одних речовин руйнуються, а на їх місці утворюються молекули інших речовин з новими властивостями.
Завданням хімії є дослідження властивостей елементів і хімічних сполук, вивчення залежності властивостей речовин від їх складу й будови, вивчення умов перетворення одних речовин в інші, поширення хімічних речовин у природі, технологій їх одержання, механізмів взаємодії хімічних сполук, а також практичне використання хімічних реакцій.
Як комплексна наука, хімія має розділи, наприклад:
- Загальна хімія – вивчає теоретичні основи системи знань про речовину і хімічні перетворення.
- Неорганічна хімія – вивчає речовини неорганічної природи і властивості хімічних елементів.
- Органічна хімія – вивчає речовини органічної природи — сполуки Карбону.
- Аналітична хімія – вивчає принципи і методи визначення хімічного складу речовини.
- Фізична хімія – вивчає хімічні явища та процеси на основі загальних принципів фізики з використанням фізичних експериментальних методів.
- Біологічна хімія (біохімія) — фундаментальна біомедична наука та навчальна дисципліна, що вивчає хімічний склад живих організмів та хімічні перетворення, яким підлягають молекули, що входять до їх складу.
2. Основні хімічні поняття та терміни.
Атом – це електронейтральна частинка, яка складається з позитивно зарядженого ядра і електронів, що рухаються навколо ядра.
https://www.youtube.com/watch?v=kqHYbT9rv6A
Молекула – це найменша частинка даної речовини, яка зберігає її хімічні властивості.
Валентність – властивість атомів хімічного елемента з'єднуватися з певним числом атомів того самого або інших хімічних елементів.
Речовина – це певний вид матерії, яка за даних умов має певні фізичні та хімічні властивості. Речовини бувають прості й складні, органічні й неорганічні.
Хімічний елемент – це тип атомів з однаковим протонним числом. Нині відомо вже більше 118 елементів. Кожен з елементів має свій символ, свою відносну атомну масу.
Відносна атомна маса елемента – це фізична величина, що дорівнює відношенню маси атома елемента до 1/12 частини маси атома Карбону. Відносна атомна маса позначається великою буквою А з індексом r і читається Ar (а-ер): 📷.
Відносна молекулярна маса речовини – це фізична величина, що дорівнює відношенню маси молекули даної речовини до 1/12 частини маси атома Карбону. Відносна молекулярна маса за аналогією з відносною атомною масою, позначається Mr: 📷.
Молярна маса речовини – це фізична величина, що дорівнює відношенню маси речовини до відповідної кількості речовини. Молярна маса речовини позначається великою буквою M, отже: 📷.
Молярна маса має розмірність г/моль або кг/моль.
Моль – це така кількість речовини, яка містить стільки частинок цієї речовини (молекул, атомів тощо), скільки атомів міститься в 12 г вуглецю. Відомо, що 1 моль вуглецю містить 6,02·1023 атомів Карбону. Це число назвали сталою Авогадро.
Кількість речовини – це фізична величина, що визначається числом структурних частинок (атомів, молекул тощо), які містяться в даній порції речовини. Позначається кількість речовини буквою n, вимірюється в молях.
Молярний об’єм газу – це величина, що дорівнює відношенню молярної маси газу до його густини. Молярний об’єм газу позначається Vm і вимірюється в л/моль: 📷.
Молярний об’єм газу ще знаходять за відношенням об’єму V порції даного газу до кількості речовини n у цій порції: 📷.
Відомо, що за нормальних умов молярний об’єм газу дорівнює приблизно 22,4 л/моль: Vm(н. у.) = 22,4 л/моль.
Масова частка елемента w – це відношення його маси до маси речовини, до складу якої він входить:📷.
Хімічні реакції – явища, під час перебігу яких одні речовини перетворюються на інші.
3. Періодичний закон і періодична система Д.І. Мендєлєєва у світлі теорії будови атома.
До 1869 року було 37 спроб класифікувати елементи за їхніми властивостями.
Задачу класифікації хімічних елементів успішно вирішив Дмитро Іванович Менделєєв.
У роботах учених до Д.І.Менделєєва не було головного – єдиного теоретичного узагальнення. Д.І.Менделєєв застосував матеріалістичний підхід до систематизації хімічних елементів. Він розкрив закономірний зв'язок між усіма хімічними елементами, що поєднує їх у єдине ціле, виявив причинно-наслідковий зв'язок між типом атома і його хімічними властивостями.
Д.І.Менделєєв:
- в основу класифікації поклав атомну масу елементів;
- розташував елементи в ряд у порядку збільшення їхніх атомних мас;
- надав кожному елементу порядковий номер;
- порівняв властивості елементів і їхніх сполук.
У своїх дослідженнях Д.І.Менделєєв виявив, що властивості елементів змінюються закономірно і періодично повторюються.
Так, властивості елементів від літію до неону змінюються так: металеві послаблюються, неметалеві посилюються.
Та сама закономірність стосується й елементів з номерами від 11 до 18, металеві властивості яких теж послаблюються, в неметалеві – посилюються. Обидва ряди починаються металевими елементами і закінчуються неметалевими інертними елементами.
Така ж зміна властивостей спостерігається і для інших рядів елементів.
Зі збільшенням атомної маси властивості елементів змінюються періодично: вони повторюються через певне число елементів. Ця закономірність дістала назву періодичного закону.
Цей закон Д.І.Менделєєв сформулював 1 березня 1869 року:
Властивості простих тіл, а також форми і властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини їхньої атомної маси.
Або інше формулювання: властивості елементів утворюють періодичну функцію від величини атомних мас. На основі періодичного закону Д.І.Менделєєв склав таблицю, що дістала назву періодичної системи елементів.
Періодична система елементів – це графічне зображення періодичного закону.
Система елементів має сім періодів. Період – це горизонтальний ряд елементів у порядку збільшення їхніх атомних мас. У 1869 році Д.І.Менделєєв запропонував перший варіант системи елементів – систему довгої форми. У цій системі періоди розташовувалися одним рядком. У грудні 1870 року він опублікував другий варіант періодичної системи – систему короткої форми. У цьому варіанті періоди позбиваються на ряди, а групи – на підгрупи (головну і побічну).
Короткий варіант періодичної системи складається з періодів, рядів і груп. Період починається металевим елементом і закінчується інертним елементом. Перший, другий, третій періоди – це малі періоди. Четвертий, п'ятий, шостий періоди – це великі періоди. Сьомий період – незакінчений.
Кожний малий період складається з одного ряду елементів, а кожний великий – з двох рядів. Таблиця має 10 рядів. Перший період має 2 елементи, другий і третій – по 8 елементів, четвертий і п'ятий – по 18, шостий – 32, сьомий – 24 елементи. У кожному періоді (за винятком першого) зі збільшенням атомної маси хімічні властивості елементів змінюються: металеві властивості послаблюються, а неметалеві посилюються.У великих періодах властивості елементів змінюються менш динамічно, ніж у малих періодах.
У періодичній системі елемент має номер. Цей номер елемента називається порядковим, або атомним номером.
До складу шостого періоду, крім 18 елементів, розташованих у 8 і 9 рядах, входять 14 елементів – лантаноїдів (№№ 58–71). Лантаноїди перебувають внизу таблиці. Елементи № 90–103 також перебувають внизу таблиці. Вони називаються актиноїдами і належать до сьомого періоду. Періодична система елементів має вісім груп.
Групи — це вертикальний ряд елементів. Номер групи показує вищу валентність елемента за Оксигеном. Кожна група поділяється на дві підгрупи: головну і побічну. Головну підгрупу складають елементи малих періодів і елементи непарних рядів великих періодів. Побічну підгрупу складають елементи парних рядів великих періодів. Так, головна підгрупа шостої групи складається з елементів О, S, Se, Te, Po, а побічна підгрупа – з елементів Cr, Mo,W.
Властивості елементів у підгрупах закономірно змінюються: зверху вниз посилюються металеві властивості і послаблюються неметалеві. Так, Оксиген – неметалевий елемент, а Полоній – металевий. Найсильніші металеві властивості має елемент № 87 – Францій, а наисильніші неметалеві властивості – елемент № 9 – Флюор.
Періодична система допомогає вивчати хімічні елементи і їхні сполуки, оскільки розташування кожного елемента визначається його властивостями. Вона дає змогу прогнозувати не тільки хімічні властивості елементів, але і деякі фізичні властивості простих речовин і сполук. Так, температура плавлення, температура кипіння для простих речовин елементів головної підгрупи першої групи закономірно зменшується, а густина – збільшується.
Поширення хімічних елементів у природі пов'язано з їхнім положенням у періодичній системі. Найбільш поширеними є елементи перших чотирьох рядів системи. Легких елементів у земній корі більше, ніж важких. Елементів з парними порядковими номерами більше (~ 86% маси земної кори), ніж елементів з непарними порядковими номерами. Приблизно 99% маси земної кори складаються з одинадцяти елементів з атомною масою до 60 а.о.м.:
О, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg, H, Ti, C.
Число, що показує середній вміст хімічного елемента в земній корі, називається кларком цього елемента. Часто кларки виражають масовими частками у відсотках від маси земної кори, яку беруть за 100 %. Найбільший кларк (47,0 %) має Оксиген. За Оксигеном ідуть Стіцій (29,5 %), Алюміній (8,0 %), Ферум (4,6 %), Кальцій (3,0 %), Натрій (2,5 %) та інші.
Періодична система елементів справила значний вплив на подальший розвиток хімії. Вона була першою природною класифікацією хімічних елементів, яка показала, що елементи перебувають у зв'язку один з одним і утворюють єдину систему.
Коли Д.І.Менделєєв складав систему елементів, багато елементів були ще невідомі. Він висловив ідею про існування в природі ще не відкритих елементів. У 1871 році Д.І.Менделєєв описав властивості трьох ще не відкритих елементів, які повинні були зайнята місця в системі: № 21 (Скандій), № 31 (Галій), № 32 (Германій).
Протягом наступних 15 років були відкриті Скандій, Галій і Германій, а їхні властивості виявилися близькими до тих, що прогнозував Д.І.Менделєєв.
Періодичний закон Д.І.Менделєєва є основою сучасної хімії. Періодичний закон і періодична система встановили глибокий зв'язок між усіма хімічними елементами. Цей закон розкрив взаємозв'язок між одиничним (елемент) і загальним (система) через особливе (група):
Елемент → група → система.
Закономірності періодичного закону грунтуються на єдності протилежностей. Так, Na — металевий елемент, С — неметалевий елемент. Елементи за своєю природою єдині. Властивості елемента перебувають у залежності від його положення в періодичній системі. Періодичний закон відкрив шлях до пізнання внутрішньої будови атома і його ядра, допомагає відкривати нові елементи, керувати атомною енергією. Періодична система – це природничо-наукова класифікація елементів. Відкриття періодичного закону є великим досягненням хімії. Періодична система є вираженням загального закону природи – закону розвитку. Вона ілюструє закон переходу кількості в якість. Періодична система служить людству для пізнання таємниць природи. Слова Д.І.Менделєєва: «Періодичний закон чекає нових додатків і розвитку» не втрачають своєї актуальності і сьогодні.
Теорія будови атома дала періодичному закону і періодичній системі елементів нове підтвердження. Після розщеплення атома формулювання періодичного закону уточнилося:
Властивості простих речовин, а також властивості і форми сполук елементів перебувають у періодичній залежності від заряду ядер їхніх атомів.
Нині відкрито вже нові хімічні елементи з порядковими номерами від 110 і більше.
4. Будова атому.
Атом складається з позитивно зарядженого ядра і електронів, що нейтралізують його заряд. Ядро визначає індивідуальність хімічного елемента, а електронна оболонка – його хімічні властивості. Розміри атомів невеликі – приблизно 10–10 м.(десять у мінус десятому ступені)
У центрі атома знаходиться ядро. Радіус його в 104 – 105 разів менший, ніж радіус атома. В той же час, саме в ядрі зосереджена основна маса атома. Ядро складають протони і нейтрони – елементарні частинки, що знаходяться на дуже близьких відстанях. Природа зв'язку між частинками в ядрі, а також внутрішньоядерних сил остаточно ще не з'ясована.
Протони — елементарні позитивно заряджені частинки, що входять до ядра. Кожний хімічний елемент має стале число протонів, які визначають загальний позитивний заряд ядра, число електронів та місце елемента в періодичній системі (його порядковий номер).
Нейтрони – електронейтральні елементарні частинки з масою, що приблизно дорівнює масі протона. В сумі протони і нейтрони визначають масове число елемента. Атоми даного елемента мають стале число протонів, а число нейтронів може бути різним. Це – ізотопи. Вони відрізняються за масою й фізичними властивостями, але їхні хімічні властивості однакові, оскільки однакова структура електронних оболонок. Більшість елементів мають ізотопи. Наприклад у Гідрогену є три ізотопи: Протій 📷, Дейтерій 📷 і Тритій 📷(індекс зліва внизу – заряд ядра, індекс зліва вгорі – масове число атома), у Хлору – два ізотопи: 📷 і 📷 і т.д. Число нейтронів у ядрі визначається як різниця масового числа і числа протонів (заряду ядра). Так, у Протію нейтронів немає, в ядрі Тритію 3 – 1 = 2 нейтрони, в ядрі ізотопу 📷 число нейтронів 37 – 17 = 20.
Розрізняють ізотопи стабільні й радіоактивні. Ядра останніх нестійкі. Розпадаючись, вони виділяють різні елементарні частинки та енергію. У стабільних ізотопів ядра стійки і не розпадаються. Наприклад, ізотопи Гідрогену Протій і Дейтерій стабільні, а Тритій – радіоактивний. При розпаді його ядро випромінює β-частинки (електрони). Радій випромінює α-частинки (ядра Гелію) і перетворюється на радон:
📷
Електрони – негативно заряджені елементарні частинки, що рухаються навкруги ядра і зумовлюють розміри атома та його хімічні властивості. Заряд електрона за абсолютною величиною такий самий як і протона, але протилежний за знаком, а маса в 1837 разів менша від маси протона.
Електрони розміщуються навкруги ядра шарами, які називаються енергетичними рівнями. Найменша енергія у електронів найближчого до ядра (першого) рівня, найбільша – у електронів зовнішнього (найбільш віддаленого) рівня. Число електронів на рівні можна визначати за формулою:
N = 2 n2, де n – номер енергетичного рівня.
Рівні розщеплюються на підрівні, які також відрізняються за енергією, причому число підрівнів збігається з номером рівня. Так, перший рівень па підрівні не розщеплюється, другий рівень розщеплюється на два підрівні, третій – на три, четвертий – на чотири і т. д. Підрівні позначаються буквами s, p, d, f у відповідності з формою орбіталей, що заповнюють даний підрівень. Ємність підрівня визначається числом орієнтацій відповідних орбіталей: на s-підрівні – одна орбіталь, на p-підрівні три орбіталі, на d-підрівні – п'ять орбіталей, на f-підрівні – сім орбіталей. На кожній орбіталі одночасно може знаходитись не більше двох електронів (принцип Паулі). Отже, максимальна ємність першого рівня — два електрони, другого – 8 електронів, третього – 18 електронів, четвертого – 32 електрони.
Електронні формули.
Розподіл електронів в атомі зображують за допомогою електронних і електронно-графічних формул. Електронні формули показують розподіл електронів за енергетичними рівнями і підрівнями. В електронній формулі цифри перед буквами вказують значення головного квантового числа (номер енергетичного рівня), букви (s, p, d тощо) – значення орбітального квантового числа (енергетичний підрівень),число вгорі над буквою – кількість електронів на даному підрівні. Так, запис 3р5 показує, що на третьому енергетичному рівні (електронному шарі) розташовано п'ять електронів на р-підрівні.
Приклад 1. З електронної формули атома Нітрогену, яка має вигляд 1s22s22р3, випливає, що на 1s-підрівні перебувають 2 електрони, на 2s-підрівні – 2 електрони, на 2р-підрівні – 3 електрони. Всього в атомі перебувають 2 + 2 + 3 = 7 електронів.
📷📷📷📷📷📷📷📷Якщо електронну орбіталь умовно зобразити клітинкою (енергетична «комірка»), а електрон — стрілочкою, то електронну структуру атомів можна зображати у вигляді електронних схем. Комірки можуть бути при цьому двоелектронні – на одній орбіталі два спарених електрони з протилежним спіном, одноелектронні та вакантні – без електронів. Щоб скласти, наприклад, електронну схему елемента № 15 (Фосфор), спочатку слід записати його електронну формулу, після чого розписати електрони по комірках: ↑↓ – двоелектронна комірка; ↑ – одноелектронна комірка;
📷– вакантна комірка.
№ 15 1S22S22P63S23P33d0.
5. Хімічний зв’язок.
Хімічні зв'язки є результатом складної взаємодії електронів та ядер атомів і описуються квантовою механікою. В останні десятиліття виникла окрема галузь хімії, предметом якої є вивчення структури молекул і кристалів за допомогою квантово-механічних розрахунків: квантова хімія.
Теорія будови хімічної речовини:
-Атоми в молекулах зв'язані один з одним в певній послідовності. Зміна цієї послідовності приводить до утворення нової речовини з новими властивостями.
-З'єднання атомів відбувається відповідно до їх валентності.
-Властивості речовин залежать не тільки від їх складу, а й від «хімічної будови», тобто від порядку з'єднання атомів в молекулах і характеру їх взаємного впливу. Найбільш сильно впливають один на одного атоми, які безпосередньо пов'язані між собою.
Атоми різних елементів, що входять до складу простих або складних речовин, утримуються разом завдяки наявності хімічного зв’язку. В утворенні хімічного зв’язку беруть участь кулонівські сили, носіями яких є електрони та ядра атомів. Хімічний зв’язок виникає внаслідок електростатичної взаємодії позитивно заряджених ядер і негативно заряджених електронів.
Типи хімічного зв’язку:
Ковалентний зв’язок. Зв’язок, який здійснюється за допомогою спільних електронних пар, називається ковалентним.
Ковалентний зв'язок може виникати між однаковими атомами неметалів, наприклад, H2, O2, Cl2, і такий зв’язок називається ковалентним неполярним:
📷
📷
Ковалентний зв'язок також може виникати між атомами різних неметалів, наприклад, HCl, H2O, NH3, і такий зв’язок називається ковалентним полярним. Полярність зв’язку виникає внаслідок зміщення спільної електронної пари у бік більш електронегативного елемента:
📷
При цьому на атомі більш електронегативного елемента виникає частковий негативний заряд δ–, а на атомі менш електронегативного елемента виникає частковий позитивний заряд δ+. І молекула перетворюється на диполь.
Диполь – це система двох зарядів, однакових за величиною і протилежних за знаком.
Йонний зв’язок. Хімічний зв’язок, зумовлений електростатичним притяганням різнойменно заряджених йонів, на які перетворюються атоми внаслідок віддавання або приєднання електронів.
Йонний зв’язок утворюється між атомами таких елементів, які значно відрізняються за своєю електронегативністю. Це типові метали Na, K, Ca і типові неметали Cl2, F2, O2.
📷
Металічний зв’язок.
Металічний зв’язок – це тип хімічного зв’язку, зумовлений взаємодією валентних електронів (електронного газу) з позитивно зарядженими йонами кристалічних ґраток металів.
Металічний зв’язок є делокалізовним: він не має певної спрямованості, оскільки в його утворенні беруть участь усі атоми й електрони шматка металу.
Водневий зв’язок. Водневий зв’язок – це приклад міжмолекулярного хімічного зв’язку. Він виникає між атомами Гідрогену однієї молекули і атомом дуже електронегативного елемента іншої молекули. На письмі водневий зв’язок позначається трьома крапками:
Hd+ → Fd– … Hd+ → Fd– … Hd+ → Fd– …
Водневий зв’язок відіграє важливу роль під час асоціації молекул, у процесах розчинення, кристалізації, електролітичної дисоціації тощо.
6. Основні класи неорганічних сполук.
Визначення основних класів неорганічних сполук.
Оксиди – це складні речовини що складаються з двох елементів, один з яких оксиген у ступені окиснення -2.
За здатністю утворювати солі розрізняють несолетвірні (N2O; NO; CO, SiO) та солетвірні оксиди. Останні поділяють на кислотні (CO2; N2O5; SO3), основні (CaO, Na2O, MgO) і амфотерні (ZnO, Al2O3, Cr2O3)
Кислотними називають оксиди, яким відповідають кислоти. Утворюють кислотні оксиди, як правило, неметали (CO2; N2O5; SO3).
Основні оксиди це оксиди, яким відповідають основи. Основні оксиди утворюють атоми лужних та лужноземельних металів (K, Na, Ca, та ін.).
Амфотерні оксиди мають властивості як основних, так і кислотних оксидів. Це залежить від того, з чим даний амфотерний оксид реагує – з кислотою (кислотним оксидом) чи з лугом (основним оксидом).
Назви оксидів утворюються від назви хімічного елемента, що утворює оксид, якщо валентність змінна, то вона вказується у дужках римськими цифрами, та вказується що це оксид. (Cr2O3 – хром(ІІІ)оксид)
Основи складні сполуки, які складаються з катіонів (металів, амонію) і гідроксогруп -ОН, здатних заміщуватись на кислотний залишок. Їх ще називають гідроксидами: NaOH – натрію гідроксид, NH4OH – амонію гідроксид, Fe(OH)2 – феруму(II)гідроксид, Fe(OH)3 – феруму(III)гідроксид тощо. Основи ділять на розчинні в воді або луги (гідроксиди найбільш активних металів – лужних та лужноземельних (K, Na, Ca, та ін.)) і практично нерозчинні гідроксиди інших металів.
Назви гідроксидів утворюються від назви метала, та додаванні «гідроксид» якщо валентність метала змінна, то вона вказується у дужках римськими цифрами. (Cu(OH)2 купрум(ІІ)гідроксид)
Кислоти – це сполуки, що складаються з кислотного залишку і атомів гідрогену, здатних заміщуватись на метал. Кількість таких атомів гідрогену визначає основність кислоти:
HCl, HNO3 – одноосновні,
H2SO4, H2CO3 – двоосновні,
H3PO4 – триосновна і.т.д.
Кислоти до складу яких входять атоми оксигену, називають кисневими, якщо атоми оксигену відсутні – безкисневими.
Солі визначають як продукт нейтралізації кислоти основою. Як правило, це – йонні сполуки, які при розчиненні у воді легко дисоціюють на катіони (металу, амонію) і аніони кислотного залишку. Розрізняють солі середні, кислі, основні, комплексні та деякі інші.
Середні солі – результат повної нейтралізації кислоти основою (СаSO4, ZnCl2).
Кислі – результат неповної нейтралізації кислоти основою (Zn(НCО3)2, KНSО4)
Основні – результат неповної нейтралізації основи кислотою (Са(ОН)SO4).
Назви середніх солей утворюються від назви металу та кислотного залишку, якщо валентність у метала змінна, то вона вказується у дужках римськими цифрами (CuCl2 купрум(ІІ)хлорид.)
Написати електрону будову Оксигену, Фосфору та Хлору, в звичайному та збудженому станах.