Основы общей химии. Тема 1 презентация

ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ
ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ
СТРОЕНИЕ АТОМА
порядок заполнения
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д.И. Менделеева
провал электрона
РАДИУС АТОМА
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
ХИМИЧЕСКАЯ
СВЯЗЬ
степень окисления
СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА
ВАЛЕНТНОСТЬ ТАБЛИЦЫ
ОГЛАВЛЕНИЕ
ИТОГОВЫЕ ЗАДАНИЯ
АЛЛОТРОПИЯ
1
2
3
ПРОМЕЖУТОЧНЫЕ ЗАДАНИЯ
ВМ
ММ
C
P
S

периодическая система элементов
Д.И. Менделеева
(длиннопериодная форма)

периодическая система элементов
Д.И. Менделеева
(полностью развернутая форма)

Химия — одна из важнейших и обширных областей естествознания, наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также законах, которым эти превращения подчиняются.
Атом — это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Молекула — это наименьшая электронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей.
— это группа атомов, соединённых между собой химическими
связами согласно их валентности и имеющая заряд ноль.
Химический элемент — это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ

СТРОЕНИЕ АТОМА
Атом состоит из ядра и находящихся около ядра электронов.
Таким образом, можно сделать следующие выводы:
вся масса атома заключена в его ядре;
т.к. заряд атома всегда равен 0, число электронов равно числу протонов;
число нейтронов равно разности между массой атома и числом протонов.

Атом Li
Li находится во 2-м периоде IА группе,
имеет № п/п = 3 и Ar = 7 а.е.м.
следовательно в атоме Li: 3ē, 3р, 7-3=4n
число ē = числу р = № п/п (№ п/п - порядковый номер)
число n = Ar – число р (Ar – атомная масса)
Р находится во 3-м периоде VА группе,
имеет № п/п = 15 и Ar = 31 а.е.м.
следовательно в атоме P: 15ē, 15р, 31-15=16n
Атом P
ПРИМЕРЫ:

металлы – всегда отдают электроны неметаллам
неметаллы – всегда берут электроны у металлов
правило октета
каждый атом стремится к достижению 8-ми электронной внешней оболочки,
подобной оболочке инертного газа (VIIIA) – наиболее устойчивая конфигурация
–[ nS2 nP6 ]– (этого можно добиться путем принятия или отдачи атомом электронов)
Заряд ядра определяется числом протонов
– это число всегда постоянно для каждого элемента
– изменяться может число нейтронов (изотопы) или электронов (ионы)
«свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых
ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости
от величины зарядов ядер их атомов».
Изотопы – атомы одного и того же элемента, содержащие в своих ядрах
одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.
Ион – частица («атом», либо группа атомов), имеющая заряд.
(в результате принятия [анион] или отдачи [катион] электронов)
Периодический закон Д. И. Менделеева

ЭЛЕКТРОННЫЕ СЛОИ
Электроны в атоме расположены в строго определенном порядке,
на электронных слоях (энергетических уровнях).
Число электронных слоёв (энергетических уровней) равно номеру периода,
в котором находится атом хим. элемента.
Внешний электронный слой – валентный, на нем находятся электроны, которые
участвуют в образовании химических связей с другими атомами.
Внутри электронного слоя электроны располагаются на электронных орбиталях
(это равноценно выражению – энергетический уровень делится на подуровни).
Орбиталь – область вокруг ядра, в которой наиболее вероятно нахождение
электрона (т. е. та область, где электрон чаще всего находится).
Каждая орбиталь имеет одну квантовую ячейку,
в которой может находиться 0, 1 или 2 электрона.

4
3
2
1
4
3
2
1
электронно-графическая
форма записи
ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ

4
3
2
1
7
6
5
Е
ОБЩИЙ ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ
СОГЛАСНО ЭНЕРГИИ ЭЛЕКТРОНА
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
s
p
d
f

4
3
2
1
4
3
2
1
ПРОВАЛ (ПРОСКОК) ЭЛЕКТРОНА

2
1
2
1
Валентность – число связей, которые образует атом хим. элемента с др. атомами.
ПОСТОЯННАЯ – атом хим. элемента образует
постоянное число ковалентных связей
(напр. атом O имеет только вал = II)
ПЕРЕМЕННАЯ
– атом хим. элемента образует
различное число ковалентных связей
(напр. атом С имеет вал = II и IV)
валентность
ВАЛЕНТНОСТЬ
основное
состояние
атома
возбуждённое
состояние
атома

1
2
2
1
ОБМЕННЫЙ МЕХАНИЗМ
ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
– ОБОБЩЕСТВЛЕНИЕ НЕСПАРЕННЫХ ЭЛЕКТРОНОВ
ОТДЕЛЬНЫХ АТОМОВ В ОБЩИЕ ЭЛЕКТРОННЫЕ ПАРЫ
N
N

ЗАДАНИЕ
Укажите заряд ядра, число протонов, нейтронов и электронов, число электронных слоёв и электронов на них.
Написать электронную и электронно-графическую формулы в основном и всех возможных для элемента возбуждённых состояниях.
Построить структурные формулы:
для S – H2S, SO2, H2SO3, SO3, H2SO4
для Si – SiH4, H2SiO3
для P – PH3, H3PO4
для Cl – HCl, HClO, HClO2, HClO3, HClO4
для As – AsH3, H3AsO4
для Se – H2Se, SeO2, H2SeO3, SeO3, H2SeO4
S, Si, P, Cl, As, Se

Электроотрицательность (эо) – способность атома хим. элемента «стягивать»
на себя общие с другими элементами электронные пары.
Радиус атома (R атома) – расстояние от ядра до внешнего электронного слоя.
РАДИУС АТОМА
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
Металлы – всегда отдают
электроны неметаллам.
Неметаллы – всегда берут
электроны у металлов.
Между собой неметаллы делят
общие электроны согласно их ЭО.
правило октета
каждый атом стремится к
достижению 8-ми электронной
внешней оболочки –[ nS2 nP6 ]–,
подобной оболочке инертного газа
δ-
δ+
δ+

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
внутримолекулярная
химическая связь
– электростатическое взаимодействие между электро-
нами и ядрами, приводящее к образованию молекул
1. ковалентная ( связь НеМет ― НеМет, но есть исключения )
осуществляется за счёт образования между двумя атомами общей эл. пары,
кот-я и связывает их друг с другом. Такая связь носит направленный характер.
неполярная (кнп)
– между двумя одинаковыми НеМет,
нет смещения общей электронной пары
к какому-либо атому.
полярная (кп)
– между двумя разными НеМет,
есть смещение общей электронной пары в сторону
атома более электроотрицательного элемента.
2. ионная ( связь Мет ― НеМет, вернее, типичный Мет – типичный НеМет )
осуществляется за счёт взаимного притяжения разноимённо заряженных частиц, вследствие
передачи электрона от атома менее электроотрицательного элемента к атому более электро-
отрицательного элемента. (Δ эо >2 по шк. Полинга). Свойства: ненаправленная и ненасыщенная.
кнп
кп
ион
свойства
характеристики

– тип ковалентной связи, где один из атомов является донором электронной
пары, а другой атом является её акцептором (т.е. как бы принимает электрон).
4. донорно-акцепторная
т

также донорно-акцепторная связь реализуется в
следующих соединениях:
NH3
+
H+
=
NH4+
HCl
Cl–
H+
=
+
NH4+
Cl–
+
=
NH4Cl
комплексные соединения

H
+
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ МЕХАНИЗМ
ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
– ОБЪЕДИНЕНИЕ СВОБОДНОЙ ОРБИТАЛИ ОДНОГО АТОМА С ОРБИТАЛЬЮ ДРУГОГО АТОМА, ИМЕЮЩЕГО НА НЕЙ ЭЛЕКТРОННУЮ ПАРУ.
+
+

H2O
NH3
водородная – хим. связь, которая образуется между полярными молекулами
в результате притяжения разноименных зарядов, возникающих
за счет разницы в электроотрицательности между атомом
водорода и атомом более электроотрицательного эл-та (F, O, N).
t°кип = 100°С
Ткип = 373 К
t°кип = –33°С
Ткип = 240 К
МЕЖМОЛЕКУЛЯРНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (со) – условный заряд на атоме элемента
при допущении, что все связи в молекуле ионные.
мах положительная со атома равна номеру его группы
только для главных подгрупп, (в побочных эта зависимость не всегда соблюдается)
есть исключения: O, F, инертные газы – He, Ne, Ar, Kr.
мах отрицательная со атома равна числу электронов, недоста-
ющих до завершения внешнего слоя (или мах положительная СО минус 8)
сумма со в молекуле = 0
сумма со в ионе = его заряду
0
0
0
H2SO4
K2Cr2O7
Li2O
+1
-2
+1
-2
-2
+6
+6
+1
NO3
NH4
HPO4
-1
+1
-2
+1
-2
+5
+5
-2
-3
+1
–
+
2–

СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА
– имеют четкую
упорядоченную структуру
– не имеют четкой
упорядоченной структуры
кристаллическая решетка
атомная
– многие простые в-ва и некот. сложные:
SiO2, SiC, BN, Fe3C, TaC, Pкрасн. и Рчёрн.
– в узлах находятся атомы НеМет
весь кристалл – «макромолекула»
– хим. связь – кнп или кп –
– прочная внутримолекулярная:
в-ва хрупкие, твердые, тугоплавкие
молекулярная
– в узлах находятся молекулы
с кнп или кп хим. связью
– молекулы соединяет слабая
межмолекулярная связь:
в-ва менее твердые, легкоплавкие
ионная
– в узлах находятся ионы
весь кристалл – «макромолекула»
– хим. связь – ионная –
– прочная связь в кристалле:
в-ва хрупкие, твердые, тугоплавкие
металлическая
– в узлах находятся атомы Мет
– хим. связь – металлическая
(иногда говорят – ион-металлическая)
– гибкость, пластичность, относительная
мягкость, электропроводность (в в-ве
присутствует т. н. «электронный газ»)
некоторые неорганические вещества
(аморфный кремний, аморфный углерод, стекло)
многие органические вещества и смеси
(воск, смола, клей, желатин, пластик, парафин)
аморфное вещество

АЛЛОТРОПИЯ
Аллотро́пия (от др.-греч. ἄλλος — «другой», τρόπος — «поворот, свойство») — существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам — так называемых аллотропных (или аллотропических) модификаций или форм.
Явление аллотропии обусловлено либо различным составом молекул простого вещества (аллотропия состава), либо способом размещения атомов или молекул в кристаллической решётке (аллотропия формы).

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ УГЛЕРОДА

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ СЕРЫ
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ СЕРЫ

АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ ОЛОВА
Олово существует в трех аллотропных формах:
серое олово (α-олово), белое олово (β-олово) и ромбическое олово (γ-олово).
Аллотропия такого типа, как у олова, называется энантиотропией.
Она имеет следующие особенностями:
превращение одного аллотропа в другой происходит при определенной температуре, называемой температурой перехода;
каждый аллотроп устойчив только в определенном интервале температур.
процесс перехода белого олова в серое
называют оловянной чумой

ЗАДАНИЯ НА ДОМ
а) P и Br
б) Fe и Cl
ответьте на вопрос: почему молекулярный кислород в н.у. является газом, а вода – жидкостью?
расставьте степени окисления а также определите тип химической связи и тип кристаллической решетки в следующих веществах
(также отдельно укажите соединения, в которых есть донорно-акцепторная связь)
Br2, Al2O3, FeI2, Si, Na2S, NO2, Pb, CaC2, PBr3, SiO2, NH3, P, BaH2, BN,
SO2, OF2, P4, SiC, KH, HCl, BeO, N2O5, Sn, H2O2, O3, CBr4, Cl2O, Li3N.
H3PO4, SO2F2, Cr(NO3)3, CsOH, LiHS, HBrO3, CaSO4, Fe(OH)3, NH4Br,
HClO, H2SO4, K2Cr2O7, Ni(OH)2, MgCO3, COCl2, HMnO4, (NH4)2HPO4.
Для каждого элемента укажите заряд ядра, число протонов, нейтронов и электронов, число электронных слоёв и электронов на них.
Напишите электронную и электронно-графическую формулы в основном и всех возможных для каждого элемента возбуждённых состояниях.
Постройте структурные формулы:
а) PH3, H3PO4, HBr, Br2O, HBrO2, HBrO4 .
б) FeBr3, NaCl, KClO3, ClF3 .

УСПЕХОВ В ОБУЧЕНИИ !!!
следите за новостями, акциями и
обновлениями в нашей группе вконтакте:
#_химия_на_сто
https://vk.com/chem_na_100

ДОПОЛНИТЕЛЬНЫЕ
СЛАЙДЫ

ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭО АТОМОВ ПО ПОЛИНГУ

СТЕПЕНЬ ПОЛЯРНОСТИ СВЯЗИ

СВОЙСТВА КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1. направленность – определяет валентный
угол между связями и
характеризует химическое
строение веществ.
2. насыщаемость – способность атомов образовывать определённое число связей
(валентность).
3. полярность – смещение общей электронной
пары к атому более электро-
отрицательного элемента.
4. поляризуемость – способность общей электронной пары смещаться под действием
внешнего электрического поля (в том числе и поля заряженной
частицы). Чем больше радиусы атомов, между которыми образо-
вана химическая связь, тем дальше от их ядер находится их общая
электронная пара и тем более она подвижна.

ХАРАКТЕРИСТИКИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ
1. кратность – число общих электронных пар между двумя атомами.
2. длина – расстояние между ядрами двух атомов, образующих химическую связь.
Она зависит от радиусов атомов и от кратности связи.
HF – 0.092 нм
HCl – 0.128 нм
HBr – 0.142 нм
HI – 0.162 нм
H3C―CH3 – 0.154 нм
H2C=CH2 – 0.134 нм
HC≡CH – 0.120 нм
H―H
H2C=CH2
N≡N
3. энергия - мера прочности ковалентной связи, определяется энергией необходимой
для её разрыва. Она зависит от длины, полярности и кратности связи.
HF – 536 кДж/моль
HCl – 432 кДж/моль
HBr – 360 кДж/моль
HI – 299 кДж/моль
H3C―CH3 – 343 кДж/моль
H2C=CH2 – 615 кДж/моль
HC≡CH – 812 кДж/моль

ГАЛОГЕНЫ
элементы VII группы
главной подгруппы

ПНИКТОГЕНЫ
элементы V группы
главной подгруппы