13) Электронные структуры атомов элементов : энергетические уровни и подуровни электронов в атоме.

Энергетический уровень — собственные значения энергии квантовых систем, то есть систем, состоящих из микрочастиц (электронов, протонов и других элементарных частиц) и подчиняющихся законам квантовой механики. Каждый уровень характеризуется определённым состоянием системы, или подмножеством таковых в случае вырождения. Понятие применимо к атомам (электронные уровни), молекулам (различные уровни, соответствующие колебаниям и вращениям), атомным ядрам (внутриядерные энергетические уровни) и т.д.

Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня.

В зависимости от того, какой подуровень последним заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа (семейства).   1. s-Элементы: заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. К ним относятся первые два элемента каждого периода.   2. р-Элементы: заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня. Это последние 6 элементов каждого периода (кроме первого и седьмого).   3. d-Элементы: заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня, а на внешнем уровне остается один или два эле трона (у Pd — нуль). К ним относятся элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами (их также называют переходными элементами).   4. f-Элементы: заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня, а на внешнем уровне остается два электрона. Это лантаноиды и актиноиды.   В периодической системе s-элементов 14, р-элементов 30, d-элементов 35, f-элементов 28. Элементы одного типа имеют ряд общих химических свойств.

14) Принцип Паули, правило Гунда, принцип наименьшей энергии , правило Клечковского . Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Принцип Паули помогает объяснить разнообразные физические явления. Следствием принципа является наличие электронных оболочек в структуре атома, из чего, в свою очередь, следует разнообразие химических элементов и их соединений. Количество электронов в отдельном атоме равно количеству протонов. Так как электроны являются фермионами, принцип Паули запрещает им принимать одинаковые квантовые состояния. В итоге, все электроны не могут быть в одном квантовом состоянии с наименьшей энергией (для невозбуждённого атома), а заполняют последовательно квантовые состояния с наименьшей суммарной энергией (при этом не стоит забывать, что электроны неразличимы, и нельзя сказать, в каком именно квантовом состоянии находится данный электрон). Примером может служить невозбуждённый атом лития (Li), у которого два электрона находятся на 1S орбитали (самой низкой по энергии), при этом у них отличаются собственные моменты импульса и третий электрон не может занимать 1S орбиталь, так как будет нарушен запрет Паули. Поэтому, третий электрон занимает 2S орбиталь (следующая, низшая по энергии, орбиталь после 1S). Правило Хунда (Гунда) определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю. Для запоминания Правила Хунда существует мнемоническое «правило трамвайного вагона»:

Ты приглядись, решив присесть, К местам трамвайного вагона: Когда ряды пустые есть, Подсаживаться нет резона.

Формулировка правила Клечковского: Эта энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы n+l. Суть его очень проста: орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы , причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа . Например, при орбитальные энергии подчиняются последовательности , так как здесь для -орбитали главное квантовое число наименьшее , для -орбитали ; наибольшее , -орбиталь занимает промежуточное положение .

Или же:

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа , т.е. , имеет меньшее значение.

15) Классификация химических реакций. Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ: А) Реакции соединения: При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава: A + B + C = D. Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений. Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности: СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂, так и относиться к числу окислительно-восстановительных: 2FеСl₂ + Сl₂ = 2FеСl₃.

Б) Реакции разложения: Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества: А = В + С + D. Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества. Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

	to
CuSO4 5H2O	=	CuSO4 + 5H2O

	to
Cu(OH)2	=	CuO + H2O

	to
H2SiO3	=	SiO2 + H2O.

К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления:

	to
2SO3	=	2SO2 + O2.

	to
4HNO3	=	2H2O + 4NO2O + O2O.

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂ + O₂, (NH₄)2Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга:

С₁₈H₃₈ = С₉H₁₈ + С₉H₂₀,

или дегидрирования

C₄H₁₀ = C₄H₆ + 2H₂.

В) Реакции замещения: При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное: А + ВС = АВ + С. Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe₂O₃ = 2Fе + Аl₂О₃,

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂,

2КВr + Сl₂ = 2КСl + Вr₂,

2КСlO₃ + l₂ = 2KlO₃ + Сl₂.

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО₃+ SiO₂ = СаSiO₃ + СО₂,

Са₃(РО₄)₂ + ЗSiO₂ = ЗСаSiO₃ + Р₂О₅,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена: СН₄ + Сl₂ = СН₃Сl + НСl.

Г) Реакции обмена: Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями: АВ + СD = АD + СВ. Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами - оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О,

AgNО₃ + КВr = АgВr + КNО₃,

СrСl₃ + ЗNаОН = Сr(ОН)₃ + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена - реакции нейтрализации: НСl + КОН = КСl + Н₂О. Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО₃ + НСl = NаСl + Н₂О + СО₂↑,

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О,

СН₃СООNа + Н₃РО₄ = СН₃СООН + NаН₂РО₄.

Д) Реакции переноса: При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой: АВ + ВС = А + В₂С, А₂В + 2СВ₂ = АСВ₂ +АСВ₃.

Например:

2AgCl + SnCl₂ = 2Ag + SnCl₄; H₂O + 2NO₂ = HNO₂ + HNO₃.

Классификация реакций по фазовым признакам. В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

А) Газовые реакции:

	to
H2 + Cl2		2HCl.

Б) Реакции в растворах: NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н₂О(ж)

В) Реакции между твердыми веществами:

	to
СаО(тв) +SiO2(тв)	=	СаSiO3(тв)

Классификация реакций по числу фаз. Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела. Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

А)Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах .

Б)Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции: CO₂(г) + NaOH(p-p) = NaHCO₃(p-p). газотвердофазные реакции: СO₂(г) + СаО(тв) = СаСO₃(тв). жидкотвердофазные реакции: Na₂SO₄(р-р) + ВаСl₃(р-р) = ВаSО₄(тв)↓ + 2NaСl(p-p). жидкогазотвердофазные реакции: Са(НСО₃)₂(р-р) + Н₂SО₄(р-р) = СО₂(r)↑ +Н₂О(ж) + СаSО₄(тв)↓.

Классификация реакций по типу переносимых частиц

А) Протолитические реакции. К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим. В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием - вещество, способное присоединять протон, например:

CH3COOH	+ H2O =	CH3COO- +	H3O+
кислотаI	основаниеI	основаниеI	кислотаII

NH3 +	H2O =	NH4+ +	OH-
основаниеI	кислотаII	кислотаII	основаниеII

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

Б) Окислительно-восстановительные реакции. К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Zn + 2H⁺ → Zn₂⁺ + H₂↑; FeS₂ + 8HNO₃(конц) = Fe(NO₃)₃ + 5NO↑ + 2H₂SO₄ + 2H₂O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

В) Лиганднообменные реакции. К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Cu(NO₃)₂ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄](NO₃)₂; Fe + 5CO = [Fe(CO)₅]; Al(OH)₃ + NaOH = [NaAl(OH)₄].

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

Г) Реакции атомно-молекулярного обмена. К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму. Обратимые и необратимые химические реакции. Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ. Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом: А + В АВ. Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например: СН₃СООН + С₂Н₅ОН СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О. Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании: 2КСlО₃ → 2КСl + ЗО₂↑, или окисление глюкозы кислородом воздуха: С₆Н₁₂О₆ + 6О₂ → 6СО₂ + 6Н₂О.

16) Классификация и номенклатура неорганических веществ: оксиды, кислоты, основания, соли. Классификация неорганических веществ и их номенклатура основаны на наиболее простой и постоянной во времени характеристике  химическом составе, который показывает атомы элементов, образующих данное вещество, в их числовом отношении. Если вещество из атомов одного химического элемента, т.е. является формой существования этого элемента в свободном виде, то его называют простым веществом; если же вещество из атомов двух или большего числа элементов, то его называют сложным веществом. Все простые вещества (кроме одноатомных) и все сложные вещества принято называть химическими соединениями, так как в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями. Номенклатура неорганических веществ состоит из формул и названий. Химическая формула  изображение состава вещества с помощью символов химических элементов, числовых индексов и некоторых других знаков. Химическое название  изображение состава вещества с помощью слова или группы слов. Построение химических формул и названий определяется системой номенклатурных правил. Символы и наименования химических элементов приведены в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Элементы условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят все элементы VIIIА-группы (благородные газы) и VIIА-группы (галогены), элементы VIА-группы (кроме полония), элементы азот, фосфор, мышьяк (VА-группа); углерод, кремний (IVА-группа); бор (IIIА-группа), а также водород. Остальные элементы относят к металлам.

При составлении названий веществ обычно применяют русские наименования элементов, например, дикислород, дифторид ксенона, селенат калия. По традиции для некоторых элементов в производные термины вводят корни их латинских наименований: Ag  аргент, As  арс, арсен, Au  аур, C  карб, карбон, Cu  купр, Fe  ферр, H  гидр, гидроген, N  нитр, Ni  никкол, O  окс, оксиген, Pb  плюмб, S  сульф, Sb  стиб, Si  сил, силик, силиц, Sn  стан, Hg  меркур, Mn  манган. Например: карбонат, манганат, оксид, сульфид, силикат. Названия простых веществ состоят из одного слова  наименования химического элемента с числовой приставкой, например: Mg  (моно)магний, Hg  (моно)ртуть, O₂  дикислород, O₃  трикислород, P₄  тетрафосфор, S₈  октасера. Используются следующие числовые приставки: 1 – моно, 2-ди, 3-три, 4-тетра, 5-пента, 6-гекса, 7-гепта, 8-окта, 9-нона, 10-дека, 11-ундека, 12-додека. Неопределенное число указывается числовой приставкой n  поли. Для некоторых простых веществ используют также специальные названия, такие, как О₃  озон, Р₄  белый фосфор. Химические формулы сложных веществ составляют из обозначения электроположительной (условных и реальных катионов) и электроотрицательной (условных и реальных анионов) составляющих, например, CuSO₄ (здесь Cu²⁺  реальный катион, SO₄^2  реальный анион) и PCl₃ (здесь P^+III  условный катион, Cl^I  условный анион). Названия сложных веществ составляют по химическим формулам справа налево. Они складываются из двух слов  названий электроотрицательных составляющих (в именительном падеже) и электроположительных составляющих (в родительном падеже), например: CuSO₄  сульфат меди(II), PCl₃  трихлорид фосфора, LaCl₃  хлорид лантана(III), СО  монооксид углерода. Число электроположительных и электроотрицательных составляющих в названиях указывают числовыми приставками, приведенными выше (универсальный способ), либо степенями окисления (если они могут быть определены по формуле) с помощью римских цифр в круглых скобках (знак плюс опускается). В ряде случаев приводят заряд ионов (для сложных по составу катионов и анионов), используя арабские цифры с соответствующим знаком. Для распространенных многоэлементных катионов и анионов применяют следующие специальные названия: H₂F⁺  фтороний, H₃O⁺  оксоний, H₃S⁺  сульфоний, NH₄⁺  аммоний, N₂H₅⁺  гидразиний(1+), N₂H₆⁺  гидразиний(2+), NH₃OH⁺  гидроксиламиний, NO⁺  нитрозил, NO₂⁺  нитроил, O₂⁺  диоксигенил, PH₄⁺  фосфоний, VO₂⁺  ванадил, UO₂⁺  уранил, C₂^2  ацетиленид, CN^  цианид, CNO^  фульминат, HF₂^  гидродифторид, HO₂^  гидропероксид, HS^  гидросульфид, N₃^  азид, NCS^  тиоционат, O₂^2  пероксид, O₂^  надпероксид, O₃^  озонид, OCN^  цианат, OH^  гидроксид. Для небольшого числа хорошо известных веществ также используют специальные названия: AsH₃  арсин, B₂H₆  боран, B₄H₁₀  тетраборан(10), HCN  циановодород, HCl  хлороводород, HF  фтороводород, HI  иодоводород, HN₃  азидоводород, H₂S  сероводород, NH₃  аммиак, N₂H₄  гидразин, NH₂OH  гидроксиламин, PH₃  фосфин, SiH₄  силан.

1. Кислотные и основные гидроксиды. Соли. Гидроксиды  тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)_n, где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН)_n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)₃ и ЕО(ОН), Е(ОН)₄ и Е(ОН)₆ и ЕО₂(ОН)₂. Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды. Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета-форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H₂SO₄, HNO₃ и H₂CO₃, а не SO₂(OH)₂, NO₂(OH) и CO(OH)₂. Общая формула кислотных гидроксидов  Н_хЕО_у, где электроотрицательную составляющую ЕО_у^х называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка. Названия распространенных кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием “ая” и группового слова “кислота”. Приведем формулы и собственные названия распространенных кислотных гидроксидов и их кислотных остатков (прочерк означает, что гидроксид не известен в свободном виде или в кислом водном растворе):

кислотный гидроксид	кислотный остаток
HAsO2  метамышьяковистая	AsO2  метаарсенит
H3AsO3  ортомышьяковистая	AsO33  ортоарсенит
H3AsO4  мышьяковая	AsO43  арсенат
	В4О72  тетраборат
	ВiО3  висмутат
HBrO  бромноватистая	BrO  гипобромит
HBrO3  бромноватая	BrO3  бромат
H2CO3  угольная	CO32  карбонат
HClO  хлорноватистая	ClO  гипохлорит
HClO2  хлористая	ClO2  хлорит
HClO3  хлорноватая	ClO3  хлорат
HClO4  хлорная	ClO4  перхлорат
H2CrO4  хромовая	CrO42  хромат
	НCrO4  гидрохромат
H2Cr2О7  дихромовая	Cr2O72  дихромат
	FeO42  феррат
HIO3  иодноватая	IO3  иодат
HIO4  метаиодная	IO4  метапериодат
H5IO6  ортоиодная	IO65  ортопериодат
HMnO4  марганцовая	MnO4  перманганат
	MnO42  манганат
	MоO42  молибдат
HNO2  азотистая	NO2  нитрит
HNO3  азотная	NO3  нитрат
HPO3  метафосфорная	PO3  метафосфат
H3PO4  ортофосфорная	PO43  ортофосфат
	НPO42  гидроортофосфат
	Н2PO4  дигидроотофосфат
H4P2O7  дифосфорная	P2O74  дифосфат
	ReO4  перренат
	SO32  сульфит
	HSO3  гидросульфит
H2SO4  серная	SO42  сульфат
	НSO4  гидросульфат
H2S2O7  дисерная	S2O72  дисульфат
H2S2O6(O2)  пероксодисерная	S2O6(O2)2  пероксодисульфат
H2SO3S  тиосерная	SO3S2  тиосульфат
H2SeO3  селенистая	SeO32  селенит
H2SeO4  селеновая	SeO42  селенат
H2SiO3  метакремниевая	SiO32  метасиликат
H4SiO4  ортокремниевая	SiO44  ортосиликат
H2TeO3  теллуристая	TeO32  теллурит
H2TeO4  метателлуровая	TeO42  метателлурат
H6TeO6  ортотеллуровая	TeO66  ортотеллурат
	VO3  метаванадат
	VO43  ортованадат
	WO43  вольфрамат

Менее распространенные кислотные гидроксиды называют по номенклатурным правилам для комплексных соединений, например:

IO42  тетраоксоиодат (2 )	SO22  диоксосульфат(IV)
MoO32  триоксомолибдат(IV)	TeO52  пентаоксотеллурат(IV)
PoO32  триоксополонат(IV)	XeO64  гексаоксоксенонат(VIII)

Названия кислотных остатков используют при построении названий солей. Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)_n, где n = 1,2 (реже 3,4) и М ⁿ + катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов:

NaOH  гидроксид натрия	Ba(OH)2  гидроксид бария
KOH  гидроксид калия	La(OH)3  гидроксид лантана(III)

Важнейшим химическим свойством основных и кислотных гидроксидов является их взаимодействие их между собой с образованием солей (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O ; Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O 4;

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = Ca₂SO₄(OH)₂ + 2H₂O

Соли  тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мⁿ+ и кислотные остатки*.

Соли с общей формулой М_х(ЕО_у) _n называют средними солями, а соли с незамещенными атомами водорода,  кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид  или(и) оксид  ионы; такие соли называют основными солями. Приведем примеры и названия солей:

Ca3(PO4)2	 ортофосфат кальция
Ca(H2PO4)2	 дигидроортофосфат кальция
CaHPO4	 гидроортофосфат кальция
CuCO3	 карбонат меди(II)
Cu2CO3(OH)2	 дигидроксид-карбонат димеди
La(NO3)3	 нитрат лантана(III)
Ti(NO3)2O	 оксид-динитрат титана

Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например: Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH) = CaSO₄ + 2H₂O; Ca₂SO₄(OH)₂ + H₂SO₄ = 2CaSO₄ + 2H₂O.

Встречаются также соли, содерхащие два разных катиона: их часто называют двойными солями, например:

KAl(SO4)2	 сульфат алюминия-калия
CaMg(CO3)2	 карбонат магния-кальция