WWW.NAUKA.X-PDF.RU
БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА - Книги, издания, публикации
 

Pages:   || 2 | 3 | 4 |

«КАФЕДРА ХИМИИ ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ ДЛЯ СТУДЕНТОВ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ ЧАСТЬ 2 СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ МОГИЛЁВ 2003 УДК 541 Рассмотрен и ...»

-- [ Страница 1 ] --

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ

МОГИЛЁВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПРОДОВОЛЬСТВИЯ

КАФЕДРА ХИМИИ

ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

КОНСПЕКТ ЛЕКЦИЙ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИХ СПЕЦИАЛЬНОСТЕЙ



ЧАСТЬ 2

СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

МОГИЛЁВ 2003 УДК 541 Рассмотрен и рекомендован к изданию на заседании кафедры химии.

Протокол № 7 от 27 декабря 2001 г.

Рассмотрен и рекомендован к изданию на секции выпускающих кафедр.

Протокол № 5 от 27 февраля 2002 г.

Составитель ст. преподаватель Огородников В.А.

Рецензент к.х.н., доцент Ясинецкий В.В.

© Могилёвский государственный университет продовольствия

СОДЕРЖАНИЕ

Лекция 1 Периодическая система химических элементов.

Строение атомов и молекул.……………….………………………6

1.1 Введение ……………..……………………………………………...6

1.2 Постулаты теории Бора …………..………………………………...6

1.3 Квантовомеханическое описание состояния электрона в атоме…7 1.3.1 Элементарные представления о квантовой механике…………..7 1.3.2 Главное квантовое число………………………………………….8 1.3.3 Орбитальное квантовое число………….………..….…….……....8 1.3.4 Магнитное квантовое число………………………………………8 1.3.5 Атомные орбитали ……….…….………….………………….…10 1.3.6 Спиновое квантовое число..…………………………………….11 1.3.7 Принцип Паули …………….……………….…………………... 11

1.4 Периодическая система химических элементов …..…………….11 1.4.1 Элементы первого периода (H, He)……………………………..11 1.4.2 Элементы второго периода (Li – Ne)……………….…………..12 1.4.3 Элементы III периода (Na – Ar)..…...….………………………..14 1.4.4 Элементы IV периода (K – Kr).……….…….……..……..…...…16 1.4.5 Элементы V, VI и VII периодов.…………...………...………….19 1.4.6 Прогнозирование свойств элементов по положению в периодической таблице………………………19

1.5 Химическая связь и строение молекул………………….………..23 1.5.1 Механизмы образования ковалентной связи……………..……23 1.5.2 Направленность ковалентной связи……….……………………24 1.5.3 Гибридизация атомных орбиталей..……………………………26 1.5.4 Металлическая связь……………………….……………………29 Лекция 2 Комплексные соединения………………………………………..30 Введение.………………………….…..……………….………….30 2.1 Основные положения координационной теории.………………30 2.2 Природа химической связи 2.3 в комплексных соединениях……………..………………………33

2.4 Классификация комплексов…...……………………….………...33 2.4.1 Классификация по электрическому заряду внутренней сферы……………………………………………….33 2.4.2 Классификация по типу лигандов..………………………..…...34

2.5 Номенклатура комплексных соединений………..….………..…34

2.6 Диссоциация комплексных соединений в растворах……...…...35

2.7 Образование и разрушение комплексов………………………...36

2.8 Геометрия комплексных ионов…………………………..……...39

2.9 Изомерия комплексных соединений….……...……….…………39 Лекция 3 Галогены..…………………………………………………………41

3.1 Введение…………………………………………………………...41

3.2 Физические свойства галогенов…………..….….……………….41

3.3 Химические свойства галогенов……..……..…………………….42

3.4 Получение галогенов……..……………………………………….43

3.5 Водородные соединения галогенов………………………………43

3.6 Получение галогеноводородов……….…………………………..44

3.7 Кислородсодержащие соединения галогенов ………………..…45

3.8 Применение галогенов.……………………………………………47 Лекция 4 P-элементы VI группы ………………….………………………..47

4.1 Введение …………………………………………………………..47

4.2 Кислород.………………..…………....……………………………48

4.3 Сера.…………………………….....……………….………………49 4.3.1 Свойства серы – простого вещества……………………………49 4.3.2 Сероводород, сульфиды, полисульфиды…………………..…..50 4.3.3 Диоксид серы. Сернистая кислота…….………………………..51 4.3.4 Триоксид серы. Серная кислота………..………………………52 4.3.5 Олеум. Дисерная кислота……………………………………….53 4.3.6 Мононадсерная и пероксодисерная кислоты………….………53 4.3.7 Тиосерная кислота и тиосульфаты………………………..……54

4.4 Селен. Теллур……………..………………………………………55

4.5 Сравнение свойств водородных соединений p-элементов VI группы..…………..……………….……………55 Лекция 5 P-элементы V группы.………………………….…..….…………56

5.1 Введение…………….….…………….………….….….….………56

5.2 Азот ……………………………………………………………..…57 5.2.1 Свойства азота – простого вещества ….…….…………………57 5.2.2 Аммиак и соли аммония. Гидразин. Гидроксиламин…………57 5.2.3 Оксиды азота……………………………………………………..60 5.2.4 Азотистая кислота и её соли…………………………………….62 5.2.5 Азотная кислота и её соли………………………………………62 5.2.6 «Царская водка» ………………………………………………....63





5.3 Фосфор………………………………………………………….….64 5.3.1 Свойства фосфора – простого вещества…..……………….…...64 5.3.2 Фосфорный ангидрид.

Фосфорная и пирофосфорная кислоты………………………....65 5.3.3 Фосфористый ангидрид.

Фосфористая и фосфорноватистая кислоты…….……………..66 5.3.4 Соединение фосфора с водородом……………………………...67 5.3.5 Галогениды фосфора…………………………………………….67

5.4 Мышьяк…………………………………...………………………..68

5.5 Сурьма…………………………………………………….……....69

5.6 Висмут………………………………………………………..…...70 Лекция 6 P-элементы IV группы.…….……………..…….……………......70

6.1 Введение.…..…………………….………………………….……..70

6.2 Углерод и его соединения....……………………………………..71 6.2.1 Свойства углерода – простого вещества…….…...……..…..…71 6.2.2 Оксид углерода (IV). Угольная кислота и её соли.……..……72 6.2.3 Оксид углерода (II)..….……………….……………………..…72 6.2.4 Карбиды………………………………………………………….73 6.2.5 Соединения углерода с азотом..……………………………….74

6.3 Кремний …………………………………..………………………74

6.4 Германий. Олово. Свинец………………………………………...75 Лекция 7 P-элементы III группы…….……………..………………………77 Введение…………………………………………………………..77 7.1 Бор…………………………………………………………………77 7.2 Алюминий ………………………………………………………..79 7.3 Индий. Галлий. Таллий….………………….………….….……..79 7.4 Лекция 8 S-металлы I и II групп ……………………………………..…….80 Лекция 9 Обзор химических свойств соединений d-элементов..…….….83

9.1 Введение.…...…..………………………………….…..…….……83

9.2 D-металлы I группы.…………….….…..….…….….….…..……83

9.3 D-металлы II группы………..……...…..………..…………….…86

9.4 Хром………………………………………………………..……...87

9.5 Марганец…..…………………………………………….….….…89

9.6 Элементы триады железа ……………….……………………….91 9.6.1 Железо ……………………………..…………………….………91 9.6.2 Кобальт.…….………….….…….……..….…….…..……….…..93 9.6.3 Никель.…..……….…….………………..….…….….……….…94 Литература …….….….……...……..…………………..….…….…..…….…95 ЛЕКЦИЯ 1

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

СТРОЕНИЕ АТОМОВ И МОЛЕКУЛ

1.1 Введение В 1911 году Эрнест Резерфорд предложил ядерную модель атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг ядра отрицательно заряженных электронов. Носителем положительного заряда ядра является протон. В состав ядер атомов также входят нейтроны – элементарные частицы, не имеющие электрического заряда. Число электронов равно заряду ядра, так что атом в целом электронейтрален. Размеры атома равны приблизительно 10–8 см, размеры ядра – около 10–13 – 10–12 см. Несмотря на то, что ядро по размеру в десятки тысяч раз меньше всего атома, преобладающая часть массы атома сосредоточена именно в ядре.

Согласно законам электродинамики, вращающийся вокруг ядра электрон должен был бы непрерывно излучать энергию и, в конце концов, упасть на ядро, чего в действительности не происходит. Эти противоречия модели атома по Резерфорду устранил датский физик Нильс Бор (1913 г).

Ещё до Резерфорда, в 1900 году, немецкий физик Макс Планк выдвинул гипотезу о том, что энергия волнового движения квантуется, т.е. свет излучается и поглощается не непрерывно, а дискретно, т.е. определёнными порциями – квантами. Энергия каждого кванта связана с частотой излучения следующей формулой: E = h, где h – постоянная Планка (6,63710–34 Джс).

Основываясь на положении квантовой теории о дискретной природе излучения, Нильс Бор сделал вывод о том, что энергия электронов в атоме не может быть произвольной; она изменяется скачками, т.е. дискретно. Поэтому электрон в атоме может принимать не любые значения энергии, а строго определённые. Иначе говоря, энергия электрона в атоме квантована. Таким образом, в атоме возможны не любые энергетические состояния электронов, а лишь определённые, так называемые разрешённые состояния. Переход электрона из одного разрешённого состояния в другое совершается скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением кванта электромагнитного излучения.

1.2 Постулаты теории Бора

1. Электрон в атоме может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по строго определённым орбитам, которые называются стационарными.

2. Двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает энергии.

3. Излучение света происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты (с более высокой энергией) на другую (с более низкой энергией). При обратном переходе происходит поглощение энергии.

Несмотря на то, что применение теории Бора для расчёта спектров простейшего атома – атома водорода – дало блестящие результаты, теория Бора была внутренне противоречивой, и её не удалось успешно применить к более сложным атомам. Дальнейшее развитие теории строения атома связано с развитием квантовой механики.

1.3 Квантовомеханическое описание состояния электрона в атоме 1.3.1 Элементарные представления о квантовой механике Как известно, свет проявляет свойства как потока частиц, так и электромагнитной волны, т.е. фотоны обладают корпускулярно-волновой двойственностью.

Создание квантовой механики произошло на пути обобщения представлений о корпускулярно-волновой двойственности фотона на все объекты микромира и, прежде всего, на электроны. Электрон – это не только частица, он ещё обладает и волновыми свойствами.

В связи с тем, что частицы микромира, в том числе и электрон, отличны по своим свойствам от макроскопических тел, то для описания микрочастиц нужны совсем другие представления, отличные от представлений о законах макромира. Если для описания состояния частицы в макромире необходимо знать координаты частицы и её скорость (или импульс), то в микромире нельзя одновременно определить и координаты микрочастицы и её импульс (принцип неопределённости Гейзенберга). Для характеристики состояния электрона используется волновая функция Рисунок 1.1 – Схематическое. Смысл волновой функции заключается изображение электронного облака в том, что вероятность обнаружения электрона в некотором объёме пространства V выражается произведением 2V. Таким образом, квадрат волновой функции 2 выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Электрон можно представить себе в виде облака, распределённого по всему объёму атома. Чем больше 2 в данной точке пространства, тем больше плотность электронного облака (на рисунке 1.1 это показано большей плотностью точек), и тем более вероятно нахождение электрона именно в данной точке пространства.

Применение законов квантовой механики к описанию состояния электрона в атоме показывает, что состояние электрона можно описать с помощью четырёх квантовых чисел: главного, орбитального, магнитного и спинового.

1.3.2 Главное квантовое число Энергия электрона в атоме – величина квантованная; главное квантовое число (n) характеризует возможные значения энергии электрона в атоме. Главное квантовое число может принимать любые положительные целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4,... и т.д. Наименьшей энергией электрон обладает при n = 1. Более высокие значения n соответствуют более высоким значениям энергии электрона.

Главное квантовое число определяет также и размеры электронного облака.

Чем больше энергия электрона, тем более удалён он от ядра. Поэтому большему значению главного квантового числа соответствует больший размер электронного облака. Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа n, образуют электронные облака приблизительно одинаковых размеров. Это позволяет говорить о существовании в атоме электронных слоёв (или электронных оболочек). Вместо понятия «электронный слой» часто употребляют понятие «энергетический уровень». Если несколько электронов характеризуются одним и тем же значением главного квантового числа, то в этом случае говорят, что электроны находятся на одном и том же энергетическом уровне. Если n = 1, то электроны находятся на первом энергетическом уровне (самом близком к ядру);

если n = 2, то электроны находятся на втором энергетическом уровне (более удалённом от ядра) и т.д.

1.3.3 Орбитальное квантовое число Не только энергия электрона в атоме (и связанный с ней размер электронного облака) принимает определённые значения; произвольной не может быть также и форма электронного облака. Она определяется орбитальным квантовым числом l (прежде его часто называли побочным квантовым числом).

Орбитальное квантовое число l принимает целочисленные значения от 0 до (n-1). Например, если главное квантовое число n = 3, то орбитальное квантовое число l может принимать следующие значения: l = 0; 1; 2. Часто численные значения l заменяют буквенными обозначениями. Если l = 0, то говорят об sэлектронных облаках, при l = 1 – о p-электронных облаках, при l = 2 – о dэлектронных облаках (см. таблицу 1.1).

1.3.4 Магнитное квантовое число

Ориентация электронного облака в пространстве также не может быть произвольной: она определяется значением магнитного квантового числа (ml), которое может принимать любые целочисленные значения в интервале от -l до +l:

для s-электронов l = 0, ml = 0;

для p-электронов l = 1, ml = -1; 0; +1;

для d-электронов l = 2, ml = -2; -1; 0; +1; +2;

для f-электронов l = 3, ml = -3; -2; -1; 0; +1;+2;+3.

–  –  –

Таким образом, магнитное квантовое число ml может принимать (2l + 1) значений; столько же существует вариантов ориентации электронного облака относительно ядра атома. Например, три p-электронных облака с ml = -1; 0; +1 располагаются в пространстве перпендикулярно друг другу, как показано на рисунке 1.2.

Рисунок 1.2 – Расположение pэлектронных облаков в пространстве 1.

3.5 Атомные орбитали Состояние электрона в атоме, характеризующееся тремя квантовыми числами n, l, ml, называется атомной орбиталью. Часто орбиталь также определяют как область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Совокупность орбиталей с одним и тем же значением главного квантового числа n образует энергетический уровень. Орбитали некоторого энергетического уровня, характеризующиеся одним и тем же значением орбитального квантового числа l, образуют энергетический подуровень.

Очевидно, что число орбиталей на подуровне равно числу значений магнитного квантового числа ml, которые оно может принимать при данном l. Так, на любом энергетическом уровне может находиться только одна s-орбиталь; она и образует s-подуровень. Если некоторый энергетический уровень образован также орбиталями другого типа, то p-орбиталей всегда будет три; они образуют pподуровень. d-подуровень образован пятью d-орбиталями, а семь f-орбиталей образуют f-подуровень.

Графическое изображение орбитали:

Например, показанные ниже орбитали все вместе образуют третий энергетический уровень, так как все они характеризуются одним и тем же значением главного квантового числа n = 3. Третий энергетический уровень делится на три подуровня, несколько различающихся по энергии: s-орбитали имеют более низкую энергию, чем p-орбитали, а p-орбитали, более низкую энергию, чем d-орбитали. Каждый подуровень образован орбиталями с одинаковым значением орбитального квантового числа l.

1.3.6 Спиновое квантовое число Исследование атомных спектров показало, что помимо квантовых чисел n, l, ml, электрон характеризуется ещё одной квантованной величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное движение.

Эта величина получила название спинового квантового числа (ms). У электрона спиновое квантовое число может принимать два значения: ms = +1/2 и ms = -1/2.

Схематическое изображение:

Четыре квантовых числа n, l, ml, ms однозначно определяют состояние электрона в атоме.

1.3.7 Принцип Паули Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Из этого следует, что на каждой атомной орбитали, характеризующейся определёнными значениями n, l, ml, может находиться не более двух электронов, причём спины этих электронов должны быть противоположно направлены (так как только в этом случае спиновые квантовые числа электронов будут отличаться: у одного электрона ms = +1/2, у другого ms = -1/2).

Обозначение неспаренного электрона на атомной орбитали:

Обозначение двух спаренных электронов с противоположными спинами, находящихся на одной атомной орбитали:

1.4 Периодическая система химических элементов 1.4.1 Элементы первого периода (H, He) Порядковый номер элемента в периодической таблице равен заряду ядра атома Z, а следовательно, и общему числу электронов в атоме.

Наиболее устойчивое (невозбуждённое) состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению энергии данного электрона. Любое другое состояние является возбуждённым; из него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией.

В невозбуждённом атоме водорода (Z = 1) единственный электрон находится на самом низком из возможных энергетических уровней: n = 1. В этом случае орбитальное квантовое число может принимать только одно значение l = 0. Следовательно, первый энергетический уровень образован единственной sорбиталью, на которой и находится электрон.

Электронно-графическая схема атома водорода:

Электронная формула атома водорода: 1s1.

В атоме гелия (Z = 2) второй электрон также находится на 1s орбитали.

Электронная формула атома гелия: 1s2.

Электронно-графическая схема атома гелия:

1.4.2 Элементы второго периода (Li – Ne) У следующего за гелием элемента – лития (Z = 3) – третий электрон уже не может разместиться на первом энергетическом уровне, так как на одной орбитали не может находиться более двух электронов. Поэтому третий электрон должен располагаться на втором энергетическом уровне n = 2.

При n = 2 орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0; 1. Таким образом, второй энергетический уровень образован орбиталями двух типов: одной s-орбиталью и тремя p-орбиталями.

Заполнение орбиталей электронами происходит таким образом, что сначала заполняется более низкая по энергии орбиталь. Поэтому третий электрон в невозбужденном атоме лития располагается на 2s-орбитали, так как 2s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем 2p-орбиталь. Полная электронная формула атома лития: 1s22s1. Ниже показана полная электронно-графическая схема невозбуждённого атома лития:

Для понимания химических свойств элемента достаточно рассмотреть электронные формулы и электронно-графические схемы, на которых показаны только валентные электроны (т.е. электроны, участвующие в образовании химических связей). Такие электронные формулы и электронно-графические схемы называют сокращёнными. Для элементов второго периода валентными являются электроны и орбитали внешнего энергетического уровня.

Сокращённая электронная формула атома лития: 2s1.

Ниже показана сокращённая электронно-графическая схема атома лития.

Иногда, чтобы подчеркнуть наличие в атоме незаполненных электронами орбиталей, сокращённую электронную формулу записывают так: Li 2s12p0.

Сокращённая электронно-графическая схема и сокращённая электронная формула следующего за литием атома бериллия (Z = 4) выглядят следующим образом:

Be 2s2

Элементы, в атомах которых электронами заполняются s-орбитали, называются s-элементами (т.е. H, He, Li, Be – это s-элементы). Следует отметить, что все s-элементы, за исключением водорода и гелия, являются металлами.

Следующие за бериллием элементы второго периода – бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон – являются p-элементами: у них заполняются электронами pорбитали. Ниже представлены сокращённые электронно-графические схемы и сокращённые электронные формулы этих элементов.

–  –  –

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина максимально (правило Хунда). Поэтому при заполнении p-орбиталей атомов углерода и азота каждый электрон заполняет свободную орбиталь, а не спаривается с другим электроном.

Правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах подуровня. Оно лишь утверждает, что максимальное абсолютное значение суммарного спина соответствует невозбуждённому состоянию; любое другое распределение электронов в пределах подуровня соответствует возбуждённому состоянию.

<

–  –  –

1.4.3 Элементы III периода (Na – Ar) Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня невозбуждённых атомов элементов III периода такая же, как и у элементов соответствующих групп II периода. Различие состоит лишь в том, что у элементов III периода заполняются орбитали третьего энергетического уровня (n = 3). В этом случае орбитальное квантовое число l может принимать три значения: 0; 1; 2. Следовательно, третий энергетический уровень образован орбиталями трёх типов: одной sорбиталью, тремя p-орбиталями, пятью d-орбиталями.

Элемент второго периода: Элемент третьего периода:

Таким образом, номер периода, в котором находится элемент, равен главному квантовому числу, которое характеризует электроны внешнего энергетического уровня.

У атомов всех элементов III периода, находящихся в невозбуждённом состоянии, 3d-орбитали являются вакантными (т.е. незаполненными электронами).

При возбуждении атома, которое происходит в результате передачи атому извне дополнительной энергии, спаренные электроны, находящиеся на 3p-подуровне (а также на 3s-подуровне), могут расспариваться и переходить на более высокий по энергии 3d-подуровень.

невозбуждённое состояние

–  –  –

Как известно, ковалентная химическая связь может образоваться при взаимодействии неспаренных электронов двух атомов; в результате такого взаимодействия образуется общая электронная пара, принадлежащая обоим атомам. Поэтому число неспаренных электронов в атоме равно числу химических связей, которые может образовать данный атом. У s- и p-элементов валентными электронами являются электроны внешнего энергетического уровня; таким образом, валентность s- или p-элемента определяется числом внешних неспаренных электронов.

Так, атом серы в невозбуждённом состоянии двухвалентен; возбуждение атома серы позволяет реализовать четырёхвалентное и шестивалентное состояния.

1.4.4 Элементы IV периода (K – Kr) У последнего элемента III периода – аргона – полностью заполнены 3s- и 3p-подуровни, но свободны все 3d-орбитали. Однако, у следующих за аргоном элементов – калия и кальция – заполнение третьего электронного слоя временно прекращается и начинает формироваться s-подуровень внешнего четвёртого энергетического уровня:

K 1s22s22p63s23p63d04s1 Ca 1s22s22p63s23p63d04s2.

В обеих электронных формулах жирным шрифтом выделены внешние электроны.

Причина такой непоследовательности заполнения энергетических уровней связана с тем, что в многоэлектронном атоме энергия электрона определяется не только значением главного квантового числа n, но и значением орбитального квантового числа l, вследствие чего 4s-орбиталь имеет более низкую энергию, чем вакантные 3d-орбитали.

Последовательность заполнения атомных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел определяется правилами Клечковского:

1) при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронами атомных орбиталей происходит от орбиталей с меньшей величиной суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы;

2) при одинаковых величинах суммы (n + l) заполнение орбиталей происходит в направлении возрастания значения главного квантового числа n (таблица 1.2).

Таблица 1.2 – Последовательность заполнения атомных орбиталей электронами

–  –  –

Таким образом, хотя 3d-орбитали появляются уже у элементов третьего периода, заполнение 3d-орбиталей происходит только после заполнения 4s-орбиталей, т.е. у элементов четвёртого периода. Точно так же, свободные f-орбитали есть уже у элементов четвёртого периода (n = 4, l = 0; 1; 2; 3), но заполнение этих 4fорбиталей происходит только после заполнения 6s-орбиталей, т.е. у элементов шестого периода. Из сказанного следует, что после кальция появляется ряд из десяти d-элементов (Sc – Zn), у которых заполняются 3d-орбитали.

–  –  –

Особенность электронной конфигурации атома хрома в том, что ему соответствует формула 3d54s1, а не 3d44s2, что связано с «проскоком» одного электрона с 4sорбитали на 3d-орбиталь. Это объясняется тем, что в результате «проскока» электрона образуется наполовину заполненный электронами 3d-подуровень, обладающий повышенной устойчивостью. Повышенной устойчивостью обладают также полностью заполненные электронами подуровни, вследствие чего «проскок»

электрона происходит также у атома меди. Следует отметить, что отсутствие химической активности у инертных газов также объясняется устойчивостью полностью заполненных электронных уровней.

–  –  –

После ряда d-элементов в четвёртом периоде идёт заполнение p-орбиталей у элементов Ga – Kr, электронная конфигурация которых аналогична электронной конфигурации p-элементов B – Ne или Al – Ar. Следует отметить, что все dэлементы являются металлами.

1.4.5 Элементы V, VI и VII периодов Электронная конфигурация элементов пятого периода аналогична электронной конфигурации атомов элементов четвёртого периода, с той лишь разницей, что у s-элементов, которыми начинается пятый период, – рубидия и стронция – заполняется 5s-орбиталь, после чего начинается заполнение 4d-орбиталей у атомов d-элементов (Y – Сd), и затем заполняются 5p-орбитали у p-элементов (In – Xe).

Шестой период, как и предыдущие, начинается с двух s-элементов (Cs и Ba), которыми завершается заполнение орбиталей с суммой (n + l) = 6. Далее, в соответствии с правилами Клечковского должен был бы заполняться 4f-подуровень.

На самом же деле у лантана, расположенного непосредственно после бария появляется не 4f-, а 5d-электрон (электронная конфигурация лантана описывается сокращённой электронной формулой 5d16s2). Однако у следующих за лантаном четырнадцати элементов (Ce – Lu) происходит последовательное заполнение всех 4fорбиталей, т.е. происходит заполнение орбиталей третьего снаружи электронного слоя. Эти f-элементы называются лантаноидами (подобные лантану). Все fэлементы – металлы. Благодаря отсутствию у атомов лантаноидов существенных различий в структуре внешнего и предвнешнего слоёв все лантаноиды проявляют большое сходство в химических свойствах.

Заполнение 5d-подуровня, начатое у лантана, возобновляется у гафния и заканчивается у ртути. Далее, как и в предыдущих периодах, следуют p-элементы (Tl – Rn), у которых заполняется 6p-подуровень.

Седьмой, пока незавершённый период системы элементов, построен аналогично шестому. После двух s-элементов (Fr и Ra) и одного d-элемента – актиния (Ac) – следует ряд из четырнадцати f-элементов, у которых заполняется 5fподуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Эти элементы (Th – Lr) имеют общее название актиноиды; их свойства близки к свойствам актиния.

Таким образом, расположение элементов в периодической системе соответствует электронному строению их атомов, а электронное строение атомов определяется зарядом их ядер. Поэтому свойства элементов и образуемых ими простых веществ и химических соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов; (современная формулировка Периодического закона).

1.4.6 Прогнозирование свойств элементов по положению в периодической таблице В данном разделе рассматривается зависимость свойств атомов от строения их электронных оболочек и положения элементов в периодической системе.

Способность атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в положительно заряженные ионы – наиболее характерное свойство металлов.

Для атомов неметаллов более характерно присоединять электроны и превращаться в отрицательно заряженные ионы.

Изменение металличности элементов в периодах и группах периодической системы во многом определяется изменением размеров атомов. Понятие о размере атома не является строгим, поскольку электронные облака не имеют резко очерченных границ. Очень часто размер атома оценивают, принимая за атомный радиус половину расстояния между центрами двух атомов, связанных ковалентной химической связью.

В пределах одного периода размеры атомов по мере увеличения порядкового номера элемента, как правило, уменьшаются. Это объясняется увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. Поэтому в периодах с увеличением порядкового номера элемента проявляется тенденция к увеличению энергии ионизации атомов и, как следствие, ослаблению металлических и усилению неметаллических свойств элементов.

Следует, однако, понимать, что величина энергии ионизации зависит не только от заряда ядра и размера атома, но и от строения электронной оболочки атома. Поэтому энергия ионизации в пределах периода изменяется немонотонно (см. таблицу 1.3).

Таблица 1.3 – Изменение атомных радиусов и энергий ионизации элементов третьего периода

–  –  –

Группы элементов (в периодической системе 8 групп) состоят из двух подгрупп – главной и побочной. Главные подгруппы образованы s- и p-элементами, побочные – d-элементами.

Примечание – Высокие значения первых энергий ионизации атомов магния и фосфора объясняются повышенной устойчивостью полностью заполненного электронами 3s-подуровня атома магния и наполовину заполненного электронами 3p-подуровня атома фосфора (см. также раздел 1.4.4 данной лекции). Тем не менее, магний более металличен, чем алюминий, так как полная энергия ионизации для перехода Mg Mg2+ (22,7 эв) меньше, чем для перехода Al Al3+ (53,2 эв).

В главных подгруппах с увеличением порядковых номеров элементов увеличиваются радиусы атомов, что связано с появлением новых, всё более удалённых от ядра электронных слоёв. Это приводит к уменьшению энергии ионизации атомов (см. таблицу 1.4) и, как следствие, усилению металличности. Следовательно, металлические свойства элементов главных подгрупп усиливаются с увеличением порядкового номера.

Как уже было сказано ранее, все s-элементы (кроме водорода и гелия), все d- и f-элементы являются металлами. Что же касается p-элементов, то среди них есть как металлы, так и неметаллы. Если провести диагональ от бора к астату, то окажется, что все p-элементы, находящиеся на диагонали и выше её являются неметаллами. Все p-элементы, расположенные ниже диагонали, являются металлами, за исключением германия (следует заметить, что в некоторых учебных пособиях германий совершенно необоснованно относят к металлам).

Изменение свойств элементов в побочных подгруппах отличается от тех закономерностей, которые имеют место в главных подгруппах. В побочных подгруппах при переходе от d-элемента четвёртого периода к d-элементу пятого периода наблюдается несколько меньшее увеличение радиусов атомов, чем у элементов главных подгрупп. Это связано с тем, что увеличение радиусов атомов за счёт возрастания числа электронных слоёв несколько компенсируется сжатием, вызванным заполнением предвнешнего 4d-подуровня у d-элементов пятого периода (так называемое d-сжатие).

Увеличение же радиусов атомов, которое должно было бы наблюдаться при переходе от d-элементов пятого к d-элементам шестого периода, практически полностью скомпенсировано сжатием, вызванным заполнением третьего снаружи 4f-подуровня у f-элементов шестого периода (так называемое лантаноидное сжатие). Поэтому при переходе от d-элемента пятого периода к d-элементу шестого периода радиус атома практически не изменяется (см. таблицу 1.4).

Таблица 1.4 – Изменение атомных радиусов и энергий ионизации элементов пятой группы

–  –  –

Такой характер изменения радиусов атомов в побочных подгруппах при одновременном увеличении заряда ядра приводит, как правило, к увеличению энергии ионизации атомов при переходе от d-элементов IV периода к d-элементам VI периода (см. таблицу 1.4). В побочных подгруппах с увеличением порядкового номера элементов наблюдается ослабление металличности.

Металличность элемента непосредственно определяет кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, которые может образовывать данный элемент.

Чем более металличен элемент, тем более основными свойствами обладают его оксиды и гидроксиды. Напротив, усиление неметалличности элемента приводит к усилению кислотных свойств оксидов и их гидратных форм.

Окислительно-восстановительная активность соединения определяется не только тем, в какой степени окисления – высшей, низшей или промежуточной – находится тот или иной атом в этом соединении, но и устойчивостью данной степени окисления. Если некоторый атом находится в неустойчивой степени окисления, то вещество, в состав которого входит этот атом, также будет неустойчивым;

такое вещество будет легко вступать в реакции, в результате которых степень окисления элемента изменится на более устойчивую.

В главных подгруппах при переходе от p-элементов третьего периода к p-элементам шестого периода наблюдается тенденция к уменьшению устойчивости высшей степени окисления. Вследствие этого в главных подгруппах p-элементов сверху вниз усиливаются окислительные свойства соединений с атомом в высшей степени окисления. Например, K3PO4 практически не проявляет окислительной активности в растворах; K3AsO4 проявляет слабые окислительные свойства в кислой среде, а KBiO3 в кислых растворах является одним из сильнейших окислителей.

В отличие от главных подгрупп в побочных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента проявляется тенденция к увеличению устойчивости высшей степени окисления и ослаблению окислительной активности соединений с атомом в высшей степени окисления. Так, при растворении марганца в азотной кислоте образуется нитрат марганца (II); при растворении же рения в азотной кислоте металл окисляется максимально с образованием рениевой кислоты HReO4, что связано с повышенной устойчивостью высшей степени окисления атома рения. В то же время марганцовая кислота HMnO4 и её соли – перманганаты – проявляют в реакциях свойства сильнейших окислителей вследствие неустойчивости высшей степени окисления +7 атома марганца, при этом марганец понижает степень окисления до более устойчивой. Рениевая же кислота HReO4 и её соли – перренаты – не имеют ярко выраженной окислительной активности.

1.5 Химическая связь и строение молекул 1.5.1 Механизмы образования ковалентной связи Теория строения атома явилась предпосылкой для создания теории химической связи. В 1916 году (к этому времени уже стали известны основные черты электронной структуры атомов) немецкий учёный В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдаёт электроны, а другой принимает; при этом первый атом превращается в положительно заряженный ион, а второй – в отрицательно заряженный. Электростатическое притяжение образовавшихся ионов приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений об ионной связи.

В том же 1916 году американский физико-химик Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает в результате образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам. Эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи.

Процесс спаривания электронов при образовании молекулы водорода может быть изображён следующей схемой:

Представления о механизме образования химической связи, развитые на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химических связей получила название метода валентных связей (метод ВС). В основе метода валентных связей лежит рассмотренное выше положение о том, что любая ковалентная химическая связь возникает в результате взаимодействия двух электронов с противоположно направленными спинами, причём изначально эти электроны принадлежат различным атомам, а образующаяся общая электронная пара – обоим атомам. Такой механизм образования ковалентной связи называется обменным механизмом.

Именно по обменному механизму образованы химические связи в молекулах водорода и хлороводорода:

H Cl HH H+H H + Cl Согласно методу ВС ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

Таким образом, согласно методу ВС ковалентная связь является двухэлектронной двухцентровой связью, поскольку пара из двух электронов движется в

–  –  –

1.5.2 Направленность ковалентной связи Образование ковалентной связи, являющееся результатом перекрывания валентных электронных облаков взаимодействующих атомов, возможно только при определённой взаимной ориентации электронных облаков. При этом область перекрывания располагается в определённом направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Иначе говоря, ковалентная связь обладает направленностью.

Представление о направленности ковалентных связей позволяет объяснить взаимное расположение атомов в многоатомных молекулах. Так, например, при образовании молекулы воды электронные облака двух неспаренных 2p-электронов атома кислорода перекрываются с 1s-электронными облаками двух атомов водо

–  –  –

Рисунок 1.4 – Образование - и -связей:

а) образование -связи при перекрывании двух s-электронных облаков;

б) образование -связи при перекрывании s- и p-электронных облаков;

в) образование -связи при перекрывании двух p-электронных облаков;

г) образование -связи при перекрывании двух p-электронных облаков При образовании молекулы азота из атомов, три неспаренных p-электрона одного атома азота и три неспаренных p-электрона другого, образуют одну - и две -связи (рисунок 1.5).

–  –  –

Рисунок 1.5 – Взаимодействие p-электронных облаков атомов азота при образовании молекулы N2 1.

5.3 Гибридизация атомных орбиталей Для объяснения отличия валентных углов в молекулах воды и аммиака от 90° необходимо учесть, что устойчивому состоянию молекулы отвечает такая её геометрия и такое пространственное расположение электронных облаков внешних оболочек атомов, при которых потенциальная энергия соединения будет минимальной. Это приводит к тому, что при образовании соединения формы и взаимное расположение электронных облаков атомов изменяются по сравнению с их формами и взаимным расположением в свободных атомах. В результате достигается более полное перекрывание валентных электронных облаков и, вследствие этого, образование более прочных ковалентных связей. В рамках метода валентных связей такая перестройка электронной структуры атома рассматривается на основе представления о гибридизации атомных орбиталей.

Метод гибридизации атомных орбиталей исходит из предположения, что при образовании соединения вместо исходных атомных s-, p- и d-электронных облаков образуются такие равноценные «смешанные» (т.е. гибридные) электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, вследствие чего достигается более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов.

Такое изменение электронных облаков требует затраты энергии, однако более полное перекрывание электронных облаков взаимодействующих атомов приводит к образованию более прочных химических связей и, как следствие, к некоторому выигрышу в энергии. Если этот энергетический выигрыш достаточен, чтобы скомпенсировать затраты энергии на деформацию исходных электронных облаков атомов, то такая гибридизация приводит к уменьшению потенциальной энергии образующейся молекулы и повышению устойчивости молекулы. Далее концепция гибридизации атомных орбиталей рассматривается на конкретных примерах образования молекул BeF2, BF3, CH4, SF6.

Атом бериллия в возбуждённом состоянии имеет два неспаренных электрона, занимающих 2s- и 2pорбитали. При перекрывании этих орбиталей с pэлектронными облаками двух атомов фтора могли бы образоваться две ковалентные связи. Так как s- и pорбитали отличаются по форме и энергии, то образовавшиеся связи должны были бы быть неравноценными. Опыт же показывает, что в молекуле BeF2 обе связи равноценны. Этот факт можно объяснить с позиций теории гибридизации атомных орбиталей: вместо одной s- и одной p-орбиталей атома бериллия образуются две гибридные sp-орбитали, которые расположены под углом 180° друг к другу (рисунок 1.6). Образование двух sp-гибридных орбиталей из одной s- и одной p-орбиталей называется sp-гибридизацией. Перекрывание гибридных sp-электронных облаков атома бериллия с p-электронными облаками атомов фтора приводит к образованию линейной молекулы BeF2 (рисунок 1.6).

–  –  –

Таким образом, при sp-гибридизации электронных облаков центрального атома образующаяся молекула имеет линейную конфигурацию.

Возможны и другие случаи гибридизации атомных орбиталей, причём число образующихся гибридных орбиталей равно числу исходных атомных орбиталей, участвующих в гибридизации. Например, при гибридизации одной s- и двух p-орбиталей (sp2-гибридизация; читается: «эс-пэ-два») образуются три равноценные sp2-орбитали. В этом случае гибридные электронные облака располагаются под углом 120° друг к другу (рисунок 1.7).

–  –  –

Этому типу гибридизации соответствует образование плоской треугольной молекулы. Примером такой молекулы является BF3. Исходные орбитали атома бора в возбуждённом состоянии (одна s- и две p-орбитали) участвуют в гибридизации с образованием трёх равноценных sp2-орбиталей. Поэтому молекула BF3 построена в форме правильного треугольника, в центре которого находится атом бора, а в вершинах располагаются атомы фтора.

Если в гибридизации участвует одна s- и три p-орбитали (sp3-гибридизация;

читается: «эс-пэ-три»), то в результате образуются четыре гибридные sp3орбитали, вытянутые по направлению к вершинам тетраэдра, т.е. sp3-электронные облака ориентированы в пространстве под углом 109° 28 по отношению друг к другу (рисунок 1.8).

–  –  –

вании молекулы SF6 происходит гибридизация одной s-, трёх p- и двух dорбиталей возбуждённого атома серы (sp3d2-гибридизация).

При sp3d2-гибридизации образуются шесть равноценных гибридных орбиталей, вытянутых к вершинам октаэдра (рисунок 1.10). Именно sp3d2-гибридизацией объясняется октаэдрическая структура молекулы SF6.

–  –  –

В отличие от ковалентной связи, ионная связь не обладает направленностью, поскольку взаимодействие между ионами осуществляется независимо от направления (рисунок 1.11).

Два разноимённых иона, притянувшиеся друг к другу, сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. В этом состоит ещё одно различие между ионным и ковалентным типами связи: ионная связь не обладает насыщаемостью (рисунок. 1.11). Поэтому к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного знака. Это число определяется Рисунок 1.11 – Ненаразмерами взаимодействующих ионов, а также тем, правленность и ненасычто силы притяжения между противоположно защаемость ионной связи ряженными ионами должны преобладать над силами отталкивания, действующими между одноимённо заряженными ионами.

1.5.4 Металлическая связь Исследования электронного строения твёрдых металлов показали, что в узлах кристаллической решётки металла находятся ионы металла, а валентные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не двум или нескольким определённым атомам (ионам), а всему кристаллу металла. При этом валентные электроны способны свободно перемещаться в объёме кристалла. Образованную подобным образом химическую связь называют металлической связью, а совокупность свободных электронов, находящихся между узлами кристаллической решётки металла – электронным газом. Наличием электронного газа, способного свободно перемещаться по всему кристаллу металла объясняются такие характерные для металлов свойства, как высокие электро- и теплопроводность.

Пластичность металлов также объясняется специфическими свойствами металлической связи. При механическом воздействии на твёрдое тело отдельные слои его кристаллической решётки смещаются друг относительно друга. В кристаллах с атомной структурой в узлах кристаллической решетки находятся атомы, связанные друг с другом ковалентными связями, и такое смещение слоёв приводит к разрыву связей между атомами, принадлежащими различным слоям, и кристалл разрушается. В кристаллах с ионной структурой при взаимном смещении слоёв создаётся такое положение, при котором рядом оказываются одноимённо заряженные ионы; при этом возникают силы электростатического отталкивания, и кристалл также разрушается. В случае же металла при смещении отдельных слоёв его кристаллической решётки происходит лишь некоторое перераспределение электронного газа, связывающего друг с другом атомы (ионы) металла, при этом разрыва химических связей не происходит, металл деформируется, не разрушаясь.

ЛЕКЦИЯ 2 КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

2.1 Введение В самый ранний период развития химической науки были получены вещества, которые как бы состояли из стехиометрических смесей двух или большего числа соединений, каждое из которых способно к независимому существованию. Некоторые из этих соединений, например, Fe(CN)24KCN, AlF33KF, получили название «двойные соли». Другие вещества представлялись «соединениями присоединения», в которых соль металла сочетается с одной или несколькими нейтральными молекулами, например, молекулами аммиака. Так, ещё около 200 лет назад было установлено, что добавление водного раствора аммиака к зелёному раствору NiCl2 вызывает изменение окраски на фиолетовую; из образующегося раствора можно выделить фиолетовые кристаллы состава NiCl26NH3. Аналогичным образом можно получить соединение CuSO44NH3.

Большая заслуга в установлении природы этих соединений принадлежит швейцарскому химику Альфреду Вернеру, который создал координационную теорию, объясняющую многие свойства комплексных (или, как их ещё называют, координационных) соединений, за что и получил Нобелевскую премию по химии.

2.2 Основные положения координационной теории К концу XIX века накопленные экспериментальные данные свидетельствовали о том, что можно получить пять соединений присоединения аммиака к хлориду платины (IV): 1) PtCl46NH3, 2) PtCl45NH3, 3) PtCl44NH3, 4) PtCl43NH3, 5) PtCl42NH3. Кроме того, было известно, что при добавлении избытка раствора нитрата серебра (реактив на хлорид-ионы) к раствору первого соединения, осаждается 4 моль хлорид-ионов из 1 моль PtCl4·6NH3. Из 1 моль второго соединения осаждается 3 моль ионов Cl– в виде осадка AgCl, из 1 моль третьего соединения осаждается 2 моль хлорид-ионов, из 1 моль четвёртого – только 1 моль хлоридионов, из пятого соединения хлорид-ионы не осаждаются вообще.

Вернер предположил, что в рассматриваемом случае катион четырёхвалентной платины Pt+4 может присоединять помимо хлорид-ионов ещё и молекулы аммиака, и счёл необходимым в дополнение к понятию «валентность» ввести ещё одну характеристику – координационное число. Координационное число определяет общее число молекул и отрицательно заряженных ионов, которые могут быть присоединены к данному катиону. Вернер также сделал предположение, что для иона Pt+4 координационное число равно 6. Таким образом, к катиону Pt+4 может быть присоединено 6 частиц, и строение рассматриваемых соединений можно представить следующим образом: 1) [Pt(NH3)6]Cl4, 2) [Pt(NH3)5Cl]Cl3, 3) [Pt(NH3)4Cl2]Cl2, 4) [Pt(NH3)3Cl3]Cl, 5) [Pt(NH3)2Cl4].

Согласно координационной теории в любом комплексном соединении существует ион (обычно положительно заряженный), вокруг которого в непосредственной близости расположены (т.е. координированы) противоположно заряженные ионы и (или) электронейтральные частицы – молекулы. Этот ион, вокруг которого координируются другие частицы, называется комплексообразователем, или центральным ионом (например, Pt+4). Если в роли комплексообразователя выступает нейтральный атом, то его называют центральным атомом.



Pages:   || 2 | 3 | 4 |


Похожие работы:

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО НАУЧНЫХ ОРГАНИЗАЦИЙ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ «ВИТЕБСКАЯ ОРДЕНА «ЗНАК ПОЧЁТА» ГОСУДАРСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ ВЕТЕРИНАРНОЙ МЕДИЦИНЫ» ГОСУДАРСТВЕННОЕ НАУЧНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «ВСЕРОССИЙСКИЙ НАУЧНО-ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ ВЕТЕРИНАРНЫЙ ИНСТИТУТ ПАТОЛОГИИ, ФАРМАКОЛОГИИ И ТЕРАПИИ» ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «МОСКОВСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ...»

«Министерство по чрезвычайным ситуациям Национальная Академия наук Беларуси ЧЕРНОБЫЛЬСКАЯ АВАРИЯ: ПОСЛЕДСТВИЯ И ИХ ПРЕОДОЛЕНИЕ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ДОКЛАД Под редакцией: академика Конопли Е.Ф. профессора Ролевича И.В МИНСК УДК 614.876:504.056 Р е ц е н з е н т : Международный институт по радиоэкологии им. А.Д.Сахарова Чернобыльская авария: последствия и их преодоление. Национальный доклад // Под ред. акад. Конопли Е.Ф., проф. Ролевича И.В. – 2-е изд., перераб. и доп. Минск: Министерство по чрезвычайным...»

«Стандарты генных банков для генетических ресурсов растений для производства продовольствия и ведения сельского хозяйства Стандарты генных банков для генетических ресурсов растений для производства продовольствия и ведения сельского хозяйства Продовольственная и сельскохозяйственная организация Объединенных Наций Рим, 2015 Издание второе, исправленное и дополненное, 2015 год Используемые обозначения и представление материала в настоящем информационном продукте не означают выражения какого-либо...»

«Перечень вопросов, выносимых на государственный экзамен Специальность 110201.65 Агрономия Квалификация (степень) учёный агроном по дисциплине «Растениеводство»:1. Учет зональных особенностей при возделывании озимой пшеницы в Правобережье и Левобережье Саратовской области.2. Приемы оптимизации условий роста и развития озимой ржи в зоне Юго-Востока.3. Приемы зональной технологии возделывания тритикале в Поволжья.4. Агробиологическое обоснование приемов технологии выращивания яровой мягкой пшеницы...»

«Комитет по проблемам последствий катастрофы на Чернобыльской АЭС 15 ЛЕТ ПОСЛЕ ЧЕРНОБЫЛЬСКОЙ КАТАСТРОФЫ: ПОСЛЕДСТВИЯ В РЕСПУБЛИКЕ БЕЛАРУСЬ И ИХ ПРЕОДОЛЕНИЕ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ДОКЛАД Под редакцией: В.Е.Шевчука, В.Л.Гурачевского МИНСК УДК 614.876:504.05 ББК 15 лет после Чернобыльской катастрофы: последствия в Республике Беларусь и их преодоление. Национальный доклад // Под ред. В.Е.Шевчука, В.Л.Гурачевского – Минск: Комитет по проблемам последствий катастрофы на Чернобыльской АЭС. 2001. – 118 стр. При...»

«ПРОГНОЗ РАЗВИТИЯ ЛЕСНОГО СЕКТОРА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ДО 2030 ГОДА Фотография на обложке: Российский лес (любезно предоставлена ВНИИЛМ) ПРОГНОЗ РАЗВИТИЯ ЛЕСНОГО СЕКТОРА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ДО 2030 ГОДА ПРОДОВОЛЬСТВЕННАЯ И СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ ОРГАНИЗАЦИЯ ОБЪЕДИНЕННЫХ НАЦИЙ Рим, 201 Используемые обозначения и представление материала в настоящем информационном продукте не означают выражения какого-либо мнения со стороны Продовольственной и сельскохозяйственной организации Объединенных Наций...»

«Проект ПОСТАНОВЛЕНИЕ Комитета по экологии, природопользованию, агропромышленной и продовольственной политике Об исполнении законодательства в сфере охраны окружающей среды от негативного воздействия отходов производства и потребления Заслушав информацию заместителя Волжского межрегионального природоохранного прокурора, Министерства экологии и природных ресурсов Республики Татарстан, Министерства строительства, архитектуры и ЖКХ Республики Татарстан, Министерства сельского хозяйства и...»

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ ГЛАВНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И КАДРОВ Учреждение образования «БЕЛОРУССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ» АКТУАЛЬНЫЕ ПРОБЛЕМЫ ИНТЕНСИВНОГО РАЗВИТИЯ ЖИВОТНОВОДСТВА Сборник научных трудов Выпуск 17 В двух частях Часть Горки БГСХА УДК 631.151.2:636 ББК 65.325.2 А43 Редакционная коллегия: П. А. Саскевич (гл. редактор), Н. А. Садомов (зам. гл. редактора), Е. Л. Микулич (зам. гл. редактора), Р. П. Сидоренко...»

«№ 8/9175 10.03.2003 ПОСТАНОВЛЕНИЕ МИНИСТЕРСТВА СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ 18 февраля 2003 г. № 5 8/9175 Об утверждении Правил государственной регистрации и государственного учета, снятия с учета и внесения изме (27.02.2003) нений в документы, связанные с регистрацией тракто ров, прицепов и полуприцепов к ним, самоходных сель скохозяйственных, мелиоративных и дорожно строите льных машин В соответствии с постановлением Совета Министров Республики Беларусь от 31...»

«IT/GB-5/13/Report ПЯТАЯ СЕССИЯ УПРАВЛЯЮЩЕГО ОРГАНА МЕЖДУНАРОДНОГО ДОГОВОРА О ГЕНЕТИЧЕСКИХ РЕСУРСАХ РАСТЕНИЙ ДЛЯ ПРОИЗВОДСТВА ПРОДОВОЛЬСТВИЯ И ВЕДЕНИЯ СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА Маскат, Оман, 24-28 сентября 2013 года ПРОДОВОЛЬСТВЕННАЯ И СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ ОРГАНИЗАЦИЯ ОБЪЕДИНЕННЫХ НАЦИЙ IT/GB-5/13/Report ДОКЛАД УПРАВЛЯЮЩЕГО ОРГАНА МЕЖДУНАРОДНОГО ДОГОВОРА О ГЕНЕТИЧЕСКИХ РЕСУРСАХ РАСТЕНИЙ ДЛЯ ПРОИЗВОДСТВА ПРОДОВОЛЬСТВИЯ И ВЕДЕНИЯ СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА Пятая сессия Маскат, Оман, 24-28 сентября 2013 года...»

«Доклад на расширенном заседании Секции «Ветеринария» Координационного совета по сельскохозяйственной политике, продовольствию и легкой промышленности Сибири Межрегиональной ассоциации «Сибирское соглашение» по вопросу «О повышении эффективности деятельности государственной ветеринарной службы по обеспечению пищевой и биологической безопасности в Сибирском федеральном округе в условиях членства России в ВТО и Таможенном союзе» Слайд 1 Добрый день, уважаемые коллеги! Темой сегодняшнего обсуждения...»

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ «ГРОДНЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ» СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО – ПРОБЛЕМЫ И ПЕРСПЕКТИВЫ Сборник научных трудов Основан в 2003 году Под редакцией члена-корреспондента НАН Беларуси В.К. Пестиса Том АГРОНОМИЯ Гродно ГГАУ УДК 631.5 (06) В сборнике научных трудов помещены материалы научных исследований по вопросам агрономии, отражающие современное состояние, проблемы и перспективы развития...»

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ ГЛАВНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И КАДРОВ Учреждение образования «БЕЛОРУССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ» АКТУАЛЬНЫЕ ПРОБЛЕМЫ ИНТЕНСИВНОГО РАЗВИТИЯ ЖИВОТНОВОДСТВА Сборник научных трудов Выпуск 16 В двух частях Часть 2 Горки БГСХА УДК 631.151.2:636 ББК 65.325.2 А43 Редакционная коллегия: А. П. Курдеко (гл. редактор), Н. И. Гавриченко (зам. гл. редактора), Е. Л. Микулич (зам. гл. редактора), Р. П....»

«Будущее продовольствия и сельского хозяйства: Цели и альтернативы глобального устойчивого развития КРАТКИЙ ОБЗОР Будущее продовольствия и сельского хозяйства: Цели и альтернативы глобального устойчивого развития Данный краткий обзор предназначается для: Лиц, ответственных за разработку политики, широкого круга специалистов и научных работников, чьи интересы связаны со всеми аспектами глобальной продовольственной системы: включая управление на всех уровнях, производство и переработка пищевых...»

«Интернет-журнал «НАУКОВЕДЕНИЕ» Институт Государственного управления, права и инновационных технологий (ИГУПИТ) Выпуск 1, январь – февраль 2014 Опубликовать статью в журнале http://publ.naukovedenie.ru Связаться с редакцией: publishing@naukovedenie.ru УДК 338.43 Филиппов Руслан Владимирович Институт географии им. В.Б. Сочавы Сибирского отделения Российской академии наук Россия, Иркутск1 Аспирант очной формы обучения E-Mail: R-u-f@list.ru Международный опыт субсидирования сельского хозяйства и...»

«    Министерство образования Республики Беларусь УО «Могилевский государственный университет продовольствия» ИСТОРИЯ РАЗВИТИЯ ХИМИЧЕСКИХ ВОЛОКОН: ПРОШЛОЕ, НАСТОЯЩЕЕ, БУДУЩЕЕ К 80-летию химических волокон Беларуси Могилев 2010 2  УДК 677.4(09) ББК 35.73 И 90 Р е ц е н з е н т ы: доктор технических наук, заслуженный деятель науки РФ Л. С. Гальбрайх; доктор химических наук, член-корреспондент НАН Беларуси Н. Р. Прокопчук Составители: Иван Николаевич Жмыхов Евгения Алексеевна Рогова История...»

«( ) l }ЫВ на автореферат диссертации Ахметшина Руслана Александровича по теме: «Государственно-правовое регулирование продовольственного обеспечения населения Башкирии в 1918-1927 годах: историко-правовое исследование», представленное на соискание ученой степени кандидата юридических наук по специальности 12.00,01 теория и история права и государства; учение о праве и государстве (Саратов-2015, 30 с.) Представленное диссертационное исследование Р.А. Ахметшина является важным, актуальным и...»

«МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА И ПРОДОВОЛЬСТВИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ ГЛАВНОЕ УПРАВЛЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И КАДРОВ Учреждение образования «БЕЛОРУССКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННАЯ АКАДЕМИЯ» АКТУАЛЬНЫЕ ПРОБЛЕМЫ ИНТЕНСИВНОГО РАЗВИТИЯ ЖИВОТНОВОДСТВА Сборник научных трудов Выпуск 15 В двух частях Часть Горки БГСХА УДК 631.151.2:636 ББК 65.325.2 А43 Редакционная коллегия: А. П. Курдеко (гл. редактор), Н. И. Гавриченко (зам. гл. редактора), Е. Л. Микулич (зам. гл. редактора), Р. П....»

«Российская академия сельскохозяйственных наук Северо-Восточный региональный научный центр Министерство сельского хозяйства и продовольствия Республики Коми Государственное научное учреждение Научно-исследовательский институт сельского хозяйства Республики Коми Государственное научное учреждение Печорская опытная станция имени А.В. Журавского СЕЛЬСКОХОЗЯЙСТВЕННОЙ НАУКЕ РЕСПУБЛИКИ КОМИ 100 ЛЕТ (1911-2011 гг.) Сыктывкар 2011 УДК 63:001 (091/092) 470.13 Рецензенты: Министр сельского хозяйства и...»

«1. Цели освоения дисциплины Цели освоения дисциплины «Экология в пищевых производствах» являются: получение представлений об экологической безопасности; экозащитной технике и технологиях;обеспечение безопасности продовольственного сырья и продуктов питания для здоровья потребителя;приобретение знаний об основах экологического права и профессиональной ответственности;резкое ухудшение экологической ситуации во всех регионах мира, связанное с антропогенной деятельностью человека, и влияние на...»







 
2016 www.nauka.x-pdf.ru - «Бесплатная электронная библиотека - Книги, издания, публикации»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.