Электронные конфигурации элементов

NO

Очень разб.

⁺²

Активный

N₂

⁰

Средней

HNO₃ + Me активности N

⁺¹

₂O + Me(NO₃)_n + H₂O

Малоактивный

разб.

⁺⁴

Активный

NO

⁺²

Средней

⁺⁴

HNO₃ + Me активности NO₂ + Me(NO₃)_n + H₂O

конц. Малоактивный

NO₂

Примеры:

1. Ba + HNO₃ ® NH₄NO₃ + Ba(NO₃)₂ + H₂O

очень разб.

1 NO+ 10H⁺ + 8® NH₄⁺ + 3H₂O

4 Ba – 2® Ba²⁺

NO+ 10H⁺ + 4Ba = NH₄⁺ + 3H₂O + 4Ba²⁺

4Ba + 10HNO₃ = NH₄NO₃ + 4Ba(NO₃)₂ + 3H₂O

2. Zn + HNO₃ ® Zn(NO₃)₂ + N₂O + H₂O

разб.

4 Zn – 2® Zn²⁺

1 2NO+ 10H⁺ + 8® N₂O + 5H₂O

4Zn + 2NO₃^- + 10H⁺ = 4Zn²⁺ + N₂O + 5H₂O

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Особенности взаимодействия металлов с концентрированной серной кислотой. Концентрированная серная кислота реагирует со всеми металлами, кроме Ag, Au, Pt. В концентрированной серной кислоте более сильным окислителем, чем катионы водорода, являются сульфат-ионы SO, поэтому при её взаимодействии с металлами Н₂ не выделяется, а идёт восстановление серы S⁺⁶ в анионе SO, при этом продукт восстановления зависит от активности металла:

-2

Активный

Средней H₂S

активности

H₂SO₄ + Me S + MeSO₄ + H₂O

+4

конц. Малоактивный

SO₂

Например,

Zn + H₂SO₄ ® S + ZnSO₄ + H₂O

конц.

3 Zn – 2® Zn²⁺

1 SO+ 8H⁺ + 6® S + 4H₂O

3Zn + SO₄^2- + 8H⁺ = 3Zn²⁺ + S + 4H₂O

3Zn + 4H₂SO₄ = S + 3ZnSO₄ + 4H₂O

Примечание: в концентрированных растворах НNO₃, Н₂SO₄ такие металлы как Fe, Al, Cr пассивируются образующимися оксидами.

Например,

Fe + HNO₃ ® Fe₂O₃ + NO₂ + H₂O

конц.

Восстановительные свойства металлов по отношению к катионам металлов. В общем ионно-молекулярном виде такой тип взаимодействия можно представить следующим образом:

Ме₁ + Ме₂ⁿ⁺ ® Ме₁^m+ + Ме₂

в-ль ок-ль пр. пр.

ок-ия в-ния

Ме₁ – m® Ме₁^m+

Ме₂ⁿ⁺ + n® Ме₂

Е⁰ = –

Так как самопроизвольному процессу отвечает Е⁰ > 0, то > . Это означает, что более активный металл (с меньшим электродным потенциалом, Ме₁) вытесняет менее активный металл (с большим электродным потенциалом, Ме₂) из раствора его соли.

Например, реакция омеднения цинка в растворе сульфата меди (II) возможна, т.к. > :

Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu.

ЛИТЕРАТУРА

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1998. – 743 с.

3. Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1987. – 464 с.

4. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 702 с.

5. Курс лекций по общей химии / Р.Г. Чувиляев, Л.А. Байдаков, Б.Д. Курников, Л.Н. Блинов. – Л.: Изд-во Ленинградского ун-та, 1989. – 230 с.

6. Кукушкин Ю.Н., Маслов Е.И. Строение атома и химическая связь – Л.: Изд-во Ленинградского университета, 1973. – 79 с.

Приложение 1

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
		H
	He
		Li
	Be
	B
	C
	N
	O
	F
	Ne
		Na
	Mg
	Al
	Si
	P
	S
	Cl
	Ar
		K
	Ca
	Sс
	Ti
	V
	Cr
	Mn
	Fe
	Co
	Ni
	Cu
	Zn
	Ga
	Ge
	As
	Se
	Br
	Kr

Продолжение

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
		Rb
	Sr
	Y
	Zr
	Nb
	Mo
	Tc
	Ru
	Rh
	Pd
	Ag
	Cd
	In
	Sn
	Sb
	Te
	I
	Xe
		Cs
	Ba
	La
	Ce
	Pr
	Nd
	Pm
	Sm
	Eu
	Gd
	Tb
	Dy
	Ho
	Er
	Tm
	Yb
	Lu
	Hf
	Ta

Продолжение

Период	Порядковый номер	Элемент	Электронная конфигурация
		W
	Re
	Os
	Ir
	Pt
	Au
	Hg
	Tl
	Pb
	Bi
	Po
	At
	Rn
		Fr
	Ra
	Ac
	Th
	Pa
	U
	Np
	Pu
	Am
	Cm
	Bk
	Cf
	Es
	Fm
	Md
	(No)
	(Lr)
	(Ku)
	(Ns)
	Rf
	Bh
	Hn
	Mt

Содержание

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ.. 3

1.1. Определение химии. Предмет химии. Её связь с другими науками. Значение химии в изучении природы и развитии техники. 3

1.2. Основные понятия химии. 4

1.3. Основные законы химии. 7

2. СОВРЕМЕННАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕВА.. 10

2.1. Общие положения. 10

2.2. Развитие представлений о строении атома. 11

2.3. Квантово – механическая модель атома водорода. Исходные представления квантовой механики 13

2.4. Модель состояния электрона в атоме. 14

2.5. Квантовые числа. 15

2.6. Электронные конфигурации (формулы) элементов. 19

2.7. Порядок заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах 20

2.8. Электронные семейства элементов. 22

2.9. Понятие об электронных аналогах. 22

2.10. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. 23

2.11. Структура периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. 24

2.12. Периодическая система Д.И. Менделеева и электронная структура атомов. 26

2.13. Периодичность свойств элементов. 29

3.ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ.. 36

3.1. Основные понятия и определения. 36

3.2. Теория метода валентных связей. 38

3.3. Ковалентная связь. 39

3.4. Насыщаемость ковалентной связи. 41

3.5. Направленность ковалентной связи …………………………………………………………45

3.6. Полярность и поляризуемость химической связи. 54

3.7. Полярность молекул (типы ковалентных молекул) 57

3.8. Ионная связь. 59

3.9. Металлическая связь. 61

4. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.. 64

4.1. Классификация веществ. 64

4.2. Оксиды.. 64

4.3. Гидроксиды.. 66

4.4. Кислоты.. 67

4.5. Основания. 69

4.6. Соли. 70

5. ЭНЕРГЕТИКА И НАПРАВЛЕННОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ (ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ) 75

5.1 Основные понятия и определения. 75

5.2. Первый закон термодинамики. 77

5.3. Тепловой эффект химической реакции. Термохимия. Закон Гесса. 78

5.5. Свободная энергия Гиббса. 81

5.6. Свободная энергия Гельмгольца. 83

6. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА.. 84

6.1. Основные понятия химической кинетики. 84

6.2. Влияние природы реагирующих веществ. 85

6.3. Закон действующих масс. 85

6.4. Зависимость скорости химической реакции от температуры.. 87

6.5. Влияние катализатора. 90

7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.. 92

7.1. Общие представления о химическом равновесии. Константа химического равновесия 92

7.2. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. 94

7.3. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. 96

8. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. РАСТВОРЫ... 99

8.1. Дисперсные системы и их классификация. 99

8.2. Общая характеристика растворов. 100

8.3. Способы выражения концентрации растворов. 101

8.4. Растворимость. 102

8.5. Природа жидких растворов. 104

8.6. Типы и свойства растворов. 105

8.7. Свойства растворов неэлектролитов. 107

8.8. Растворы электролитов. 112

8.9. Равновесия и обменные реакции в растворах электролитов. 119

8.10. Гидролиз солей. 133

8.11. Комплексные соединения. 143

9. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ.. 152

9.1. Общие понятия и определения. 152

9.2. Восстановители и окислители. 158

9.3. Влияние среды на окислительно-восстановительные реакции. 161

9.4. Типы окислительно-восстановительных реакций. 164

9.5. Окислительно – восстановительные (электродные) потенциалы.. 165

9.6. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций. 169

10. Электрохимические процессы... 171

10.1. Гальванические элементы (химические источники электрического тока) 171

10.2. Электролиз. 175

10.3. Коррозия металлов. 184

10.4. Защита металлов от коррозии. 191

11. СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ.. 196

11.1. Физические свойства металлов. 196

11.2. Химические свойства металлов. 198

ЛИТЕРАТУРА.. 203

Приложение 1. 203

Электронные конфигурации элементов. 203

Содержание. 203

Учебное издание

Дата добавления: 2014-01-04