Пособие по прикладной химии «Задачи по теоретическим основам химической технологии», составленное по материалам представленной работы. 3. Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии Одна из главных задач химической науки и промышленности - получение необходимых человеку веществ (продуктов, материалов). Поэтому большинство учебных химических задач снизано с...
Работа предназначена учителям химии, а также может быть полезна студентам педагогических вузов и колледжей. 2.2.ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Необходимость разработки элективного курса для учащихся 10-х классов «Решение задач по органической химии повышенного уровня сложности» обусловлена несколькими причинами. В соответствии с базисным учебным планом полной средней школы на изучение химии за 2 ...
Сюда можно отнести и методы, называемые физико-химическими. Физические методы основаны на физических явлениях и процессах, биологические – на явлении жизни. Основные требования к методам аналитической химии: правильность и хорошая воспроизводимости результатов, низкий предел обнаружения нужных компонентов, избирательность, экспрессность, простота анализа, возможность его автоматизации. Выбирая...
Разовая) – 0,01%. 4 Содержание Введение......................................................................................................................4 Глава 1. Межпредметные связи в курсе школьного предмета химии на примере углерода и его соединений.......................................................................5 1.1 Использование межпредметных связей для формирования у учащихся...
Цель работы: усвоить понятия химического эквивалента, молярной массы эквивалента, закона эквивалентов; ознакомиться с экспериментальным определением молярной массы эквивалента металла методом вытеснения водорода из кислоты.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Известно, что количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов) этого вещества и выражается в молях.
Моль (n) – это единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода, состоящего только из изотопа 12 С.
Молярная масса (М) вещества представляет собой отношение массы вещества (m) к его количеству (n), а значение молярной массы численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента, но измеряется в г/моль.
Эквивалентом вещества (nэ), вступающего в какую-либо реакцию, называют такое его количество, которое приходится на единицу валентности соответствующего элемента при образовании им соединения.
Химический эквивалент и молярная масса эквивалента представляют собой важнейшие характеристики элементов, простых и сложных веществ, учитывая то, что согласно закону эквивалентов все вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах.
Единицей химического эквивалента (nэ) , так же как и количества вещества является моль , а молярная масса эквивалента (Мэ) , соответственно измеряется в г/моль.
Так, водород в своих соединениях, как правило, одновалентен, и его эквивалент равен 1 моль Н или 1/2 моль Н 2 , а молярная масса его эквивалента Мэ(Н) = 1 г/моль.
Кислород в своих соединениях двухвалентен, тогда его эквивалент равен 1/2 моль О или 1/4 моль О 2 , а молярная масса его эквивалента Мэ(О) = 8 г/моль.
Железо в своих соединениях может быть и двух-, и трехвалентным, тогда его эквивалент в первом случае будет равен 1/2 моль Fe, а молярная масса эквивалента Мэ(Fe) = 28 г/моль. Эквивалент железа во втором случае будет равен 1/3 моль Fe, а молярная масса эквивалента Мэ(Fe) = 18,6 г/моль. Следовательно, молярную массу эквивалента простого вещества можно рассчитать по формуле:
где М(эл-та)
– молярная масса элемента;
В(эл-та)
– валентность элемента.
Молярные массы эквивалентов сложных веществ (оксидов, кислот, оснований, солей) рассчитываются несколько иначе.
Молярная масса эквивалента оксида рассчитывается отношением молярной массы оксида к произведению числа атомов элемента на его валентность.
,
где М(оксида) – молярная масса оксида;
n(эл-та) – число атомов элемента;
В(эл-та) – валентность элемента.
Для оксида железа (Ш), например, молярная масса его будет равна:
Молярная масса эквивалента кислоты рассчитывается отношением молярной массы кислоты к числу атомов водорода в кислоте, способных замещаться в химических реакциях.
,
где М (кислоты) – молярная масса кислоты;
n (H) – число замещающихся в химической реакции атомов водорода.
Молярная масса эквивалента основания рассчитывается отношением молярной массы основания к числу гидроксогрупп.
,
где М (основания) – молярная масса основания;
n (OH) – число гидроксогрупп.
Молярная масса эквивалента соли рассчитывается отношением молярной массы соли к произведению числа атомов металла на их валентность.
,
где М (соли) – молярная масса соли;
n (Ме) – число атомов металла;
В (Ме) – валентность металла.
Из закона эквивалентов следует, что массы вступающих и образующихся в результате реакции веществ прямопропорциональны молярным массам их эквивалентов:
где m
(1) и Мэ
m
(2) и Мэ
(2) – масса и молярная масса эквивалента второго вещества.
Из следствия из закона Авогадро вытекает понятие молярный объем - объем, который занимает 1 моль любого газа при нормальных условиях, т.е. при р = 10 5 Па (1 атм или 760 мм рт. ст.) и Т = 273 К (0 о С). Значение этого объема равно 22,4 л/моль (22400 мл/моль). Отсюда можно вывести понятие и молярного объема эквивалента газа (или эквивалентного объема) – объема, занимаемого при нормальных условиях одним эквивалентом (одной молярной массой эквивалента) газа.
Известно, что эквивалент водорода равен 1/2 моль Н 2 , тогда молярный объем эквивалента водорода Vэ(Н 2) = 11,2 л/моль; соответственно Vэ(О 2) = 5,6 л/моль, т.к. эквивалент кислорода равен 1/4 моль О 2 .
Если же в реакции участвуют газы и известны их объемы, то соотношение (2) можно представить следующим образом:
где m
(1) и Мэ
(1) – масса и молярная масса эквивалента первого вещества;
V
(2) и Vэ
(2) – объем и молярный объем эквивалента второго вещества.
Следует иметь ввиду, что объемы, входящие в соотношение (3), нужно приводить к нормальным условиям по формуле объединенного закона Гей-Люссака – Бойля –Мариотта:
Откуда (4)
где р, V, Т
– давление, объем и температура газа при условиях опыта;
р о, V о, Т о
– давление, объем и температура газа при нормальных условиях.
Известны методы экспериментального определения молярных масс эквивалентов: 1) метод прямого определения – молярную массу эквивалента определяют по данным прямого синтеза кислородного или водородного соединения данного элемента; 2) аналитический метод – производится точный анализ соединения данного элемента с любым другим, молярная масса эквивалента которого известна; 3) метод вытеснения водорода - используется для определения молярной массы эквивалента тех металлов, которые способны вытеснить водород из разбавленных кислот и щелочей; 4) электрохимический метод – определяется масса металла, осаждающегося на электроде при электролизе раствора соли этого металла. Молярная масса эквивалента рассчитывается по закону Фарадея: при прохождении через раствор или расплав электролита 965000 Кулонов электричества на электродах выделяется по одному эквиваленту вещества.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
Сущность экспериментального определения молярной массы эквивалента металла заключается в определении объема водорода (приведенного к нормальным условиям), вытесняемого из кислоты навеской металла, взятой на аналитических весах.
Произведением молярной массы эквивалента металла на его валентность определяют молярную массу атома металла.
По молярной массе атома металла и его валентности находят местоположение металла в периодической системе элементов Д.И.Менделеева, т.е. его название.
По указанию преподавателя студент взвешивает на аналитических весах навеску металла известной валентности.
Прибор для определения молярной массы эквивалента изображен на рисунке.
Перед началом работы прибор следует проверить на герметичность. Для этого отсоединяют пробирку А от прибора, через воронку С заливают водой таким образом, чтобы уровень воды в бюретке В установился на нулевом делении или несколько ниже; избыток воды удалить. Присоединяют пробирку А на место. Затем поднимают воронку C вверх и следят за уровнем воды в бюретке В. Если уровень в последней непрерывно повышается, то это означает, что прибор негерметичен и следует проверить все резиновые соединения. Если же прибор герметичен, то повышение уровня воды в бюретке В произойдет незначительно только в первый момент, а потом он будет оставаться неизменным.
Убедившись в герметичности прибора, отсоединяют пробирку А от прибора и, записав начальный уровень воды в бюретке В, наливают в пробирку А 1/4 ее объема соляной кислоты, приготовленной для определения молярной массы эквивалента металла соответствующей валентности.
Держа пробирку А в положении, близком к горизонтальному, помещают на сухое место у отверстия пробирки взвешенный металл и в таком положении соединяют пробирку А с бюреткой В, следя за тем, чтобы металл не упал в кислоту.
Убедившись вторично в герметичности прибора путем поднятия воронки С вверх, стряхивают металл в кислоту и наблюдают за ходом реакции.
По окончании реакции (прекращение выделения пузырьков водорода), устанавливают уровень воды в бюретке В и воронке С на одной высоте, перемещая кольцо К с воронкой С вниз по штативу, и записывают уровень воды в бюретке В после окончания опыта. Шкала бюретки В проградуирована в миллилитрах (мл).
С помощью барометра определяют величину атмосферного давления (ратм ), термометра – температуру (t) воздуха в помещении (соответственно и температуру воды в приборе) в момент проведения опыта.
С помощью таблицы 1 определяют давление водяного пара (рН 2 О пар ), соответствующего измеренной температуре опыта, в мм рт.ст.
Таблица 1
Зависимость давления водяного пара от температуры
| t , о С | |||||||||||
| рН 2 О пар | 12,8 | 13,6 | 14,5 | 15,5 | 16,5 | 17,5 | 18,7 | 19,8 | 21,1 | 22,4 | 23,8 |
Порядок расчета
1. Определите объем выделившегося водорода в результате опыта. Для этого от значения уровня воды в бюретке В после окончания опыта (V 2 ) следует вычесть значение уровня воды в бюретке В в начале опыта (V 1 ).
V(Н 2) = V 2 – V 1 .
Переведите значение объема выделившегося в результате опыта водорода в кубические дециметры, учитывая, что 1 см 3 = 10 –3 дм 3 .
2. Приведите экспериментальный объем выделившегося водорода к нормальным условиям, воспользовавшись формулой 4. Следует учесть, что давление внутри бюретки В складывается из давления водорода и давления водяного пара внутри объема бюретки при данной температуре:
ратм= рН 2 + рН 2 О пар , тогда
где ратм
– измеренное атмосферное давление во время проведения опыта;
рН 2 О пар
– давление водяного пара при температуре опыта;
V (Н 2)
– экспериментальный объем водорода;
Т
– температура проведения опыта (К), равная (273+t);
р о, Т о
– давление и температура при нормальных условиях.
3. Вычислите молярную массу эквивалента металла, с точностью до 0,1 г/моль, воспользовавшись формулой 3:
4. Воспользовавшись формулой 1, рассчитайте молярную массу металла и укажите какой это металл.
Результаты эксперимента представьте в виде таблицы 2.
Таблица 2
5. Вычислите величины абсолютной и относительной ошибок (DХ ).
Абсолютная ошибка:
DХ абс . = М (Ме) табличное – М (Ме) экпериментальное
Относительная ошибка:
Вопросы для самоконтроля
1. Что называется эквивалентом вещества?
2. Что является единицей эквивалента вещества?
3. Какую размерность имеет молярная масса эквивалента вещества?
4. Какие значения имеют молярные массы эквивалентов водорода и кислорода?
6. Что такое молярный объем и молярный объем эквивалента?
7. Какие значения имеют молярные объемы эквивалентов водорода и кислорода?
8. Как формулируется закон эквивалентов?
9. Почему при выполнении расчетов в экспериментальной части работы нужно знать давление водяного пара?
1. Эквивалент - это реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода или в ОВР одному электрону.
Фактор эквивалентности ƒ экв. (х) или 1/Z число, равное той доле частице Х, которая является эквивалентом вещества в данной реакции.(ƒ экв ≤ 1)
ƒ экв рассчитывают на основании стехиометрических коэффициентов реакции.
Например: H 2 S + 2Na OH = Na 2 S +H 2 O ƒ экв (H 2 S) =1/2
В этом случае одному катиону H + эквивалентна условная частица, равная 1/2 молекулы H 2 S (участвуют оба иона водорода каждой молекулы).
Количество моль - эквивалентов измеряется в молях, как любое количество вещества. Масса 1 моль эквивалента, молярная масса эквивалента , равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества
M (ƒ экв (х) х) = ƒ экв (х) ∙ М(х)
Так, молярная масса эквивалента иона алюминия М(1/3Аl +3) =1/3 ∙ 27 = 9 г/моль
Количествомоль - эквивалентов можно определить по формуле
n экв = --
M экв
Молярная масса эквивалента и эквивалент элемента не являются постоянной величиной в соединении, а зависят от валентности или степени окисления элемента.
Например:
М экв (С)
в
=
12 ∙ 1/2 = 6 г/моль
М экв (С)
в
= 12 ∙ 1/4 = 3 г/моль
Постоянными являются эквиваленты М э (Н) = 1,008 г/моль М э (О) = 8 г/моль, М э (Аl) = 9 г/моль, М э (Са) = 20 г/моль.
Если не учитывать конкретную химическую реакцию, то фактор эквивалентности и молярная масса эквивалентов сложных веществ рассчитываются по формулам:
;
Мэ
=
где М – молярная масса вещества
В - валентность функциональной группы
N - число функциональных групп
Для кислот функциональной группой является ион водорода, для оснований – ион гидроксила, для солей – ион металла и т.д. (H + , OH - , Kat + n , An - n)
Для определения эквивалентной массы сложного вещества в реакции следует разделить его полную массу (М) на сумму замещенных радикалов (H + , OH - , Kat + n , An n -) NaH + SO 4 + NaCl = Na 2 SO 4 + HCl
ƒэ NaHSO 4 = 1
для кислот: ƒ экв равен единице, деленной на основность кислоты, которая определяется числом ионов водорода
1/Z = ƒ экв (HCl) = 1 1/Z = ƒ экв (H 2 SO 4) = ½ 1/Z = ƒ экв (H 3 PO 4) = 1/3
Молярная масса эквивалента кислоты равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу кислоты
М к
М э кислоты = ƒ экв ∙ М к = -
N н +
где: М к - молекулярная (формульная) масса кислоты Nн + - число атомов водорода, способных замещаться на металл.
для оснований ƒ экв равен единице, деленной на кислотность, равную числу гидроксогрупп, вступающих в реакцию
ƒ экв (NaOH) = 1/Z (NaOH) ƒ экв (Ca(OH) 2) = 1/Z (Ca(OH) 2) = 1/2
Молярная масса эквивалента основания равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу основания
М осн
М э основания = ƒ экв ∙ М осн = --
N он -
для солей : ƒ экв соли равен единице, деленной на произведение числа атомов металла в молекуле соли на степень окисления металла.
ƒ экв (Na 2 SO 4) = 1/Z (Na 2 SO 4) =1/2 ƒ экв Al 2 (SO 4) 3 = 1/2 ∙ 3
Молярная масса эквивалента соли равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу соли
М
э
соли =
ƒ экв
соли ∙ М с
=
гдеN ме
– число
атомов металла,
-
степень окисления металла
М э Al 2 (SO 4) 3 = --- = 57 г/моль
Молярная масса эквивалента соли может быть рассчитана как сумма молярных масс металла и кислотного остатка
М э Al 2 (SO 4) 3 = 27/3 +48 = 57г/моль
4) для оксидов ƒ экв равен единице, деленной на произведение числа атомов кислорода на степень окисления кислорода
ƒ экв (H 2 O) = 1/Z (H 2 O) = ½ ƒ экв (SO 2) = 1/Z (SO 2) = ¼ 1
ƒ экв (Mn 2 O 7) = --
Молярная масса эквивалента оксида равна произведению фактора эквивалентности на молярную массу оксида
М окс
М э оксида = ƒ экв ∙ М окс = ---
No ∙ n o О. где: Nо - число атомов кислорода, nоО – степень окисления кислорода в оксиде, которая равна всегда - 2.
Мокс
М э оксида = ---
N о ∙ 2
В ОВР для определения ƒ экв необходимо единицу разделить на число отданных или присоединенных электронов. Вещества вступают в реакцию в эквивалентных количествах: 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О
4экв 4экв 4экв
2. Стехиометрия - раздел химии, рассматривающей количественные соотношения между реагирующими в-ами E=mc 2 Е - энергия m - масса с - скорость света в вакууме (3 ∙ 10 8 м/сек.)
а) закон сохранения массы и энергии : Суммарные массы и энергии веществ, вступающие в реакцию, всегда равны суммарным массам и энергиям продуктов реакции.
б) закон постоянства состава (1808г. Ж.Прустом):
Всякое чистое вещество, независимо от способов его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав. Вещества постоянного состава называются дальтонидами, а переменного состава – бертоллидами .
в) закон кратных отношений (1803 году Джоном Дальтоном)
Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массы атома одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу атома другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
г) закон эквивалентов :
массы реагирующих друг с другом веществ (m 1 ,m 2) пропорциональны молярным массам их эквивалентов (М Э1 ,М Э2)
m 1 M э 1 m 1 m 2
-- = --- < = > -- = --
m 2 М Э2 M Э1 М Э2
3. Газовые законы.
a ) закон объемных отношений (Гей-Люссака, 1808г)
При постоянных давлении и температуре объемы реагирующих между собой газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа.
б) закон Авогадро (1811 г. Амедео Авогадро)
в равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное число молекул.
Следствия из закона Авогадро :
1. При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объем.
2. При н.у. (т.е. Р =101325 Па и Т = 273,15 К) 1 моль различных газов занимает объем 22,4 л. Такой объем называется молярным объемом газа (V м) и имеет размерность (л/моль)
V м = 22,4 л/моль, тогда количество вещества газа определяется по формуле V г
n г = --,
V м где V г – объем газа
3. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:
m 1 M 1
-- = -- = D 2
m 2 M 2
это отношение называется относительной плотностью первого газа по второму(D 2 ).
D 2 = m 1 / m 2 = M 1 / M 2 , откуда М 1 = D 2 ∙ М 2 .
в) объединенный газовый закон:
термин « объединенный» означает, что данный закон является объединением двух законов;
1) закон Бойля – Мариотта : при постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится, т.е.
P ∙ V = const
2) закон Гей – Люссака : при постоянном давлении изменение объема газа прямо пропорционально температуре т.е.
V /Т = const
В химических расчетах при осуществлении перехода от нормальных условий или к нормальным используется выражение объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
P O · V O P · V
--- = --
T O T
Если в это выражение подставить значения P O , V O и Т О, соответствующие обьему 1 моль газа при н.у. (22,4л), то P O V O / T O становится постоянным для всех газов. Это соотношение обозначается R и называется универсальной газовой постоянной . Числовые значения R зависят от того, в каких единицах выражены объем и давление. P O =101325 Па, V O = 22,4 ∙ 10 -3 м 3 , T O = 273 К
Подставляя соответствующие значения в формулу объединенного закона для любого газа количеством вещества 1 моль получим:
P O · V O 1,01325 ∙ 10 5 Па ∙ 22,4 ∙ 10 -3 м 3
R = --- = -------------- = 8,31 Дж/моль∙К
T O моль ∙ 273 К
с учетом R уравнение состояния идеального газа принимает вид
P ∙ V = R ∙ T - для количества газа n = 1 моль
P ∙ V = n ∙ R T - для количества газа n моль n = m / M , тогда выражение уравнения состояния идеального газа или, иначе, уравнение Клапейрона – Менделеева имеет вид: m
P ∙ V = -- R ∙ T
4. Современные представления о строении атома зародились вначале нашего столетия в результате исследования природы катодных лучей (Дж.Томсон 1897), открытия радиоактивности (А.Беккерель, М.Склодовская-Кюри, П.Кюри 1896-1899), расшифровки спектров излучения раскалённых тел, а также опытов Э.Резерфорда (1911) по исследованию прохождения α-частиц через металлическую фольгу. Долгое время атом считался неделимым. Во второй половине 19 века появились высказывания о сложном строении атома. Открытие радиоактивности химических элементов (α-, β-, и γ-лучей) показало, что наряду с электронами атомы содержит материю, несущую положительный заряд. Первая гипотеза строения атома предложена английским учёным Томсоном (1904) так называемая статическая или электронно-ионная теория , согласно которой атом состоит из положительно заряженной сферы, в которую вкраплены отрицательные электроны. Для проверки гипотезы Томсона и более точного определения внутреннего строения атома, Резерфорд (1911) провёл серию опытов по рассеиванию α -частиц тонкими металлическими пластинами.
Резерфорд объяснил рассеяние α- частиц, предложив ядерную, планетарную модель строения атома, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. Вокруг ядра на значительном расстоянии от него вращаются электроны, образующие электронную оболочку атома. Аналогично движению планет солнечной системы (отсюда название модели − планетарная). Датский физик Н.Бор в 1913 году внёс в планетарную модель атома Резерфорда квантовые представления и объяснил происхождение линейчатых спектров атомов, сформулировав 2 постулата. Основываясь на положении квантовой теории света о прерывистой, дискретной природе излучения сделал вывод, что энергия электронов в атоме не может меняться непрерывно, а изменяется скачками, т.е. дискретно. Иначе говоря, энергетические состояния электронов в атоме квантованы.
Строение ядра: Атом − электронейтральная микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.Ядра атомов состоят из 2-х типов частиц - протонов и нейтронов (нуклонов).Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов (заряд ядра) Z и нейтронов N A = Z + N
Заряд
ядра определяет число электронов,
находящихся вокруг ядра, совпадает с
порядковым номером (атомным номером).
В обозначении элемента указывают
массовое число и количество протонов,
,
например
.
Изотопы
−
атомы с
одинаковыми значениями Z,
но различными А и N, например
Изобары
− атомы с одинаковыми значениями А, но
различными Z и N, например
.
5. В 1924 году французский физик Луи де Бройль предположил, что двойственная, корпускулярно-волновая природа свойственна не только фотонам, но и любым другим материальным телам. Математический дуализм волна-частица выражается уравнением Луи де Бройля :
г
деλ
−
длина волны, h
– постоянная Планка
(6,63·10 -34
Дж/с), m
− масса частицы, v
− скорость частицы
Уравнение легко выводится, если в уравнение Планка E = h·υ (υ - частота) подставить значение E из уравнения Эйнштейна Е = m ·с 2
m · c 2 = h · υ , υ = c/ λ , m · c 2 = h · с/λ , m · c 2 = h /λ , λ = h /m·с, заменив с – (скорость фотона) на скорость любой микрочастицы v , получим:
λ = h / m · v
Принцип
неопределённости Гейзенберга (1927):
невозможно
одновременно точно измерить скорость
и положение (координаты) электрона.ΔX
·
ΔV
x
·
m
≥
h
/ 2
π
Где
x
и
=ΔV x ·m
- неопределенности в измерении координаты
и импульса. Электронное
облако
− это
квантовомеханическая модель электрона
в атоме. Орбиталь
− это та
часть пространства атома, где наиболее
вероятно нахождение электрона в атоме.
6. Существуя в трёхмерном пространстве, электрон имеет 3 степени свободы. Квант − наименьшая, неделимая порция энергии. Их значения указывают местонахождение электрона в атоме − его наиболее вероятный «адрес». 3 квантовых числа вычислены для атома водорода при решении уравнения Шрёдингера.
1. Главное n
2. Орбитальное ℓ
3. Магнитное m ℓ
1)Главное квантовое число n характеризует энергетический уровень, или общий запас энергии электрона, а также размеры электронного облака. Для реально существующих атомов n может иметь значения целых чисел от 1 до 7, соответственно номеру периода, в котором находится элемент. С увеличением n возрастают энергия электрона и размер электронного облака.
2) Орбитальное или побочное квантовое число ℓ характеризует энергетический подуровень и форму электронного облака. В пределах уровня электроны распределяются по подуровням. Значения ℓ связаны со значением n и принимают число значений, равное n. ℓ изменяется от 0 до n-1
3) Магнитное квантовое число m l определяет ориентацию электронного облака в пространстве, связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от – l до + l через 0.
4) Спиновое квантовое число m s характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси. Может принимать всего 2 значения +½ и –½, которые отличаются как и остальные квантовые числа, на единицу.
7. Распределение электронов в атоме, находящемся в основном состоянии определяется зарядом ядра. При этом электроны размещаются согласно принципу наименьшей энергии : каждый электрон в атоме занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией. Принцип исключения Паули − в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырёх квантовых чисел. правило Хунда : в пределах подуровня электроны заполняют наибольшее число орбиталей, в связи с чем сумма их спиновых чисел должна быть максимальной. Ёмкость энергетического уровня (число электронов в уровне):N n = 2 n 2 .Число электронов в подуровне N l = 2 (2ℓ + 1 ). Валентность определяется числом неспареных электронов. Правило Клечковского: АО заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы n + l, а при одинаковых значениях этой суммы − в порядке последовательного возрастания главного квантового числа n. Промотирование- разъединение спаренных электронов.
8 . Формулировка ПЗ : св-ва элементов, а так же формы и св-ва соединений элементов находятся а периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.Строение электронных оболочек атомов объясняет расположение атомов в 7 периодах. Период - ряд элементов, начинающийся с активного щелочного Ме и завершающийся благородным газом. Первые 3 периода наз. Малыми(содержат соответственно 2, 8 и 8 элементов), которые наз. Типическими. Остальные периоды (с4 по7)наз. Большими, которые могут быть записаны в 2 ряда (четный и нечетный), поэтому возможны 2 варианта ПС. 4 и 5 содержат вставные декады элементов. Недостатки: нарушен принцип непрерывности, искусственно объединены в группу 7гр., вынесены за пределы табл. (лантаноиды и актиноиды) Группа - последовательность атомов по возрастанию заряда ядра, обладающих однотипным электронным строением. подгруппы - главные (или подгруппы A), начинающиеся с элементов первого и второго периодов, и побочные (подгруппы В), содержащие d-элементы. Кайносимметричные орбитали - орбитали, которые появляются впервые.
9. элементы, атомы которых завершают заполнение своей электронной оболочки на 5-подуровне внешнего уровня наз. S-элементы(1А и 2Агр., Н и Не). При дальнейшем увеличении заряда ядра начинает заполняться р-подуровень внешнего уровня. Элементы, атомы которого завершают заполнение своей электронной оболчки на р-подуровне внешнего уровня наз. Р-элементы (3А-8А гр.). физ. смысл ПЗ:при последовательном увеличении зарядов ядер периодически проявляется конфигурация электронных оболочек и, как следствие, периодически проявляются хим. Св-ва элемента. В ПС проявляется: вторичная периодичность- немонотонность в изменении св-в в подгруппе, внутренняя периодичность- немонотонность в изменении св-в элемента (в периодах) в горизонтальныз рядах р, д, ф-элементов горизонтальная аналогия- следствие внутренней периодичности, диагональная аналогия- сходство элементов расположенных по диагонали. Граница Цинтля- вертикальная граница между элементами 3А и 4А гр., слева от которой распологаются элементы с дефицитом валентных электронов, а справа- с избытком. Хим. Элемент-совокупность атомов 1 вида. Атомный радиус химического элемента зависит от координационного числа. Увеличение координационного числа всегда сопровождается увеличением межатомных расстояний. При этом относительная разность значений атомных радиусов, соответствующих двум разным координационным числам, не зависит от типа химической связи (при условии, что тип связи в структурах со сравниваемыми координационными числами одинаков). Изменение атомных радиусов с изменением координационного числа существенно сказывается на величине объемных изменений при полиморфных превращениях. Ионные радиусы в веществах с ионной связью не могут быть определены как полусумма расстояний между ближайшими ионами. Как правило, размеры катионов и анионов резко различаются. Кроме того, симметрия ионов отличается от сферической. Эффективный радиус иона зависит от заполненности электронных оболочек, но он не равен радиусу наружной орбиты. Для определения эффективного радиуса представляют атомы (ионы) в структуре кристалла как соприкасающиеся жесткие шары, так что расстояние между их центрами равно сумме радиусов. Атомные и ионные радиусы определены экспериментально по рентгеновским измерениям межатомных расстояний и вычислены теоретически на основе квантово-механических представлений. Орбитальный радиус – радиус электронных облаков внешнего электронного слоя. Атомные радиусы - характеристики, позволяющие приближенно оценивать межатомные (межъядерные) расстояния в молекулах и кристаллах. Энергия ионизации Е - энергия необходимая для отрыва наименее связанного электрона от атома с образованием соответствующего катиона. Потенциал ионизации I - наименьшее напряжение поля, при котором происходит ионизация атомов(численно равен энергии ионизации). По периоду энергия ионизации увеличивается, а по группе уменьшается, но не монотонно. Сходство к электрону F - энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. энергия процесса, при котором образуется анион. Наибольшим сродством к электрону характеризуется р-элементами 7гр. (галогены) т.к. на внешнем уровне находятся благородные газы. Электроотрицательность- способность атомов в молекулах или кристаллах притягивать электрон(ЭО=(I+F)/2). По периоду ЭО нарастает, а по группе убывает. Слева направо по периоду у элементов происходит ослабление метал. Св-в и усиление неметалл., основные св-ва оксидов ослабевают, а кислотные- возрастают. По главным гр. Метал. Св-ва элемента ослабевают, а метал.- усиливаются. если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными с.о., то чем выше с.о. элемента в оксиде, тем выше его кисл. Св.. ближе к нижнему левому углу метал.-увелич. Основность гидрокс. И оксидов, а верхний правый угол- увел. Кислотные св. оксидов и гидроксидов.
10. ковалентная х.с - х.с., осуществляемая электронными парами. Связь, образованная общей электронной парой в равной мере принадлежит двум одинаковым атомам наз. Ковал. Неполярной , а разными- ковал. Полярной. Для образования донорно-акцепторной связи оба электрона предоставляет один из атомов - донор. Второй из атомов, участвующий в образовании связи, называется акцептором. В образовавшейся молекуле формальный заряд донора увеличивается на единицу, а формальный заряд акцептора уменьшается на единицу. При использовании обменного механизма образование связи рассматривается как результат спаривания спинов свободных электронов атомов. При этом осуществляется перекрывание двух атомных орбиталей соседних атомов, каждая из которых занята одним электроном. Таким образом, каждый из связываемых атомов выделяет для обобществления пары по электрону, как бы обмениваясь ими. Дативный при осуществлении связи донором и акцептором является атом одного и того же элемента.
11. ковалентная х.с - х.с., осуществляемая электронными парами. Связь, образованная общей электронной парой в равной мере принадлежит двум одинаковым атомам наз. Ковал. Неполярной , а разными- ковал. Полярной. св-ва ковал. связи: Насыщаемость- способность атомов образовывать ограниченное число ковал. связей. Направленность ковал. связи обусловлена тем, что перекрывание валентных электронных облаков возможно только при их определенной взаимной ориентации, что обуславливает пространственную форму молекул. Полярная (несимметричная) ковалентная связь – связь между атомами с различной электроотрицательностью и несимметричным распределением общей электронной пары. Электронная плотность такой связи смещена в сторону более электроотрицательного атома, что приводит к появлению на нем частичного отрицательного заряда δ– (дельта минус), а на менее электроотрицательном атоме – частичного положительного заряда δ+ (дельта плюс). Чем больше различие в электроотрицательности связываемых атомов, тем выше полярность связи и больше ее дипольный момент. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения, увеличивая прочность связи. Полярность связей влияет на химические и физические свойства соединений. От полярности связи зависит механизм реакции и даже реакционная способность соседних связей. Полярность связей может привести к полярности молекул и, таким образом, повлиять на физические свойства вещества (температуры плавления и кипения, растворимость).
12. Гибридизация орбиталей - гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. sp-гибридизация : Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.