Уравнение Менделеева – Клапейрона

Уравнение состояния идеального газа (иногда уравнение Менделеева — Клапейрона или уравнение Клапейрона) — формула, устанавливающая зависимость между давлением, молярным объёмом и абсолютной температурой идеального газа.

Уравнение имеет вид:

PV=nRT

где

P – давление (Па)

V – объем газа (м³)

n (ν) – количества вещества (моль)

R – универсальная газовая постоянная - 8,3144598(48) Дж⁄(моль∙К)

T – абсолютная температура (К)

Закон удельных теплоемкостей

В 1819 г. французские ученые Дюлонг и Пти установили, что для твердых элементарных веществ (с атомным весом, превышающим 35) произведение удельной теплоемкости и атомного веса остается приблизительно постоянным и равным около 6,25 кал/град. Закон Дюлонга и Пти в принципе справедлив для всякого твердого тела при достаточно высокой температуре, но для легких веществ эта температура очень высока и может оказаться выше точки плавления.

Закон удельных теплоемкостей формулируется следующим образом:

- атомы элементов имеют одинаковую теплоемкость, или же атомные теплоемкости элементов имеют одну и ту же величину.

Исключения из него (в случае бора, углерода и кремния) смогли получить объяснение только в позднее время благодаря работам Нернста

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Химия – наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и более 4 млн. органических соединений.

Атом - наименьшая частица химического элемента, обладающая всеми его свойствами. Химически неделимая часть вещества.

Молекула - частица, состоящая из двух или более атомов, которая может самостоятельно существовать. Имеет постоянный качественный и количественный состав. Её свойства зависят от атомов, входящих в её состав, и от характера связей между ними, от молекулярной структуры и от пространственного расположения (изомеры).

Вещество- это форма материи, обладающая массой (масса не равна нулю). Химия изучает большей частью вещества, организованные в атомы, молекулы, ионы и радикалы.

Простое вещество— вещество, состоящее из атомов одного химического элемента.

Сложное вещество,илисоединение— вещество, состоящее из атомов разных химических элементов.

Моль - единица измерения количества вещества. Обозначается ν. 1 моль — это такое количество вещества, в котором содержится столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, радикалов), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Число Авогадро – 6,02 * 10²³ частиц, количество частиц содержащихся в одном моле.

Ион(греч. iov- идущий)- электрически заряженныечастицы, образовавшиеся из атомов (или атомных групп) в результате присоединения или потери электронов

Химическая реакция - превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции).

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек.

Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая справа внизу от символа.Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в молекуле.

Атомная единица массы - единица измерения масс атомов, молекул и элементарных частиц. Численно равна 1/12 массы атома ¹²С – 1,66*10^-27кг.

Валентность - способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей.

Химическая связь - взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Химическая связь имеет в основном электромагнитный характер.

Степень окисления - это условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что оно состоит из ионов.

(Ахметов С.А. Физико-химическая технология глубокой переработки нефти и газа: Учебное пособие.ч.2. — Уфа: Изд-во УГНТУ, 1997. —304 с.

Алесковский В. Б.Химия твердых веществ: Учеб.пособие для вузов.— М.: Высш. школа, 1978. 256 с., ил.

Наука. Величайшие теории Выпуск № 22, 2015 Еженедельное издание. Пер. с франц. — М.: Де Агостини, 2015.- 152 с.

Марио Льоцци История Физики перевод с итальянского Э. Л. Бурштейна издательство «Мир» Москва, 1970)

Лекция 3

Строение атома

Атомы считались неделимыми частицами. В XIX веке изучение атомистического строения вещества существенно продвинулось вперед. В 1833 году при исследовании явления электролиза М. Фарадей установил, что ток в растворе электролита это упорядоченное движение заряженных частиц – ионов. Фарадей определил минимальный заряд иона, который был назван элементарным электрическим зарядом. Его приближенное значение оказалось равным e = 1,60·10^–19 Кл.

Следующим этапом развития представлений о сложности строения атома было исследования катодных лучей.

В стеклянную колбу помещаются два электрода – положительно заряженный электрод – анод и отрицательно заряженный электрод катод. Под действием разности потенциалов нейтральные частицы газа диссоциируют на заряженные частицы одни из них положительные, другие отрицательные,— газ ионизируется. Под действием электрического поля заряженные частицы движутся ускоренно к катоду и аноду соответственно, приобретая значительную кинетическую энергию. При столкновении с катодом атомы материала катода испускают лучи. Эти лучи называют катодными. Катодные лучи имеют низкую проникающую способность и вызывают яркое зеленое свечение в том месте, куда они попадают. Они обладают способностью приводить в движение на их пути легко подвижные тела и отклоняются от своего первоначального пути в магнитном и электрическом поле. Изучение свойств катодных лучей привело к заключению, что они представляют собой поток мельчайших частиц, несущих отрицательный электрический заряд (1895 г Ж. Перрен) и летящих с громадной скоростью. В 1895 г. Дж. Дж. Томсон начал опыты по исследованию катодных лучей и в 1897 г опубликовал работу, где он установил природу этих лучей – поток электронов (термин «электрон» был введен в 1891 г Дж. Стони, для обозначения минимального заряда, Дж. Томсон – назвал так частицу несущий этот заряд) был произведен расчет отношение массы электрона к его заряду. Аналогичную работу ранее также проделал немецкий ученый Ф. фон Ленард (оба ученых получили Нобелевские премии по физики: фон Ленард – в 1905 г., Томсон – в 1906 г). В 1896 г А. Беккерель (лауреат Нобелевской премии по физики в 1903 г) открыл явление радиоактивности.

В 1902 г У. Томсон (лорд Кельвин) предложил модель атома, в котором отрицательно заряженные электроны находятся в облаке положительного заряда, равного размеру атома, суммарный электрический заряд которых равен заряду положительно заряженного облака, обеспечивая электронейтральность атомов. Детально данную модель разработал Дж. Дж. Томсон в 1904 г, считавший, что электроны внутри положительно заряженного шара расположены в одной плоскости и образуют концентрические кольца. Дж. Дж. Томсон предложил способ определения числа электронов в атоме, основанный на рассеивании рентгеновских лучей, основанный на предположении, что именно электроны должны являться центрами рассеивания. Проведённые эксперименты показали, что количество электронов в атомах элементов равно приблизительно половине величины атомной массы (в действительности – порядковому номеру элемента в Таблице химических элементов Д.И. менделеева). Дж. Дж. Томсон, предположив, что число электронов в атоме непрерывно возрастает при переходе от элемента к элементу, впервые попытался связать строение атомов с периодичностью свойств элементов.

В 1903 г. фон Ленард выдвинул гипотезу о том, что атом представляет собой в основном пустое пространство. К такому выводу он пришел, наблюдая, как электроны проходят сквозь окошко Ленарда и проникают сквозь воздух и другие вещества. Ленард предположил, что положительные и отрицательные электрические заряды в атоме (количества которых должны быть равны, чтобы обеспечить его электронейтральность) встречаются тесно связанными парами, которые он назвал динамидами.

В 1904 г. японский физик ХантароНагаока предложил модель атома, в которой атом уподоблялся планете Сатурн; роль планеты выполнял положительно заряженный шар, представляющий собой основную часть объёма атома, а электроны располагались подобно спутникам Сатурна, образующим его кольца.

Первые модели строения атома:
У. Томсон, 1902 г.	Дж. Дж. Томсон, 1904 г.
Ф. Ленард, 1904 г.	Х. Нагаока, 1904 г.

ОпытРезерфорда

В 1906-1909 гг. Ганс Гейгер, Эрнст Марсден и Эрнест Резерфорд (лауреат Нобелевской премии по химии в 1908 г), пытаясь найти экспериментальные подтверждения модели Томсона, опыты по рассеиванию α-частиц на золотой фольге. Они использовали α-частицы вместо электронов, т.к. благодаря своей большей массе (в 7350 раз больше массы электрона) α-частицы не претерпевают заметного отклонения при столкновении с электронами, что позволяет регистрировать только столкновения с положительной частью атома. В качестве источника α-частиц ими был взят радий, а частицы, претерпевавшие рассеяние в тонкой золотой фольге, регистрировались по сцинтилляционным вспышкам на экране из сульфида цинка, находящемся в затемнённой комнате.

Опыт состоял в том, что, ученные построили пушку, состоящую из свинцового ящика с узкой прорезью, внутрь которого был помещен радиоактивный материал дававший направленный и сфокусированный поток частиц.. Благодаря этому а-частицы, испускаемые радиоактивным веществом во всех направлениях, кроме одного, поглощались свинцовым экраном, и лишь черезпрорезь вылетал направленный пучок альфа-частиц. Далее на пути пучка стояло еще несколько свинцовых экранов с узкими прорезями, отсекавших частицы, отклоняющиеся от строго заданного направления. В результате к мишени подлетал идеально сфокусированный пучок альфа-частиц, а сама мишень представляла собой тончайший лист золотой фольги. В нее-то и ударял альфа-луч. После столкновения с атомами фольги альфа-частицы продолжали свой путь и попадали на люминесцентный экран, установленный позади мишени, на котором при попадании на него альфа-частиц регистрировались вспышки.

Дальнейшие опыты Резерфорда показали, что малое число альфа-частиц отклонялось на угол больше чем 90°. Этот факт сильно озадачил Резерфорда. Он говорил, что это почти также невероятно, как если бы вы выстрелили 15-дюймовым снарядом в папиросную бумагу и он, отразившись от неё, попал бы в вас. Действительно, предсказать такой результат, основываясь на модели Томсона, невозможно, и Резерфорд предположил, что α-частица отброшена назад может быть только тогда, когда основная масса атома находится в очень малом по объёму пространстве.

В 1911 г Э. Резерфорд предложил «планетарную модель атома» - атом состоит из сверхплотного, компактного ядра, несущего на себе положительный заряд, и отрицательно заряженных легких электронов двигающихся вокруг него, подобно планеты вокруг Солнца.

Данная модель не могла объяснить устойчивость атома - если электроны движутся вокруг ядра, испытывая центростремительное ускорение, то они по законам классической электродинамики должны были бы излучать электромагнитные волны, терять орбитальную энергию движения и в результате упасть на ядро. При этом излучение электрона должны иметь непрерывный спектр, что не соответствовало действительности (были известны спектральные серии для атома водорода: серии Бальмера, Лаймана и Пашена).

В 1913 г датский физик Н. Бор (лауреат Нобелевской премии по физики 1922 г) объяснил устойчивость планетарной модели атома и одновременно спектральные данные с позиций квантовой теории, сформулировав ряд постулатов, накладывающих на модель атома квантовые ограничения.

Постулаты Бора

Первый постулат Бора: атомная система может находиться только в особых стационарных, либо квантовых, состояниях, каждому из которых соответствует некоторая энергия En; в стационарном состоянии атом не излучает энергию.

Этот постулат является противоречием классической механике, согласно которой энергия движущихся электронов может быть любой. Также он является противоречием и электродинамике Максвелла, т.к. предполагает возможность ускоренного движения электронов не излучая электромагнитных волн.

Второй постулат Бора: излучение света случается в процессе перехода атома из стационарного состояния с большей энергией E_k в стационарное состояние с меньшей энергией E_n. Энергия излученного фотона равняется разности энергий стационарных состояний:

При детальном изучении спектральных линий оказалось, что некоторые из них представляют собой не одну, а несколько близко расположенных линий. Это указывало на то, что существуют различные орбиты, на которых электроны имеют близкие значения энергий.

В 1916 г. немецкий физик Арнольд Иоганн Вильгельм Зоммерфельд уточнил модель Бора. Зоммерфельд высказал предположение, что кроме круговых, электрон может двигаться и по эллиптическим орбитам. При этом почти одинаковому уровню энергии соответствует число типов орбит, равное главному квантовому числу. Зоммерфельд дополнил модель побочным (орбитальным) квантовым числом (определяющим форму эллипсов).

Данная модель (модель Бора) имело внутреннее противоречие: не является ни классической, ни квантовой. В системе двух уравнений, лежащих в её основе, одно — уравнение движения электрона — классическое, другое — уравнение квантования орбит — квантовое.

Теория Бора являлась недостаточно последовательной и общей. Поэтому она в дальнейшем была заменена современной квантовой механикой, основанной на более общих и непротиворечивых исходных положениях. Сейчас известно, что постулаты Бора являются следствиями более общих квантовых законов. Но правила квантования широко используются и в наши дни как приближённые соотношения: их точность часто бывает очень высокой.

Электроны.

Движение электрона в атоме.

- скорость

Классическая механика для электрона, вращающегося по круговой орбите радиусом Rсо скоростью vвокруг ядра с зарядом Ze, дает уравнение движения

откуда

радиус атома Бора

Для простоты расчетов вводится постоянная фундаментальных мировых постоянных – α – постоянная тонкой структуры

Скорость электрона в атоме (расчет только для водорода и водородоподобных ионов) равна

т.е в атоме водорода для стационарного состояния электрона его скорость меньше скорости света примерно в 137 раз.

- двойственный характер поведения

В 1923 г. была выдвинута фундаментальная гипотеза Луи де Бройля (лауреат Нобелевской премии по физики 1929 г): Корпускулярно–волновой дуализм фотонов присущ всем микрочастицам.

Применяя принцип квантования Бора де Бройль предложил, что на длине стационарной орбиты должно уложиться целое число волн

Наличие у электрона волновых свойств экспериментально было доказано опытами Дэвиссона (лауреат Нобелевской премии по физики 1937 г.) и Джермера (дифракция на монокристале никеля – 1927 г), Томсона (дифракция на фольге – 1928 г – лауреат Нобелевской премии по физики 1937 г – сын Дж .Дж. Томсона) и В.А. Фабриканта (дифракция одиночных электронов, доказывающая, что волновые свойства присущи не коллективу частиц, но каждому электрону в отдельности – 1949 г).

- положение в атоме

Однозначный ответ о положении электрона в атоме сказать невозможно ввиду действия принципа неопределенности Гейзенберга (лауреат Нобелевской премии по физики 1932 г), который говорит, что у частицы не могут быть одновременно точно измерены положение и скорость (импульс).

Основные выводы из принципа неопределённости:

· Отсутствие траекторий частиц. Для нерелятивистской частицы

p = mv и

Для массивных объектов правая часть исчезающе мала, что позволяет одновременно измерить скорость и положение объекта (область справедливости классической механики). В атоме же Бора импульс электрона

и неопределенность положения оказывается порядка радиуса орбиты.

· Невозможность состояния покоя в точке минимума потенциальной энергии.

·

- область нахождения электрона в атоме

Для описания изменения в пространстве и во времени чистого состояния электрона, задаваемое волновой функцией (волновая функция – вероятность обнаружения объекта (электрона) в одном из чистых состояний) Э. Шредингер в 1926 г (лауреат Нобелевской премии по физики 1933 г) разработал уравнение, которое называется уравнением Шредингера[1]. В простейшем случае для частицы, движущейся в силовом поле U, вдоль координаты x оно выглядит так:

Уравнение Шредингера решается для водорода и водородоподобных ионов (на орбите всего один электрон). Рением уравнения является область пространства, в которой с вероятностью боле 90% прибывает электрон. Это область называется атомной орбиталью. Из решения вытекало, что поведение электрона описывается четырьмя квантовыми числами:

1. n – главное (радиальное) квантовое число.Оно может принимать любое целое положительное число от 1 до бесконечности и определяет:

• номер энергетического уровня (номер стационарной орбиты по Бору)

• энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень

• размеры орбиталей (по Бору – радиус орбит)

• номеру периода в Таблице химических элементов Д.И. Менделеева.

• количество подуровней на энергетическом уровне

2. l – орбитальное (азимутальное) квантовое число. Орбитальное квантовое число определяет момент количества движения (момент импульса) электрона, точное значение его энергии и форму орбиталей.

Орбитальное квантовое число принимает значения

l = 0, 1 , … , (n-1)

причем каждому значению главного квантового числа n соответствует n значений орбитального квантового числа.

Каждому численному значению l соответствует определенная геометрическая форма орбиталей и приписывается буквенное обозначение. Первые четыре буквенных обозначения имеют историческое происхождение и связаны с характером спектральных линий, соответствующих электронным переходам между этими подуровнями, остальные (g, h …) – по алфавиту:

Значение l
Форма орбитали	Шар	Гантели (восьмерки)	Четырехлистник	Сложное строение (см. рисунок)
Обозначение	s (sharp)	p (principal)	d (diffuse)	f (fundamental)

Любой подуровень определяется двумя квантовыми числами — главным (при записи обычно указывают численное значение) и орбитальным (при записи обычно используют буквенное обозначение):

Значение n

Значение l

Буквенное обозначение l

s

s

p

s

p

d

s

p

d

f

s

p

d

f

g

Запись подуровня

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

5g

Все орбитали с одинаковыми значениями l имеют одинаковую геометрическую форму и отличаются размерами, R_1s<R_2s<R_3s.

3. m - магнитное квантовое число . Магнитное квантовое число характеризует ориентацию в пространстве орбитального момента количества движения электрона или пространственное расположение атомной орбитали. Если атом находится во внешнем магнитном поле, то, согласно квантовомеханическим представлениям, его электроны должны расположиться так, чтобы проекции их магнитных моментов на направление этого поля были целочисленными. Т.е. определяет общее число орбиталей на подуровне. При этом они могут принимать как отрицательные, так и положительные значения, включая нулевое.

Магнитное квантовое число принимает значение от «–l» через ноль к «+l». Общее число магнитных квантовых чисел конкретного подуровня определяется как, 2l+1:

Значение l	0 (s)	1 (p)	2 (d)	3 (f)[2]
Значение m		-1; 0; +1	-2; -1; 0; +1; +2	-3; -2; -1; 0; +1; +2; +3
Количество орбиталей

4. s – спиновое квантовое числохарактеризует вращение электрона вокруг собственной оси. В октябре 1925 года Дж. Уленбек совместно с С. Гаудсмитом ввёл в физику концепцию спина: на основе анализа спектроскопических данных они предложили рассматривать электрон как «вращающийся волчок», обладающий собственным механическим моментом. Спиновое квантовое число имеет только значения «– 1/2» и «+ 1/2»

При заполнении электронами энергечекий уровней в многоэлектронных правилах вытикают 3 правила:

1. Принцип Паули (Принцип запрета Паули) –В. Паули лауреат Нобелевской премии по физики 1945 г – В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел.

Если у электронов одинаковые три квантовых числа (n, l и m)-то эти электроны находятся на одной орбитали и должны отличаться спиновым квантовым числом, таким образом, на одной орбитали может находиться не более 2-х электронов.

Для графического изображения орбиталей и электронов на ней используют следующие обозначения:

⎕ - пустая (незаполненная) орбиталь

⍗ - на орбитали один электрон (неспаренный электрон)

- заполненная орбиталь

Общее число электронов на энергетическом уровне определяется уравнением

2n²

2. Правило Хунда определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подуровня и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подуровня должно быть максимальным, т.е на орбиталях подуровня должно быть максимальное количество неспаренных электронов.

Для более легкого восприятия этого правила, заполнение электронов на подуровне просят воспринимать как рассадку пассажиров в вагоне

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

3. Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского, правило «n+l»)

при заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (а значит более энергетически выгодны – заполняются раньше) те состояния, для которых сумма главного квантового n и орбитального l чисел минимальна. В случае когда при заполнении электрономаорбиталей возникает равенство «n+l», то заполняются тот подуровень у которого меньше значение «n». Данное правило не всегда выполняется. Существуют атомы в которых из-за небольшой разницы энергии происходит перескок электронов с одного подуровня на другой. Это объясняется тем, что наполовину заполненные и полностью заполненные подуровни обладают максимальной устойчивостью.

Пример заполнения:

1. Натрий – 11 элемент, т.е. 11 электронов. Находится в 3 периоде, т.е. главное квантовое число равно 3 (электроны у которых n=1 и n=2 также заполняются). Рисуется остов всех орбиталей которые могут быть у натрия

3d

3p

3s

2p

2s

1s

Далее рассчитывается сумма «n+l» для имеющихсяорбиталей и определяем порядок заполнения.

Орбиталь	1s	2s	2p	3s	3p	3d
Значение n
Значение l
Сумма n+l

1s<2s<2p<3s<3p<3d

Начинаем заполнение орбиталей электронами.

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (верхним индексом обозначают количество электронов на подуровне).

3d

↑

3p

↑↓

↑↓

↑↓

3s

↑↓

2p

↑↓

2s

1s

Электроны, у которых главное квантовое число максимальное называются внешними. Электроны у которых квантовые числа меньше максимального называются внутренними.

Ядро

Ядро - центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Открыто в 1911 г Э. Резерфордом (планетарная модель).

Сложность строения ядра была с очевидностью обнаружена приизучение свойств радиоактивности.

В 1932 г. советские ученые Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапон и независимо от них Гейзенберг предложили протонно-нейтронную теорию строения ядра, которая получила всеобщее признание.

Протон – положительно заряженная частица с массой 1,007 276 466 879(91) а. е. м., заряд - 1,602176565(35)·10⁻¹⁹ Кл (равен заряду электрона, но противоположен по знаку). Открыта (как частица) – в 1919 г путем бомбардировки альфа-частицами атомов азота. Протон – ион атома водорода. Количество протонов определяет заряд ядра, порядковый номер в Таблице химических элементов Д.И. Менделеева. Количество протонов определяет количество электронов в атоме.

Нейтрон – электронейтральная частица с массой 1,008 664 915 88(49) а. е. м. Отрыта Дж. Чедвиком в 1932 г - лауреат Нобелевской премии по физики 1935 г (объяснил результаты опыта бомбардировки альфа-частицами бериллия, проделанного немецкими учеными В. Боте и Г. Беккером в 1930 г и рассчитал массу образующейся частицы).

(Путилов К.А. Курс физики. Том II. Учение об электричестве. Учебное пособие. — М.: Гостехтеориздат, 1954)

Лекция 4

Классификация веществ

Как уже было сказано, химия это наука о веществах и т.д. Но что же такое вещество? Разделение понятий химический элемент и вещество предложил Д,И, Менделеев.

Любое вещество можно классифицировать по различным признакам:

- чистота

Все вещества условно могут быть разделены на 2 группы:

1-чистые химические вещества;

2- смеси, которые в свою очередь тоже можно разделить на 2 группы: растворы и механические смеси.

Условность деления по такому признаку обусловлено тем, что в природе не встречаются абсолютно чистых веществ. Причиной этого являются ограничения кинетического и термодинамического характера. Первое проявляется в том, что скорость очистки веществ от примеси прямо пропорциональна концентрации и падает по мере ее уменьшения. Сохранить первоначальную чистоту трудно из-за второго ограничения, так как процесс загрязнения вещества, т.е. разупорядочения системы, протекает самопроизвольно: получить абсолютно чистое вещество невозможно.

- состав

Все вещества (индивидуальны, чистые) можно разделить на две группы:

1) Простые вещества

2) Сложные вещества

простое вещество - сочетание атомов одного и того же химического элемента. На сегодняшний день известно порядка 400 простых веществ

Сложное вещество- вещество, состоящее из химически связанных атомов двух или более элементов. На сегодняшний день известно более 3 миллионов веществ.

Простые вещества

Разнообразие простых веществ может быть объяснено явлением аллотропии - существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам.

Аллотропия обусловлена либо различным составом молекул простого вещества (аллотропия состава), либо способом размещения атомов или молекул в кристаллической решётке (аллотропия формы). [3] Примером аллотропии состава может быть аллотропные модификации кислорода – кислород и озон. Аллотропия состава представлена модификациях углерода – графит, алмаз и т.д.

Исторически сложилось, что простые вещества делят на металлы и неметаллы. Такое разделение официально было введено Берцелиусом, однако это деление уходит гораздо глубже в историю.

Сегодня эту классификацию можно расширить: металлы, неметаллы и полуметаллы.

1) Металлы - вещества, обладающие в обычных условиях высокими электропроводностью (10⁶-10⁷ Ом^-1 см^-1, уменьшается с ростом температуры) и теплопроводностью, ковкостью, "металлическим" блеском и др. свойствами, обусловленными наличием в их кристаллической решетке большого количества (10²²-10²³ в 1 см³) слабо связанных с атомными ядрами подвижных электронов. Металлы можно представить в виде ионного кристаллического остова, погруженного в электронный газ, который, компенсируя электростатическое отталкивание ионов, связывает их в твердое тело (металлическая связь).

Сами металлы можно разделить на две группы

- черные металлы (железо)

-цветные металлы (все остальные).

В свою очередь цветные металлы можно разделить на

- щелочные металлы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

- щелочноземельные металлы ( Ca, Sr, Ba, Ra)

-легкие металлы (: Al, Ga, In, Sn, Tl, Pb, Bi (иногда относят Be и Mg ))

- переходные металлы (кроме Fe) - химические.элементы I6 и VIIIб подгрупп периодической системы элементов. Различают d-металлы, у которых происходит постепенное заполнение d-подуровень, и f-металлы, у которых происходит заполнение f-подуровень.

Среди переходных металлов можно выделить:

- благородные металлы (Au, Ag и платиновые металлы)

- тугоплавкие металлы – металлы у которых температураплавления выше температуры плавления железа (1539°C): Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re. Тугоплавки также платиновые металлы, но они по технической классификации относятся к благородным металлам.

- редкоземельные металлы (иттрий, лантан и лантаноиды)

- актиноиды

По химической активности металлов они подразделяются на:

- активные (от Li до Al),

- металлы средней активности (от Mn до Pb)

- неактивные (благородные металлы, Cu) – подробнее далее в разделе «Электрохимический ряд напряжений металлов»

2) Полуметаллы - вещества, занимающие по электрическим свойствам промежуточное положение между металлами и полупроводниками. С точки зрения химии, полуметаллы – химические элементы, расположенные в периодической системе на границе между металлами и неметаллами. Для них характерно наличие ковалентной кристаллической решётки и металлической проводимости.

К полуметаллам относят кремний, бор, германий, мышьяк, сурьму, теллур, иногда — висмут, полоний и астат, а также олово, имеющее полупроводниковую форму, и аллотропные модификации углерода — графит и фосфора — металлический фосфор.

По своим химическим свойствам полуметаллы являются неметаллами, но по типу проводимости относятся к проводникам.

3) Неметаллы - химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. К неметаллам обычно относят 22 элемента: газы - водород, азот, кислород, фтор, хлор и благородные газы; жидкость - бром; твердые тела - бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк, сера, селен, теллур, иод, астат.Неметаллы как правило плохие проводники тепла и электричества (они обычно являются изоляторами тепла и электричества).

Сложные вещества.

Из-за многообразия и огромного количества сложных веществ имеется множество классов сложных веществ.

Сложные вещества можно разделить на две огромные группы: органические и неорганические вещества (все простые вещества также относятся к неорганическим веществам).

В данном курсе мы будем рассматривать только неорганические вещества. Органические вещества – изучаются курсом органической химии.

Простейшими представителя сложных веществ являются бинарными веществами

Бинарные соединения — химические вещества, образованные двумя химическими элементами. Многоэлементные вещества, в формульной единице которых одна из составляющих содержит несвязанные между собой атомы нескольких элементов, а также одноэлементные или многоэлементные группы атомов (кроме гидроксидов и солей), рассматривают как бинарные соединения.

Бинарные соединения, несмотря на кажущуюся простоту их химического состава, представляют собой следующий после простых веществ принципиально важный объект изучения природы вещества. С химической точки зрения, этот класс веществ обладает и качественно иными характеристиками, с которыми не приходится сталкиваться при изучении простых веществ. Во-первых, помимо внешних факторов, влияющих на состоян