Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


Основные законы и понятия химии



МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К НАПИСАНИЮ И ОФОРМЛЕНИЮ КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ ПО ХИМИИ

При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования. Решение задач в контрольной работе должны быть четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п.

Контрольная работа должна быть оформлена в соответствие с требованиями:

  • необходимо заполнить ТИТУЛЬНЫЙ ЛИСТ
  • указать номер своей зачетной книжки и номер варианта контрольной работы по двум последним цифрам номера зачетной книжки;
  • необходимо указать номера всех контрольных заданий своего варианта (таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия)
    контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная;
  • номера и условия задач следует переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании;
  • для замечаний рецензента надо оставлять широкие поля;
  • писать следует четко и ясно;
  • в конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания;
  • работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены преподавателю на рецензирование.

    Если контрольная работа не зачтена:
  • ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и представить вместе с незачтенной работой;
  • исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте.

ОБРАЗЕЦ

ТИТУЛЬНЫЙ ЛИСТ

Министерство образования и науки Российской Федерации

САХАЛИНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Факультет природных ресурсов и нефтегазового дела

Кафедра Нефтегазового дела

 

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

по ХИМИИ

 

направление подготовки 131000.62 «Нефтегазовое дело»

 

вариант № _______

 

 

Выполнил:

Студент ____ курса

Зоачной формы обучения

№ зачетной книжки _____________

Проверил:

доцент Я.В. Денисова

Оценка: _________________

 

Южно-Сахалинск 2012

 

 

ХИМИЯ

 

Методические указания, программа, решение

типовых задач и контрольные задания для

студентов заочного обучения технических

направлений и специальностей

 

 


Оглавление

Общие методические указания………………………………………..……………...4

Программа……………………………………………………………..…………..…..5

Литература……………………………………………………….…….………………8

Контрольные задания………………………………………….……………………...9

Таблица вариантов контрольных заданий……………………….…………………83

Приложение…………………………………………………………………………..86

 

 


Общие методические указания

Изучение химии как общеобразовательной дисциплины направлено на расширение кругозора и формирование научного мировоззрения студентов. Кроме того, знание химии необходимо им для последующего усвоения ряда общетехнических и специальных дисциплин, а также для понимания возможностей, предоставляемых химией при решении конкретных технических задач.

В процессе изучения химии студенты получают современное научное представление о веществе как одном из видов материи, о механизмах и способах превращения одних веществ в другие. При этом они должны прочно усвоить основные химические понятия, законы и теории, овладеть методологией химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых явлений.

Основной вид учебных занятий студентов заочного обучения – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается из следующих элементов: посещение лекций; изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; индивидуальные консультации; выполнение контрольной работы; выполнение лабораторных работ и представление отчетов по ним; сдача экзамена по всему курсу.

Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с действующей программой и призвано помочь студентам заочного обучения при самостоятельном изучении курса. Приступая к работе над пособием, студенту рекомендуется внимательно ознакомиться с содержанием программы по каждой теме, после чего приступить к изучению материала по предлагаемым в списке литературы учебникам и учебным пособиям.

Каждый студент должен выполнить контрольную работу. В данном пособии приведено 100 вариантов контрольных заданий. Каждый студент выполняет контрольную работу своего варианта. Номер варианта определяется по двум последним цифрам номера студенческого билета. Например, номер студенческого билета 05040143, две последние цифры 43, им соответствует вариант контрольного задания 43. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия.

К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно проработаны методические указания к решению типовых задач по соответствующей теме, приведенные в данном пособии. При оформлении контрольной работы необходимо придерживаться следующих правил:

– Контрольная работа должна быть выполнена в ученической тетради, на обложке которой необходимо указать ФИО и шифр.

– Работа должна быть написана ручкой разборчиво, без сокращений. На каждой странице следует оставлять поля для замечаний преподавателя.

– К каждой задаче необходимо списать ее условие, а затем дать краткий, но исчерпывающий ответ. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования. В конце работы приводится список использованной литературы, ставится дата и подпись.

– Контрольная работа может быть выполнена на компьютере на листах формата А4.

Получив прорецензированную контрольную работу, следует исправить ошибки с учетом замечаний рецензента. Если контрольная работа не зачтена, она должна быть выполнена повторно в соответствии с указанием преподавателя и представлена на рецензирование вместе с не зачтенной работой.

К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу, проделали лабораторные работы, предусмотренные программой, и представили отчеты по ним.

 

Программа

Настоящая программа по химии составлена в соответствии с Государственными образовательными стандартами высшего профессионального образования по техническим направлениям и соответствует требованиям, предъявляемым к подготовке специалистов технических направлений и специальностей.

Введение

Химии как часть естествознания – наука о веществах и их превращениях. Понятие о материи, веществе и поле. Связь химии с другими науками. Значение химии в формировании мышления, в изучении природы и развитии техники.

Основные законы и понятия химии

Закон сохранения массы и энергии. Стехиометрические законы. Атомные и молекулярные массы. Количество вещества. Молярная масса и молярный объем


вещества. Эквивалент. Молярная масса эквивалентов. Закон эквивалентов.

Строение атома

Основные сведения о строении атома. Состав атомных ядер. Современное понятие о химическом элементе. Электронные оболочки атомов. Двойственная природа электрона. Уравнение де Бройля. Атомная орбиталь. Квантовые числа. Распределение электронов в многоэлектронных атомах. Принцип минимума энергии и правило Клечковского; принцип Паули; правило Хунда. Электронные конфигурации атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.

Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева

Периодический закон и физический смысл периодичности. Структура периодической системы элементов и ее связь с электронным строением атомов. s-, p-, d-, f- элементы. Периодические свойства элементов – энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Их изменение в периодах и группах периодической системы. Окислительно-восстановительные свойства элементов.

Энергетика и направление химических процессов

Тепловые эффекты химических реакций. Экзо- и эндотермические реакции. Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартное состояние вещества. Термохимия. Термохимические законы и уравнения. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия и ее изменение при химических процессах. Энергия Гиббса и направление самопроизвольного протекания химических реакций.

Растворы

Определение и классификация растворов. Растворы электролитов и неэлектролитов. Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионно-молекулярные уравнения. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.

Коррозия и защита металлов

Определение и классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Защита металлов от коррозии – легирование, защитные неметаллические и металлические покрытия, электрохимическая защита. Изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы коррозии.

Электролиз

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Катодные и анодные процессы. Законы электролиза. Выход по току.

 

Примерный перечень лабораторных работ

1. Определение молярной массы эквивалентов металлов.

2. Определение теплоты реакции нейтрализации.

3. Скорость химических реакций.

4. Химическое равновесие.

5. Реакции обмена в растворах электролитов.

6. Гидролиз солей.

7. Окислительно-восстановительные реакции.

8. Коррозия и защита металлов.

9. Электролиз.

10. Химические свойства металлов.

Литература

1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. -728с.

2. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. -558с.

3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. -240с.

4. Задачи и упражнения по общей химии. /Под ред. Н. В. Коровина. М.: Высш. шк., 2003. -255с.

5. Коровин Н. В., Мингулина Э. И., Рыжова Н. Г. Лабораторные работы по химии. – М.: Высш. шк., 2001. -256с.


Контрольные задания

Закон эквивалентов

Эквивалент (Э)– это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Под «реальной частицей» понимают реально существующие соединения (КОН, H2SO4, Н2О), под «условной» – доли этих реальных частиц (½ H2SO4, 1/5KMnO4). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моль эквивалентов называется молярной массой эквивалентов эк) и выражается в г/моль.

Эквивалент (молярная масса эквивалентов) для одного и того же вещества может иметь различные значения в зависимости от того, в какую реакцию это вещество вступает. Эквивалент и Мэк рассчитываются неодинаково для кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций.

Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле:

Мэк ,

где М – молярная масса вещества, nе– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.

Например, в окислительно-восстановительной реакции горения сероводорода 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 степень окисления серы изменяется от –2 (в H2S) до +4 (в SO2). Следовательно, молекула H2S теряет 6 электронов, т. е. одному электрону эквивалентна условная частица 1/6 молекулы H2S.

Э(H2S) = 1/6H2S, а Мэк(H2S) = .

У кислорода степень окисления меняется от 0 (в О2) до –2 (в SO2) и, так как в его молекуле содержится 2 атома, то число принятых электронов будет равно 4. И, таким образом, одному электрону эквивалентна условная частица ¼ молекулы О2.

Э(О2) = ¼ О2, а Мэк 2) = .

Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующихв кислотно-основной реакции, рассчитывается по формуле

Мэк(кислоты, основания)= ,

где М – молярная масса кислоты или основания; n – для кислот – это число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл; n – для оснований – число гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.

Например, в кислотно-основной реакции H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (1) оба иона водорода молекулы H2S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H2S. В этом случае

Э (H2S) = ½ H2S, а Мэк (H2S) = .

В реакции H2S + NaOH = NaHS + H2O (2) в молекуле H2S на металл замещается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквивалентна реальная частица – молекула H2S. В этом случае

Э(H2S) = H2S, а Мэк(H2S) = = 34 г/моль.

Э(NaOH) в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на кислотный остаток замещается одна гидроксильная группа. Мэк(NaOH) = 40 г/моль.

Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле

Мэк(соли)= ,

где М – молярная масса соли; n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c. o.| – абсолютное значение степени окисления иона металла (о степени окисления см. стр. 55). Например, от каждой молекулы Al2(SO4)3 в реакции Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4 участвуют два иона алюминия, степень окисления которого+3. Отсюда,

Мэк[Al2(SO4)3]= = 57 г/моль, Э[Al2(SO4)3] равен 1/6 Al2(SO4)3.


Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле

Мэк(оксида)= ,

где М – молярная масса оксида; n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления катиона или аниона.

В реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2 эквивалент P2O5, образующего два трехзарядных аниона (РО4)3-, равен 1/6 P2O5, а Мэк(P2O5) = г/моль. Эквивалент СаО, дающего один двухзарядный катион ( ) равен ½ СаО, а Мэк (СаО) = = 28 г/моль.

Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой

Мэк (эл-та) = ,

где МА – молярная масса элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисления элемента. Например, молярные массы эквивалентов фосфора в соединениях РН3, Р2О3 и Р2О5 соответственно равны: 31 / 3 = 10, 3 г/моль; 31 / 3 = 10, 3 г/моль; 31 / 5 = 6, 2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равен 1/3 Р, в соединении Р2О51/5 Р.

Нужно также иметь в виду, что молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.

Так, Мэк(РН3) = Мэк(Р) + Мэк(Н) = 10, 3 + 1 = 11 г/моль;

Мэк2О3) = Мэк(Р) + Мэк(О) = 10, 3 + 8 = 18, 3 г/моль;

Мэк2О5) = Мэк(Р) + Мэк(О) = 6, 2 + 8 = 14, 2 г/моль.

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

Поделив массу каждого вещества на молярную массу его эквивалентов, получим число молей эквивалентов (υ ): , или υ 1= υ 2.

Для реакции A + B = C + D должно выполняться соотношение υ ABCD, т.е. число молей эквивалентов участвующих в реакции веществ равны между собой.

Если одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, закон эквивалентов удобно представить в виде

,

где Vэк – объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эквивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ ) в одном моле газа: υ = . Так, М(Н2) = 2 г/моль; Мэк2) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н2 содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) (Т=273 К, р=101, 325 кПа) занимает объем 22, 4 л. Значит, моль водорода займет объем 22, 4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водорода, то объем одного моля эквивалентов водорода равен Vэк2) = 22, 4 / 2 = 11, 2 л. Аналогично, М(О2) = 32 г/моль, Мэк 2) = 8 г/моль. В одном моле молекул кислорода О2 содержится υ = 32 / 8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль эквивалентов кислорода занимает объем Vэк2) = 22, 4 / 4 = 5, 6 л.

 

Примеры решения задач

Пример 1.1. На восстановление 7, 09 г оксида металла со степенью окисления +2 требуется 2, 24 л водорода (н. у.). Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользоваться формулой ,

Напомним, что объем 1 моль эквивалентов водорода равен 11, 2 л (н. у.), тогда

Мэк(ок) = г/моль.

Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид – это соединение ме-

талла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида пред-
ставляет собой сумму Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода).

Отсюда, Мэк (металла) = Мэк (оксида) – Мэк (кислорода) = 35, 45 – 8 = 27, 45 г/моль.

Молярная масса металла определяется из соотношения Мэк(металла) = , отсюда МА = Мэк(металла)× ½ с.о.½ = 27, 45× 2 = 54, 9 г/моль. Таким образом, Мэк(оксида) = 35, 45 г/моль; Мэк (металла) = 27, 45 г/моль; МА(металла) = 54, 9 г/моль.

Пример 1.2. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV). Рассчитайте объемы газов, вступивших в реакцию при н. у.

Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции веществ равны между собой, т.е. υ (О2) = υ (N2) = υ (NO2). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О2 и 4 моль эквивалентов N2.

Азот изменяет степень окисления от 0 (в N2) до +4 (в NО2) и, так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому Мэк(N2)= = =3, 5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV):

28 г/моль N2 – 22, 4 л

3, 5 г/моль N2 х

х = л.

Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N2, то их объем составляет V(N2) = 2, 8·4 = 11, 2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при н. у. занимает объем 5, 6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реакцию: V(O2) = 5, 6· 4 = 22, 4 л.

Итак, в реакцию вступило 11, 2 л азота и 22, 4 л кислорода.

Пример 1.3. Определите молярную массу эквивалентов металла, если из 48, 15 г его оксида получено 88, 65 г его нитрата.

Решение. Учитывая, что Мэк(оксида) = Мэк(металла) + Мэк(кислорода), а Мэк(соли) = Мэк(металла) + Мэк(кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:

; ; Мэк(мет) = 56, 2 г/моль.

Пример 1.4. Вычислите степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68, 42 % (масс.) этого металла.

Решение. Приняв массу оксида за 100%, находим массовую долю кислорода в оксиде: 100 – 68, 42 = 31, 58%, т.е. на 68, 42 частей массы хрома приходится 31, 58 частей массы кислорода или на 68, 42 г хрома приходится 31, 58 г кислорода. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:

; Мэк(Cr)= г/моль.

Степень окисления хрома находим из соотношения

Мэк(Cr)= , отсюда |c. o.|= .

 

Контрольные вопросы

1. При взаимодействии 6, 75 г металла с серой образовалось 18, 75 г сульфида. Рассчитайте молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Молярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. (Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).

2. Вычислите степень окисления золота в соединении состава: 64, 9% золота и 35, 1% хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35, 45 г/моль. (Ответ: 3).

3. Вычислите молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р2О5 в реакциях, идущих по уравнениям:

Р2О5 + 3MgO = Mg3(PO4)2 (1)

P2O5 + MgO = Mg(PO3)2. (2)

(Ответ: 23, 7 г/моль; 71 г/моль; 1/6 Р2О5; 1/2 Р2О5).

4. Сколько молей эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5, 6 л водорода при нормальных условиях?

(Ответ: 0, 5 моль).

5. На нейтрализацию 0, 943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1, 291 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалентов кислоты.

(Ответ: 41 г/моль).

6. Определите молярную массу эквивалентов металла и назовите металл, если 8, 34 г его окисляются 0, 68 л кислорода (н. у.). Металл окисляется до степени окисления +2. (Ответ: 68, 7 г/моль).

7. Вычислите степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0, 1544 г кислорода. (Ответ: 4).

8. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)3 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O (1)

Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O (2)

Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O (3)

9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0, 2 моль эквивалентов щелочи и 0, 3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции? (Ответ: 7, 13 г).

10. Из 1, 3 г гидроксида металла получается 2, 85 г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).

11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при н. у. 8, 4 л водорода. Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла?

(Ответ: 29, 33 г/моль; 4, 2 л.).

12. Вычислите степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в котором на 1 г мышьяка приходится 1, 07 г серы. Молярная масса эквивалентов серы 16 г/моль. (Ответ: 5).

13. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Н3РО4 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:

Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О (1)

Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О (2)

Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О. (3)

14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нормальных условиях? (Ответ: 67, 2 л; 22, 4 л.)

15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2, 98 г хлорида металла, образуется 2, 2 г его сульфида. Вычислите молярную массу эквивалентов металла. (Ответ: 39 г/моль).

16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56, 2 г/моль. Вычислите

массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87, 54%).

17. Определите эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кислорода, углерода в соединениях NH3, H2O, CH4.

18. Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла, если при взаимодействии 7, 2 г металла с хлором было получено 28, 2 г соли. Молярная масса эквивалентов хлора равна 35, 45 г/моль. (Ответ: 12, 15 г/моль).

19. Рассчитайте молярную массу эквивалентов воды при реакции ее: а) с металлическим натрием; б) с оксидом натрия. (Ответ: 18 г/моль; 9 г/моль).

20. 0, 43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при н. у. 123, 3 мл водорода. 1, 555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1, 415 г некоторого неметалла. Рассчитайте молярную массу эквивалентов неметалла.

(Ответ: 35, 5 г/моль )

Строение атома

Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов. Заряд ядра атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Так как атом в целом электронейтрален, то и число электронов, движущихся вокруг ядра атома, равно порядковому номеру. Например, порядковый номер натрия 11. Значит, заряд ядра атома натрия +11. Вокруг ядра размещается 11 электронов с общим отрицательным зарядом –11. Все электроны атома образуют его электронную оболочку, строение которой определяет многие химические свойства элемента.

Электроны имеют двойственную природу: они обладают как свойствами частицы, так и волновыми свойствами. Для движущегося электрона невозможно указать его точное местоположение. Можно лишь определить вероятность нахождения электрона в различных частях внутриатомного пространства. Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n определяет энергию электрона в атоме и размер АО, т.е. удаленность электрона от ядра. Главное квантовое число n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4… Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшей энергией обладают электроны первого от ядра энергетического уровня (n=1); с увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастает. Состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основным или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными. Энергетические уровни обозначают буквами:

Числовое значение n 1 2 3 4 5 6 7

Буквенное обозначение K L M N O P Q

Число энергетических уровней в атоме, находящемся в основном состоянии, равно номеру периода, в котором находится элемент.

На одном и том же энергетическом уровне могут находиться атомные орбитали различной формы, отличающиеся друг от друга по энергии. Поэтому энергетические уровни разделяются на подуровни. Энергию электрона на подуровне и форму атомной орбитали характеризует орбитальное квантовое число l. Значение l зависит от главного квантового числа: l принимает значения от 0 до (n–1), т. е. 0, 1, 2, 3… (n–1). В пределах данного энергетического уровня совокупность электронов, характеризующихся одинаковым значением l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами:

Орбитальное квантовое число l 0 1 2 3

Обозначение энергетического подуровня s p d f

Таким образом, при l=0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d-, f-подуровнях. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, f-электронами. В этом случае говорят также о состояниях s-, p-, d-, f-электронов или s-, p-, d-, f-атомных орбиталях.

Число энергетических подуровней в уровне не должно превышать главное квантовое число n. Так, первый уровень (n=1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n=2) – два подуровня (s и p), третий (n=3) – три (s, p, d), четвертый (n=4) – четыре (s, p, d, f). В оболочках атомов ныне известных элементов электроны застраивают на каждом уровне не более четырех подуровней. Уровни O (n=5), P (n=6), Q (n=7) содержат по четыре подуровня. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают электроны s-подуровня, затем p-, d-, f-подуровней.

Каждый подуровень составлен из орбиталей, число которых определяется магнитными квантовым числом ml. Магнитное квантовое число ml определяет возможные ориентации орбитали в пространстве. Оно связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от –l до +l, включая ноль. Определенному значению l соответствует (2l+1) возможных значений магнитного квантового числа. Число значений ml указывает на число атомных орбиталей в подуровне и число возможных направлений, по которым они могут ориентироваться в пространстве.

Для s-подуровня l=0 и потому ml имеет единственное значение: ml =0. Таким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь и она расположена симметрично относительно ядра атома. Для p-подуровня l=1 и ml приобретает три значения: –1, 0, 1, т. е. р-подуровень имеет три р-орбитали и они ориентированы по трем осям координат. d-подуровень с l=2 имеет пять значений ml: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти разным направлениям. f-подуровень с l=3 имеет семь значений ml: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3, т. е. семь f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи.

Условно АО обозначают в виде квадрата (квантовой ячейки) š. Соответственно для s-подуровня имеется одна АО š, для p-подуровня – три АО, для d-подуровня пять АО, для f-подуровня семь АО.

Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность которых от ядра характеризуется значением главного квантового числа n; уровни состоят из подуровней, число которых для каждого уровня не превышает значение n; в свою очередь подуровень состоит из орбиталей, количество которых задается числом значений магнитного квантового числа ml. Квантовые числа n, l, ml характеризуют орбиталь.

Кроме движения вокруг ядра, электрон вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». Спиновое квантовое число ms характеризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число ms принимает два значения: +½ и –½. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↓ ↑.

Четыре квантовых числа n, l, ml, ms полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, ml, электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms. Но ms может иметь только два значения +½ и –½. Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n2, а на подуровне – как 2(2l+1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 2.1.

Таблица 2.1. Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях

Энергетический уровень Энергетический подуровень Возможные значения магнитного квантового числа ml Число АО Максимальное число электронов
в подуровне в уровне на подуровне на уровне
K (n=1) s (l=0)
L (n=2) s (l=0) p (l=1) –1, 0, 1
M (n=3) s (l=0) p (l=1) d (l=2) –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2
N (n=4) s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3) –1, 0, 1 –2, –1, 0, 1, 2 –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3

 

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского: увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной сумме (n+l) – в порядке возрастания n.

Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией. При записи электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов в подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид: 16S 1s22s22p63s23p4, а ванадия 23V 1s22s22p63s23p63d34s2.


Поделиться:



Популярное:

Последнее изменение этой страницы: 2016-05-03; Просмотров: 699; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2024 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.108 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь