В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 9

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

 

М(Ме) = М(/m Me) =                              ~6;2'46 = 23 г/моль.

6,8 - 5,52

Враховуючи хімічні властивості нітратів металів, можна припустити, що цим металом є натрій.

Закон еквівалентів широко використовується в стехіометричних розрахунках. При цьому часто навіть немає необхідності записувати рівняння реакцій, що значно спрощує численні розрахунки.

Приклад 4.6. На відновлення 1,80 г оксиду металу витрачено 877 мл водню (н.у.). Обчислите молярні маси еквівалентів оксиду і металу.

Розв'язання. На підставі закону еквівалентів і враховуючи, що відомі маса одного реагенту і об'єм іншого, застосовуємо рівняння (4.23):

m VH

оксид _____  H2

^оксид ^Vm (/H2 ^ H2)

M (/.«ид оксид)" Vm (■ H2)

 

m

VH2

звідки     M (/ксид  ^ оксид)Оскільки, кожен із атомів Гідрогену при з'єднанні з Оксигеном проявляє   валентність,   що   дорівнює   одиниці,   то   = 1/(1 ■ 2) = 1/2 і

Vm (/H2 H2) = (1/2) ■ 22,4 = 11,2 л/моль. Знаходимо молярну масу еквіваленту

оксиду:

1,80 ■11,2

M(/оксид оксид) =                      = 22,99 г/моль

 

Молярну масу еквівалента металу знаходимо як різницю між знайденою молярною масою еквівалента оксиду (22,99 г/моль) і молярною масою еквівалента Оксигену, яка, як відомо, в оксиді дорівнює 8 г/моль. Отже, молярна маса еквівалента металу:

M(■ Me) = M(/оксид оксид) - M (/o O) = 22,99 - 8,00 = 14,99 г/моль

Якби за умовами завдання був відомий ступінь окиснення металу в оксиді, то за рівнянням (4.11) можна було б знайти молярну масу атома металу:  M(Me) = валентність M(/Me Me). Перевіряючи можливі атомні

маси металів, прийдемо до висновку, що /Me = 1/3 і металом є скандій. Таким чином можна встановити природу металу.

Приклад 4.7. 2,45 г ортофосфорної кислоти Н3РО4 вступили в реакцию з 2,00 г гідроксиду натрію. Визначить молярну масу еквівалента кислоти і її основність в даній реакції. Яка сіль утворюється?

Розв язання. Відповідно до закону еквівалентів (рівняння (4.21)):

m(H3PO4)      = m(NaOH)

M(/H3PO4 H3PO4) = M(/n NaOH)

звідки:

M (/hpo   H3PO4) = m(H3PO4) ^ M (/NaOH ~ NaOH) = 2,45 ^ V1 ^ 40 = 49 г/моль

v H3PO4    3    4J                           m(NaOH) 2,00

 

Відповідно до рівняння (4.13):   M(/A A) = —M(A) знаходимо

основність

основність кислоти:

.           M(H3PO4)        98 2
основність =----------- —3---- —---- = — = 2 .

M(/H3PO4 H3PO4) 49

 

Це означає, що із трьох іонів Гідрогену в молекулі Н3РО4 в реакцію з гідроксидом натрію вступають два іони. Отже, утворюється кисла сіль -гідроортофосфат натрію Na2HPO4.5. ЕЛЕКТРОННА СТРУКТУРА АТОМА

 

Основні поняття і закони: атом, електрон, ядро, протон, нейтрон; заряд ядра; квантові числа електронів в атомі; орбіталь, електронна оболонка, енергетичний рівень і підрівень; принцип Паулі, правило Хунда; правило Клечковського, валентна оболонка; електронні сімейства елементів; електронна формула атома (іона); основний і збуджений стан атома.

Перелік умінь: визначати значення квантових чисел електронів на атомних орбіталях; визначати електронні сімейства елементів; складати повні і скорочені електронні формули атомів і іонів в основному і збудженому станах; зображати графічні схеми електронної структури атома, рівня, підрівня.

Згідно сучасним уявленням атом складається з позитивно зарядженого ядра, оточеного негативно зарядженими електронами. Електрони утримуються навколо ядра силами електричного тяжіння. В ядрі сили ядерної взаємодії утримують разом протони, кожен з яких несе один позитивний елементарний заряд, і електрично нейтральні нейтрони. Заряд ядра дорівнює (в одиницях елементарного заряду) числу протонів в ядрі і, відповідно, числу електронів у нейтральному атомі. Заряд ядра визначає порядковий номер елементу в періодичній системі і тим самим - його хімічну індивідуальність.

Маси (m) і заряди (q) частинок, що складають атом: протонів p, нейтронів n і електронів ё характеризуються наступними даними:

mp ~ mn ~ 1/ЛА = 1/6,02 1023 = 1,67 10-24 г = 1,67 10-27 кг

m-e ~ (1/1840)-mp = 9,110-28 г = 9,110-31 кг

qn = 0; |qp| = jqj = F/Na = 96500/6,02-1023 = 1,60-10-19 Кл, де Na = 6,02-1023 моль-1 - число Авогадро; F = 96500 Кл/моль - число Фарадея (заряд одного моля елементарних зарядів, наприклад, електронів або протонів).

Розмір атома за порядком величини дорівнює 1А (одному ангстрему) 1А = 0,1 нм = 10-10 м = 10-8 см. Розмір ядра приблизно в 105 разів менший за розмір атому, проте в ньому зосереджено понад 99,95% всієї маси атома.

Стан електрону в атомі підкоряється законам квантової механіки і повністю визначається його хвилевою функцією \|/. Для квантовомеханічної частинки неможливо одночасно точно вказати значення координат в просторі і швидкості, для неї втрачає сенс поняття траєкторії руху. Наочно (хоча і неточно, умовно) електрон в атомі можна представити як електронну хмару, що займає деякий об'єм простору навколо ядра.

Стани електрону в атомі (як і будь-якої частинки, що займає обмежену частину простору) квантовані. Це означає, що такі динамічні параметри як енергія, імпульс (кількість руху), момент імпульсу можуть змінюватися не безперервно, а деякими порціями, скачками. Вони приймають не безперервний, а дискретний ряд чисельних значень. Тому різні стани електрону в атомі можна перенумерувати і охарактеризувати певними значеннями квантових чисел n, l, mi і ms.

Особливу увагу слід приділити фізичному розумінню і можливим значенням квантових чисел (табл.5.1).

Таблиця 5.1

Основні властивості квантових чисел електрона в атомі

 

Квантове число

Можливе значення

Число значень

Фізичний сенс (що визначає квантове число)

Головне n

1, 2, 3, 4, 5...

oo

Енергія електрона на даному рівні. Середня відстань електрона від атомного ядра (розмір електронної хмари). Порядковий номер енергетичного рівня (електронної оболонки, шара)

Орбітальне (побічне) l

0, 1, 2...(n-1) позначення літерами: l = 0  1 2 3

s p d f

n

Орбітальний момент імпульсу і магнітний момент електрона. Енергія електрона на підрівні даного рівня багатоелектронного атома. Форма орбіталі. Енергетичний підрівень.

Магнітне

mi

Ч..А...+ i

(2l + 1)

Проекція орбітального моменту на виділений напрям. Просторова орієнтація орбіталі (електронної хмари).

Спінове

ms

-1/2 і +1/2

2

Власний момент імпульсу і магнітний момент електрону (один з двох можливих способів «обертання» електрона).

Зверніть увагу, що можливі значення l і mi залежать від обраного значення «попереднього» квантового числа, тобто залежать від n для l і від l

для ml.

Кожний дозволений стан електрона в атомі характеризується певним набором всіх чотирьох квантових чисел.

Кожне значення головного квантового числа n визначає енергетичний рівень. Сукупність електронів, що характеризуються одним і тим же значенням n, називають також електронною оболонкою або електронним шаром.

Припустимі набори перших двох квантових чисел n і l визначають підрівень даного рівня. Для позначення підрівня наводять чисельне значення n і позначене літерою значення l. Наприклад 5s, 2p, 3d, 4f і так далі. (Які значення l відповідають кожному із вказаних підрівнів?) На графічних схемах атомні орбіталі підрівня розташовуються поряд горизонтально. Цим підкреслюють, що енергія таких орбіталей однакова (за відсутністю зовнішніх електричних і магнітних полів). Наприклад: 3d І І І І І .

Припустимі набори перших трьох квантових чисел n, l і ml визначають атомну орбіталь електрона: вони характеризують відповідно розмір, форму і просторову орієнтацію орбіталі. На графічних схемах кожна орбіталь позначається умовно так: П (квантова комірка).

Запам'ятайте позначення підрівнів літерами. Атомні орбіталі на підрівнях, яким відповідають значення l, що дорівнюють 0, 1, 2 і 3, також називаються відповідно s-, p-, d- і f- орбіталями.

Заповнення орбіталей в багатоелектронних атомах регулюється двома основними принципами: принципом Паулі і принципом найменшої енергії.

Принцип Паулі - фундаментальний закон природи, який полягає в тому, що у даній системі дві тотожні квантовомеханічні частинки з напівцілим спіном не можуть одночасно знаходитися в одному і тому ж квантовому стані.

За принципом Паулі в атомі не може бути двох електронів, що характеризуються однаковим набором всіх чотирьох квантових чисел. Звідси випливає, що допускаються лише наступні чотири можливості заповнення кожної окремої орбіталі: П(вільна орбіталь), Е , GJ (орбіталі, зайняті одним електроном з різною орієнтацією спіну) і (орбіталь, що зайнята парою електронів з протилежними спінами). На схемах електрони показують стрілками, розрізняючи дві можливі орієнтації їх спінів: ms = +1/2 і ms = -1/2.За принципом найменшої енергії електрони в незбуджених (тобто стабільних, стаціонарних) станах займають ті вільні орбіталі, на яких їх енергія найменша. В багатоелектронних атомах порядок зростання енергії і, отже, порядок послідовного заповнення електронами різних рівнів і підрівнів визначається правилами Клечковського, які враховують залежність енергії орбіталі від значень як головного (n), так і орбітального (l) квантових чисел. Згідно цим правилам, енергія атомних орбіталей зростає в порядку збільшення суми (n + l), а при однакових значеннях цієї суми - в порядку послідовного збільшення головного квантового числа n.

Порядок заповнення електронами орбіталей одного і того ж підрівня (при сталих значеннях n і l) визначається правилом максимального сумарного спіну Хунда. За цим правилом вільні орбіталі підрівня заповнюються електронами спочатку поодинці і при однаковій орієнтації їх спінів.

Приклад 5.1. Які з наведених позначень підрівнів не відповідають можливим станам електрона в атомі і чому: а) 6s; б) 3d; в) 3f; г) 1942p; д) 2d; е) 1p?

Розв'язання. У позначенні підрівня цифра вказує значення головного квантового числа n, а літері відповідає певне значення орбітального квантового числа l. Потрібно врахувати, що можливі значення l не довільні, а визначаються заданим значенням n: вони не можуть бути більше, ніж (n_1). Тому позначення підрівнів 3f (n = 3, l = 3), 2d (n = 2, l = 2) і 1p (n = 1, l = 1) не відповідають можливим станам електрона в атомі. Підрівень 1942p (n = 1942, l = 1) існує. В реальних атомах орбіталі рівня з таким високим значенням n вільні в основному стані, але в принципі можуть бути заповнені при збудженні атому.

Приклад 5.2. Скільки різних орієнтацій мають d-орбіталі?

Розв'язання. Орієнтація орбіталей визначається значенням магнітного квантового числа ml, а кількість різних значень ml залежить від величини l і дорівнює (2l + 1) - табл.5.1. Для d-орбіталей l = 2 і можливі такі значення ml: -2, -1, 0, +1, +2; всього їх (2-2+1) = 5. Отже, d-орбіталі мають 5 різних просторових орієнтацій.

Контрольні питання. Чи можуть орбіталі одного і того ж підрівня бути однаково орієнтовані в просторі? Чим відрізняються одна від одної орбіталі 3s і 5s? Чи однакові їх розміри? Чим відрізняються між собою орбіталі 4s і 4p?Приклад 5.3. Складіть графічну схему орбіталей четвертого рівня. Скільки всього орбіталей містить цей рівень?

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах