дисциплина

ХимияЛитература1)Н.В.Коровин Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов. – М.: Высш. шк., 1998. – 559 с., ил.2)Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. «Химия» 1982 г.

преподавательдоцент, канд. хим. наук

Николай Семёнович Громаков

http://www.kgasu.ru/sved/structure/stf/kh/

Казанский государственный архитектурно-строительный университет

Элементарные частицы

ВеществоВещество ПолеПоле

mпокоя≠0 mпокоя=0

протоны р+ нейтроны nºэлектроны е-

нуклоны (ядра атомов)фотоны - электромагн. силы

мезоны - ядерные силы

«гравитоны» - гравитация

Большой взрыв -13,7 млрд. лет назад появились пространство и время

химическая форма движения

материи

Одноядерные системы(атомы и атомные частицы)

химический элемент

химическая связь

Материя. Уровни организации материи

Многоядерные системыхимическое вещество

молекулы

гомоядерные гетероядерныеассоциаты

атомные молекулярные молекулярные

агрегаты

атомныеагрегатное состояние, фаза

Тела

газообразныегазообразные жидкиежидкиетвёрдыетвёрдые

атомная крист. реш.

металлич. крист. реш.

молекул. крист. реш.

ионная крист. реш.

ПростыеПростые СложныеСложные

Металлы Неметаллы НеорганическиеНеорганические Органические

ОксидыОксиды ОснованияОснования КислотыКислоты СолиСоли

ЭхОу Э(ОН)х НхА (остаток основания)х

(остаток кислоты)у

ВеществаВещества

Химия – наука о веществах и их превращениях.

Электролитическая диссоциация

Оксиды

ЭхОу

солеобразующие несолеобразующие

солеобразные

Основания

Э(ОН)х ОН‾ + [Э(ОН)х-1]+

сильные

растворимые – щелочи;

слабые;

амфотерные

Кислоты

НхА Н+ + [Нх-1А] ‾

бескислородные

(НСl, Н2S и др.)

кислородсодержащие

(НСlО2, Н2SО4 Н3РО4 и др.)

остаток основания остаток кислоты

NaOH + HCl = NaCl + H2O

NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O

Al(OH)3 + 3Н3РО4 = Al(H2PO4)3+3Н2О

Al(OH)3+ HCl = [Al(ОН)2]Cl + H2O

действие основания

кислые соли средняя соль основные соли

действие кислоты

Соли

(остаток основания)х (остаток кислоты)у

кислые (NaHCO3, Al(H2PO4)3 и др.); нормальные (NaCl, К3РО4 и др.); основные (AlОНСl2, [Al(ОН)2]2SO4 и др.) двойные комплексные

многоосновнаякислота

многоосновнаякислота

многокислотноеоснование

многокислотноеоснование

Строение атомов

Квантовая теорияУравнение Шредингера

Квантовые числа

1900г. М.Планк, квантовая теория света. Квант

энергии Е = hν. Постоянная Планка h = 6,625·10-34Дж·с.1905 г. А. Эйнштейн. Корпускулярно- волновая

природа света, фотоны. Е = mc2.

Объединённое ур-ние Планка-Эйнштейна hν = mc2,

т.к. ν = с/λ, то λ = h/(mc).

1924 г. Де Бройль - для электрона λ = h/(mv). Электрон – это и корпускула и волна. Принцип неопределённостей Гейзенберга (1927)

Δx·Δpx ≥ ħ или Δх·Δv ≥ h/2πmе – у атома нет чётких

границ, электронное облако.

Атомная орбиталь (АО) – граничная поверхность, внутри которой вероятность нахождения электрона составляет не менее 90 - 95%.

EUm2

или

EUzyxm8

h

22

2

2

2

2

2

2

2

2

Уравнение Шредингера:

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА

Главное квантовое число n определяет энергию электрона и может принимать только целочисленные значения: 1, 2, 3 ... и т. д.

Каждому значению n соответствует определённый уровень энергии электрона: Е1 < Е2 < Е3< ... и т.д.

Обычно представляется в виде:

1 2 3 4 К L М N

s р d

Условное обозначение формы АО

Побочное или орбитальное квантовое число ℓ также определяет энергию электрона (но в меньшей степени, чем n) и форму атомной орбитали.

Принимает целочисленные значения от 0 до (n–1). Обозначается латинскими буквами:

Значение ℓ 0 1 2 3 4Подуровень s р d f g Энергия Еs < Ер < Еd < Еf

-2 -1 0 +1 +2 ℓ

Магнитное квантовое число mℓ характеризует

количество и ориентацию атомных орбиталей в пространстве и может принимать целочисленные значения от ℓ до +ℓ, включая ноль. Всего принимает 2ℓ+1 значение. Условное обозначение в виде ячейки или ─.у s-подуровня – одна орбиталь

у р-подуровня – три АО

у d-подуровня – пять АО у f-подуровня – семь АО.

Спиновое квантовое число ms –

собственный магнитный момент (спин)

имеет только два значения +½ и -½.

обозначение в виде стрелок или .

1s

1s

2s2р

1s2s

2р3s

3р4s 3d

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ АО И ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ АТОМОВ

Правила Клечковского

1s

Электронная формула атома водорода: 1Н 1s1 и электронно-графическая 1Н

Различают электронные (сокращённые) и электронно-графические (полные) формулы атомов.

1s

2s

2р

1 2 3

Н 1s1 Не 1s2

Li 1s22s1

СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

1s2s

2р

3Li

1s

2s2р

5В

1s2Не

Первый период

Водород Н 1s1 или

Гелий Не 1s2 или

1s1Н

Важнейшие периодические свойства атома:

1.атомный и ионный радиусы (r);

2.энергия ионизации, (Еи);

3.сродство к электрону, (Eе);

4.электроотрицательность,

5.окислительно-восстановительная активность;

6.степень окисления,

7.составы высших водородных соединений,

8.составы высших кислородных соединений,

9.термодинамические,

10.электролитические свойства и многие другие.

4s 3d

4s 3d

4s 3d

4s3d

Z

E

4s

3d

2421 29