Закон постоянства состава вещества

Однако атом № 19 – калий является первым элементом 4 периода, у него идѐ т заполнение 4s- оболочки (подуровня). Калий - это s-элемент. 3d-подуровень пока остаѐ тся 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

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 (ZrN_{0, 59}, ZrN_{0, 74}, ZrN_{0, 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.