2015-10-22
5235
Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Ядро образуют протоны и нейтроны (нуклоны), электронную оболочку – электроны, движущиеся вокруг ядра. Число электронов (Ne) в атоме равно числу протонов в ядре (Np), которое в свою очередь равно заряду ядра (Z) – порядковому номеру элемента в периодической системе. Число нейтронов (Nn) определяется как разность массового
числа атома (А) и заряда ядра.
Ne= Np= Z
Nn= A – Z
Разновидность атомов с определенным значением Z и А называется нуклидом. Для обозначения нуклидов используют символ элемента, к которому присоединяют значения массового числа. При этом слева
Нуклиды одного и того же элемента, то есть атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число (одинаковое число протонов и разное число нейтронов в ядре), называют изотопами. Нуклиды различных элементов (разное число протонов в ядре) с одинаковым значением массового числа называют изобарами. Нуклиды различных элементов с одинаковым число нейтронов в ядре называют изотонами.
|
|
|
Электроны в электронной оболочке распределены по атомным орбиталям (АО), которые объединяются в энергетические подуровни, подуровни – в уровни.
Графически АО изображают в виде квантовых ячеек (клеточек cили черточек —), а электроны изображают стрелками:
Каждая АО характеризуется набором трех квантовых чисел, четвертое квантовое число описывает собственное движение электронов. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, форма и пространственное расположение которых представлено на рис. 1.
Распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и атомным орбиталям происходит в соответствии с принципом Паули, принципом минимальной энергии, правилом Хунда и правилами Клечковского.
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре
квантовых числа были бы одинаковы.
Принцип минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии из незанятых состояний.
Правила Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на атомных орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l); при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n.
Правило Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным (по модулю).
|
|
|
Последовательность заполнения энергетических подуровней (в порядке возрастания энергии):
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s» 3d < 4p < 5s» 4d < 5p < 6s < 4f» 5d < 6р < 7s < 5f» 6d < 7 p
Рис. 1. s, p, и d-орбитали
Таблица 1
Квантовые числа
| Название | Обозна чение | Возможные значения | Число значений | Что определяет | Примечание |
| Главное | n | 0, 1, 2, 3... ¥ | ¥ | Энергетический уровень | Максимальное число электронов на уровне равно 2n2 |
| Орбитальное | l | 0, 1, 2, 3,... (n-1) | ¥ | Энергетический подуровень: s (l = 0), p (l = 1), d (l =2 ), f (l = 3); форма АО | Максимальное число электронов на подуровне равно 2(2 l + 1) |
| Магнитное | ml | - l... 0...+ l | 2 l + 1 | Пространственная ориентация АО | Число АО на подуровне равно 2 l + 1 |
| Спиновое | ms | +½, -½ | Собственный момент вращения электрона | На одной АО может находиться не более двух электронов |
Пример 1. Напишите электронные конфигурации следующих элементов: N, Si, Fе, Кr, Те, W.
Решение. Энергия атомных орбиталей увеличивается в следующем порядке:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.
На каждой s-оболочке (одна орбиталь) может находиться не более двух электронов, на p-оболочке (три орбитали) — не более шести, на d-оболочке (пять орбиталей) — не более 10 и на f-оболочке (семь орбиталей) — не более 14.
В основном состоянии атома электроны занимают орбитали с наименьшей энергией. Число электронов равно заряду ядра (атом в целом нейтрален) и порядковому номеру элемента. Например, в атоме азота — 7 электронов, два из которых находятся на 1s-орбитали, два — на 2s-орбитали, и оставшиеся три электрона — на 2p-орбиталях. Электронная конфигурация атома азота:
+7N: 1s22s22p3. Электронные конфигурации остальных элементов:
+14Si: 1s22s22p63s23p2,
+26Fе: 1s22s22p63s23p64s23d6,
+36Кr: 1s22s22p63s23p64s23d103p6,
+52Те: 1s22s22p63s23p64s23d103p65s24d105p4,
+74Те: 1s22s22p63s23p64s23d103p65s24d105p66s24f145d4.
Пример 2. Напишите электронную конфигурацию атома неона в первом возбужденном состоянии.
Решение. Электронная конфигурация атома неона в основном состоянии – 1s22s22p6. Первое возбужденное состояние получается при переходе одного электрона с высшей занятой орбитам (2р) на низшую свободную орбиталь (3s). Электронная кон фигурация атома неона в первом возбужденном состоянии – 1s22s22p53s1.
ПРИМЕР 3. Определите число протонов, нейтронов и электронов в атомах 15O, 13C, 13N, 14N, 19F. Укажите изотопы, изобары и изотоны.
Решение: Число электронов в атоме равно числу протонов и равно заряду ядра (порядковому номеру элемента): Ne = Np= Z. Число нейтронов определяется по формуле Nn= A – Z, где А – массовое число. Результаты решения представлены ниже
15О Z=8 A=15 Np=8 Ne=8 Nn=7
13C Z=6 A=13 Np=6 Ne=6 Nn=7
13N Z=7 A=13 Np=7 Ne=7 Nn=6
14N Z=7 A=14 Np=7 Ne=7 Nn=7
19F Z=9 A=19 Np=9 Ne=9 Nn=10
Изотопами являются нуклиды с одинаковым числом протонов (13N,14N), изотонами – с одинаковым числом нейтронов (15O, 13C, 13N), изобарами – с одинаковым массовым числом (13C, 13N).
Пример 4. Укажите степени окисления всех атомов в молекуле H2SO4.
Решение. Степени окисления водорода и кислорода уже известны: H(+1) и O(-2). Составляем уравнение для определения степени окисления серы: 2*(+1) + х + 4*(-2) = 0. Решая данное уравнение, находим: х = +6. Ответ: H+12S+6O-24.
Задания по теме 2
41-50. Опишите электронную конфигурацию атомов. Определите возможные степени окисления каждого атома.
| № | ||||||||||
| атом | Si, Ti | P, V | S, Cr | Cl, Mn | K, Cu | Ca, Zn | Al, Sc | As, Nb | Se, Mo | Br, Tc |
51-60. Составьте электронные формулы (формулы Льюиса) для веществ.
| № | ||||||||||
| вещества | N2 и NH3 | O2 и H2S | Cl2 и HCl | F2и Н2О | Р4 и PN | H2и РН3 | I2и CCl4 | Na2и Na2S | CO и СО2 | SO2и SO3 |
61-70. Используя правила В.Клечковского, рассчитайте, какой подуровень заполняется раньше:
| № | ||||||||||
| подуровни | 3р, 4s | 3d, 4p | 5d, 4p | 4f, 5s | 4d, 5s | 6s, 4f | 5d, 6s | 4f, 5p | 5p, 6d | 7s, 6p |
71-80. По распределению валентных электронов определите, какой это элемент, укажите его символ и напишите полную электронную формулу.
|
|
|
| № | ||||||||||
| Валентные электроны | 3d3, 4s2 | 3d5, 4s2 | 3d7, 4s2 | 4d2, 5s2 | 4d4, 5s2 | 4d6, 5s2 | 4d8, 5s2 | 4d10, 5s2 | 4d2, 5s2,5p3 | 4d2, 5s2,5p6 |
Строение вещества.
Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).
Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.
Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, ион-дипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.
Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов) она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы); электроотрицательность таких атомов также сильно отличается. Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая.
Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):
По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на
|
|
|
· простые (одинарные) - одна пара электронов,
· двойные - две пары электронов,
· тройные - три пары электронов.
Двойные и тройные связи называются кратными связями.
По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная связь делится на неполярную и полярную. Неполярная связь образуется между одинаковыми атомами, полярная - между разными.
Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары.
Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются 
+ и -,например: 
.
По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на 
связь и 
связь.
Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой, соединяющей ядра атомов),
связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).
Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью.
Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.
Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при образовании атомом ковалентных связей.
Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp -, sp 2 и sp 3-гибридизация. Например:
sp -гибридизация - в молекулах C2H2, BeH2, CO2 (линейное строение);
sp 2-гибридизация - в молекулах C2H4, C6H6, BF3 (плоская треугольная форма);
sp 3-гибридизация - в молекулах CCl4, SiH4, CH4 (тетраэдрическая форма); NH3(пирамидальная форма); H2O (уголковая форма).
Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr2, Ca2Cu, Cu5Zn8 и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов.
Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных связей:
H—O—H ··· OH2, H—O—H ··· NH3, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.
Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов, нуклеиновых кислот, белков и др. Мерой прочности любой связи является энергия связи.
Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.
Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на порядок меньше.
Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.
Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и больше их заряд, тем больше энергия связи.
Пример 1. В аммиаке и хлориде бария химическая связь соответственно
1) ионная и ковалентная полярная
2) ковалентная полярная и ионная
3) ковалентная неполярная и металлическая
4) ковалентная неполярная и ионная
Решение: вариант ответа – 2. В аммиаке NH3 связь ковалентная полярная, так как молекула образована разными атомами: атомами водорода и атомом азота. В хлориде бария связь ионная (катион Ва2+ и анион Cl-)
Пример 2. Веществами с неполярной ковалентной связью являются
1) вода и алмаз
2) водород и хлор
3) медь и азот
4) бром и метан
Решение: вариант ответа 2. Водород и хлор – вещества с неполярной ковалентной связью, так как их молекулы образованы атомами одного химического элемента.
Пример 3. В молекуле какого вещества химические связи наиболее прочные?
1)СF4
2)CCl4
3)CBr4
4)CI4
Решение: вариант ответа 1. В фториде углерода связь самая прочная, так как фтор является самым активным неметаллом, а значит связь сильно полярная.
Пример 4. Определите число пи и сигма связей в хлорметане.
Решение: Вспомним следующие формулы
Σ = S + D + T
Π = D + 2*T
, где Σ - число сигма-связей
Π - число пи-связей
S - число одинарных связей
D - число двойных связей
T - число тройных связей.
Хлорметан СН3Сl – четыре одинарных связи, значит число сигма связей в нём равно 4.
Задания по теме 3
81-90. Укажите тип связи в молекулах веществ, используя шкалу электроотрицательностей элементов.
| № | Вещества | № | Вещества |
| Хлор, хлорид натрия, хлорид алюминия | Натрий, хлорид натрия, хлор | ||
| Кислород, оксид серы(II), оксид натрия | Железо, оксид железа(II), кислород | ||
| Азот, аммиак, нитрид натрия | Оксид углерода, оксид кремния, оксид олова | ||
| Сера, сероводород, сульфид цинка | Фосфор, фосфин, фосфид калия | ||
| Йод, иодоводород, иодид калия | Фторид кислорода, фторид углерода, фторид натрия |
91-95. Дайте определение и краткую характеристику механизма образования связи, приведите два примера веществ с данным типом связи.
| № | Вид связи |
| Ковалентная неполярная | |
| Ковалентная полярная | |
| Ковалентная донорно-акцепторная | |
| Ионная | |
| Металлическая | |
| Атомная |
96-120. Определите число σ- и π-связей в молекулах соединений.
| № | Соединения | № | Соединения |
| H2SO4, С2Н6 | NaCrO2, НСОН | ||
| HNO3, С2Н4 | Na2CrO4, НСООН | ||
| NaOH, С2Н2 | H3РO3, СН3СОН | ||
| FeS, С3Н8 | H3AsO4, СН3СООН | ||
| Cl2O5, С3Н6 | H3РO4, С2Н5ОН | ||
| SO3, С3Н4 | Н2СО3, СН3ОН | ||
| AlCl3, С4Н10 | H2S, С6Н14 | ||
| MgO, С4Н8 | PN,С6Н12 | ||
| KMnO4, С4Н6 | СF4, С6Н10 | ||
| NO, С5Н12 | OF2, С4Н9ОН | ||
| Na2SO4, С5Н10 | СаС2,С4Н9СОН | ||
| H3AsO3, С5Н8 | ZnS, С4Н9СООН |
4. Вода. Растворы. Электролитическая диссоциация.
Концентрация — величина, характеризующая количественный состав раствора.
1 Вычисление молярной концентрации раствора.
Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности».
Пример 1: определить, какова молярная концентрация раствора 71 грамма сульфата натрия, содержащегося в 450 миллилитрах раствора
Решение: М (Na2SO4)=142 г/моль
n (Na2SO4)= m (Na2SO4)/ М (Na2SO4)= 0,5 моля
Если бы 71 грамм сульфата натрия содержался в 1000 мл раствора, то это был бы 0,5 молярный раствор. Но у вас 450 миллилитров, следовательно, надо сделать перерасчет:
0,5 * 1000 / 450 = 1,111 или округленно 1,1 молярный раствор. Задача решена.
2 Вычисление нормальной концентрации вещества
Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов). Для записи концентрации таких растворов используют сокращения «н» или «N». Например, раствор содержащий 0,1 моль-экв/л, называют децинормальным и записывают как 0,1 н.
Пример 2: Вычислите, какая масса серной кислоты содержалась в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 25 см30,2 н раствора гидроксида натрия.
Мэк(H SO4) = M(H2SO4) / 2 = 98/2 = 49 г/моль
Тогда масса серной кислоты в растворе будет равна:
m(H SO4) = 0,05*49 = 2,45 г.
3 Вычисление моляльной концентрации вещества
Моляльность вещества В в растворе (с m (B), моль/кг =Мн) равна отношению количества растворенного вещества В (nB) к массе растворителя (ms):
СВ=n(B)/Vp= m(B)/ (MB*Vp)
Пример 3. Вычислить моляльность (с m, Мн) H2SO4в растворе, полученном при растворении 49 г кислоты в 500 мл воды, если его плотность составляет 1,058 г/см3.
Решение: М(Н2SO4)=98 г/моль
cm (H2SO4)= 49/ (98*0.5)=1 моль/кг=1Мн
4 Вычисление массовой доли растворённого вещества
Массовая доля (w B) растворенного вещества B равна отношению массы растворенного вещества (mB) к массе раствора (mP)
Пример 4: Приготовили раствор из 20г хлорида натрия и 80г воды. Найдите массовые доли вещества в растворе.
Решение. Пусть NaCl – вещество 1, а вода – 2:
Пример 5 Смешаны 100 грамм раствора с массовой долей некоторого вещества 20% и 50 грамм раствора с массовой долей этого вещества 32%. Вычислите массовую долю растворённого вещества во вновь полученном растворе.
Решение:
| 1 раствор | 2 раствор | 3 раствор | |
| Масса раствора | m1=100 г. | m2=50 г. | m3=m1+m2 |
| Массовая доля растворённого вещества % | W1=0,2 | W2=0,32 | W3 |
| Масса растворённого в-ва в растворе | m1w1 | m2w2 | m3w3 |
Р ешим задачу, используя правило смешения:
- m1w1+m2w2=m3w3
- m1w1+m2w2=(m1+m2) w3
- m1w1+m2w2=m1w3+m2w3
- m1w1-m1w3=m2w2-m2w2
- m1(w1-w3)=m2(w3-w2)
- m1/m2=(w3-w2)/(w1-w3)
Отношение массы первого раствора к массе второго равно отношению разности массовых долей смеси и второго раствора к разности массовых долей первого раствора и смеси:
m1/m2=(w3-w2)/(w1-w3)
- 100:50=(w3-0,32):(0,2-w3)
- 100(0,2-w3)=50(w3-0,32)
- 20-100w3=50w3-16
- 20+16=50w3+100w3
- 36=150w3
- W3=0,24
ОТВЕТ: массовая доля растворённого вещества во вновь полученном растворе составляет 24%.
Задания по теме 4
121-130. Вычислите молярную, нормальную и моляльную концентрации вещества в растворе с массовой долей φ, плотностью ρ.
| № | ||||||||||
| Вещество | NaOH | HNO3 | AlCl3 | NaCl | KNO3 | HNO3 | H2SO4 | HCl | FeS | HNO3 |
| φ, % | 18,5 | 20,8 | ||||||||
| ρ, г/см3 | 1,328 | 1,054 | 1,149 | 1,121 | 1,205 | 1,009 | 1,35 | 1,055 | 1,42 | 1,12 |
131-140. Определите массовую долю вещества в растворе (φ3), полученном при смешивании двух растворов массой m1 и m2, с концентрациями вещества φ1 и φ2 соответственно.
| № | ||||||||||
| m1, г | ||||||||||
| φ1, % | ||||||||||
| m2, г | ||||||||||
| φ2, % |
141-150. Какие массы растворов с концентрациями вещества φ1 и φ2(%)потребуются для приготовления раствора массой m3(г) концентрацией φ3(%)?
| № | ||||||||||
| φ1 | ||||||||||
| φ2 | ||||||||||
| m3 | ||||||||||
| φ3 |
151-160. Вычислите массовую долю вещества в растворе, образовавшемся при добавлении воды массой m к раствору массой m1, концентрацией φ1.
| № | ||||||||||
| m, г | ||||||||||
| m1, г | ||||||||||
| φ1, % |
5. Классификация неорганических соединений и их свойства.
Оксидом называется сложное вещество, состоящее из атомов двух и более элементов, один из которых кислород.
Оксиды следует отличать от пероксидов (H2O2, Na2O2), степень окисления кислорода в которых равна 1. Фторид кислорода OF2 также не является оксидом.
Оксиды бывают основными, кислотными, амфотерными и несолеобразующими. Основными оксидами являются оксиды наиболее активных металлов (Na2O, CaO), а также оксиды d-элементов в низших степенях окисления (CrO, FeO). Кислотные оксиды — оксиды неметаллов (SO3, SiO2) а также d-элементов в высших степенях окисления (CrO3, Mn2O7). Типичные амфотерные оксиды ZnO и Al2O3 проявляют свойства, как основных, так и кислотных оксидов. Амфотерными являются также оксиды некоторых d-элементов, в которых они проявляют промежуточные степени окисления (Cr2O3). Несолеобразующими оксидами являются N2O, NO, CO.
Большинство оксидов может быть получено непосредственным окислением соответствующего простого вещества:
2Cu + O2 = 2 CuO
C + O2 = CO2
Гидроксиды принято рассматривать как продукты гидратации оксидов, то есть как продукты присоединения воды. Некоторые гидроксиды можно получить в результате взаимодействия оксида с водой, другие — только косвенным путем.
Основным оксидам соответствуют основания (основные гидроксиды). Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды. Несолеобразующие оксиды гидроксидов не образуют.
Основания взаимодействуют с кислотами и с кислотными оксидами. При этом образуют соли.
Сильные основания — щелочи — в растворе диссоциируют с образованием OH- ионов, которые изменяют окраску индикаторов.
NaOH = Na+ + OH-
Слабые основания не могут создать в растворе значительных концентраций гидроксид-ионов, поэтому их основные свойства проявляются только при взаимодействии с сильными кислотами:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2 H2O
Противоположность основаниям — кислоты. Кислоты взаимодействуют
с основаниями и основными оксидами, давая при этом соли.
Сильные кислоты в водных растворах практически полностью распадаются на ионы, создавая значительные концентрации ионов Н+. Пример — соляная кислота:
HCl = H+ + Cl-
Слабые кислоты в растворе диссоциированы в незначительной степени.
Пример — сероводородная кислота:
H2S = H+ + HS- (I ступень)
HS- = H+ + S2- (II ступень)
Наличие заметных количеств ионов H+ в растворах кислот обнаруживается по изменению окраски индикаторов.
