уществует два подхода к описанию химической связи: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

овосибирск-2010

 

Методическая разработка составлена на основании следующих нормативных документов:

 

Государственный образовательный стандарт высшего профессионального образования. Направление подготовки дипломированного специалиста 260900.65 -“Технология и конструирование изделий легкой промышленности”. Квалификация выпускника – инженер. – М.: Министерство образования РФ. 2000. Номер государственной регистрации 194 тех./ДС. Утвержден 23.03.2000.

 

Разработчик: В.Н. Бондарев

доцент, к.т.н.

 

Рецензент: В.А. Логвиненко

профессор, д.х.н.

 

 

Методическая разработка рассмотрена на заседании кафедры химии,

 

протокол № ______ от «____» ___________ 2010 г.

 

 

Зав. кафедрой А.Ф. Федяшина

 

 

Декан ФЗОиЭ А.Р. Соколовский

 

 

СОДЕРЖАНИЕ

 

	Стр.
1. Методические указания ­­­­­­­­­­­­______________________________________
2. Раздел 1. Основные понятия и законы химии ____________________
2.1 Основные понятия химии__________________________________
2.2 Основные законы химии ________________________________
3. Раздел 2. Строение атома. Химическая связь ___________________
2.1 Строение атома _________________________________________
2.2 Химическая связь _______________________________________
4. Раздел 3. Энергетика химических процессов. Термохимия ________
3.1 Термохимия ___________________________________________ 3.2 Энтропия химических реакций ___________________________ 3.3 Энергия Гиббса ________________________________________
5. Раздел 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие __
4.1 Скорость химических реакций ___________________________ 4.1.1 Скорость химических реакций в гомогенной системе ________ 4.1.2 Скорость химических реакций в гетерогенной системе ______ 4.2 Факторы, влияющие на скорость реакции ___________________ 4.2.1 Концентрация реагирующих веществ _____________________ 4.2.2 Давление _____________________________________________ 4.2.3 Температура ___________________________________________ 4.3 Химическое равновесие __________________________________ 4.3.1 Принцип Ле-Шателье __________________________________
6. Раздел 5. Растворы. Концентрация растворов. Гидролиз солей _____
5.1 Концентрация растворов _________________________________ 5.2 Свойства растворов неэлектролитов ________________________ 5.2.1 Осмотическое давление _________________________________ 5.2.2 Давление пара растворителя над разбавленными растворами неэлектролитов _________________________________________ 5.2.3 Температура кипения и кристаллизации разбавленных растворов неэлектролитов ______________________________________ 5.3 Свойства растворов электролитов _______________________ 5.3.1 Степень диссоциации __________________________________ 5.3.2 Константа диссоциации ________________________________ 5.3.3 Ионное произведение воды. Водородный показатель ________ 5.4 Реакции ионного обмена ________________________________ 5.5 Гидролиз солей _________________________________________
7. Рекомендуемая литература ___________________________________ 8. Таблица вариантов __________________________________________

 

Методические указания

 

Работа студента над разделами курса «Химия» должна начинаться с самостоятельного изучения материала по учебникам и учебным пособиям. Для лучшего усвоения материала необходимо конспектировать основные формулировки законов, незнакомые термины, химические формулы и уравнения реакций, математические зависимости и т.п.

Контрольная работа выполняется в ученической тетради. После указания номера задания пишется содержание вопроса или условие задачи так, как они даются в данном пособии. Задания выполняются в том порядке, в каком они следуют в Вашем варианте. При решении задач необходимо производить все математические действия, используя при этом стандартные обозначения мер и других величин. Ответы на теоретические вопросы должны быть краткими, но обоснованными.

Аккуратно оформленная работа, подписанная студентом с указанием даты выполнения и шифра (номера студенческого билета), представляется на рецензирование в институт. Незачтенная работа возвращается студенту на доработку. Исправление необходимо выполнять в той же тетради в соответствии с указаниями рецензента, но не в рецензированном тексте. Работа после исправления замечаний возвращается на повторное рецензирование.

Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается.

Вариант контрольной работы, выполняемой студентом, определяется двумя последними цифрами номера его студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 2046, последние две цифры – 46, из чего следует, что студент должен выполнять задания, включенные в вариант 46.

 

 

аздел 1

Основные понятия и законы химии

 

Химия изучает превращение одних веществ в другие. При химических процессах происходит обмен атомами между различными веществами, перераспределение электронов между атомами элементов, разрушение одних соединений и возникновение других. Например:

NaOH + HCl = NaCl +H₂O.

 

1.1 Основные понятия химии

Объектом изучения химии являются химические элементы и их соединения. Например: N, Cl₂, NH₃, HCl.

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра: Al, K, S.

Атом – наименьшая электронейтральная частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Например, : порядковый номер элемента в периодической системе – 30, относительная атомная масса – 65, число электронов в электронной оболочке (–30) равно числу протонов, определяющих заряд ядра атома (+30). Ядро атома: число протонов (+30) и число нейтронов (65 – 30 = 35)

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее составом и химическим строением. Например: H₂O, H₂SO₄, KOH.

Вещества, молекулы которых содержат атомы только одного элемента, называют простыми. Например: K, H₂, O₂, O₃, Ar, N_2.

Вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов, называют сложными веществами или химическими соединениями. Например: CO, H₂O, HCl, H₂SO₄, Na₂ SO₄, CH₄, C₂H₅OH.

Химическое уравнение – это запись химической реакции с помощью формул реагентов и продуктов с указанием их количеств в молях. Например:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂ +H₂O.

В химическом уравнении число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения одинаково. Числа, стоящие перед химическими формулами, называются стехиометрическими коэффициентами.

Абсолютные массы атомов ничтожно малы. Так, например, масса атома водорода составляет 1,674 · 10^{-27 кг, кислорода – 26,67 · 10-27 кг, углерода} -

19,93·10^{-27 кг. Поэтому в химии используются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. За единицу атомной массы принята 1/12 часть массы изотопа углерода 12}С.

Относительная атомная масса элемента (Ar) – это величина, равная отношению абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы изотопа углерода ¹²С. Например:

Ar(H) = m(H) / 1/12 m ¹²C = 1,674 · 10^-27/ 1/12 × 19,93·10^-27кг = 1,0079.

 

Ar(O) =

Относительная молекулярная масса (Mr) – это величина, равная отношению абсолютной средней массы молекулы естественного изотопического состава вещества к 1/12 массы атома углерода ¹²С. Она численно равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в состав молекулы вещества. Например: Mr(H₂O):

2Ar(H) = 2 · 1,00797 = 2,01594

Ar(O) = 1 · 15,9994 = 15,9994

Mr(H₂O) = 18,01534 или Mr(H₂O) = 18.

 

Полученное число показывает, во сколько раз масса молекулы H₂O больше 1/12 массы ¹²С.

Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.) этого вещества. Единицей количества вещества является моль.

Моль – это количество вещества, содержащее столько структурных единиц (молекул, атомов, ионов и др.), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Зная массу одного атома углерода (19,93 ·10^{-27 кг), можно вычислить число атомов} N_А в 0,012 кг углерода:

N_А =

Это число называется постоянной Авогадро, показывает число структурных единиц в моле любого вещества.

Молярная масса вещества (М) – это масса одного моля, равная отношению массы к количеству вещества.

М = ,

где m – масса вещества, г;

- количество вещества, моль.

Молярная масса имеет размерность г/моль или кг/моль.

Молярную массу вещества легко вычислить, зная массу молекулы.

Например, масса молекулы воды равна 2,99·10^{-26 кг, то молярная масса М(}H₂O) = 2,99·10^{-26 кг} · 6,02·10²³ г/моль = 0,018 кг/моль.

Численное значение молярной массы равно относительной молекулярной или атомной массе.

Например: M(H₂O) = 18 г/моль; Mr(H₂O) =18

M(H₂SO₄) = 98 г/моль; Mr(H₂SO₄) = 98.

Отсюда, зная молярную массу вещества, легко определить массу атома или молекулы этого вещества, разделив молярную массу на число Авогадро (N_A). Например: m(O) =

m(H₂O) =

 

Пример 1. Определите количество вещества брома Br₂, содержащегося в молекулярном броме массой 12,8 г.

 

Решение.

Молярная масса Br₂ составляет:

М(Br₂) = 2М(Br) = 2·80 = 160 г/моль

Определяем количество вещества Br₂

 

Пример 2. Сколько молекул содержится в молекулярном йоде массой 50,8 г?

 

Решение.

Молярная масса йода составляет

М(J₂) = 2М(J) = 2·127 = 254 г/моль

Определяем количество вещества J₂

Используя число Авогадро (N_A), находим число (n) молекул J₂.

N(J₂) = n(J₂)×N_A = 0,2×6,02×10²³ = 1,2×10²³ молекул.

 

Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая соответствует одному иону (атому) водорода в ионно–обменных реакциях, или одному электрону в окислительно–восстановительных реакциях.

Молярная масса эквивалента – это масса одного моля эквивалента.

Обозначается М(1/z B) – г/моль.,

где 1/z - фактор эквивалентности;

z - число эквивалентности;

В – вещество.

 

n(1/z B) – количество эквивалентов вещества, (моль).

 

М(1/z В) – молярная масса эквивалента вещества В, (г/моль).

 

Например:

;

 

.

 

1.2 Основные законы химии

 

Закон сохранения массы вещества. Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Например, Н₂ + Сl₂ = 2HCl

Так как атомы имеют постоянную массу, то не меняется масса веществ до и после реакции.

Закон постоянства состава

Каждое химически чистое вещество имеет один и тот же качественный и количественный состав независимо от способа его получения.

Например: 2H₂ + O₂ = 2H₂O

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

Во всех реакциях состав H₂O: (ω(H)=1,11%; ω(О)=88,89%).

Закон эквивалентов

Вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам, т.е. моль эквивалентов одного вещества реагирует с одним молем эквивалентов другого вещества.

Например, в реакции 1/3Al + HCl = 1/3AlCl₃ + 1/2H₂ один моль эквивалентов алюминия (1/3 моль Al)реагирует с одним молем эквивалентов кислоты (1 моль HCl) с образованием одного моля эквивалентов хлорида алюминия (1/3 моль AlCl₃) и одного моля эквивалентов водорода (1/2 моль Н₂).

Математическое выражение закона эквивалентов:

,

где m(A) и m(B) – массы взаимодействующих веществ А и В, г;

М(1/z А) и М(1/z В) – молярные массы эквивалентов этих веществ, г/моль.

Если одно из веществ является газом, то закон эквивалентов принимает вид:

,

где V_o(В) – объем газа (при н.у.), л;

V_экв(В) – объем моля эквивалентов газа, л.

Определяется как , где V_o – молярный объем газа, л.

 

Пример 3.Определите молярную массу эквивалента металла, если при взаимодействии металла массой 7,20г с хлором была получена соль массой 28,20г. Молярная масса эквивалента хлора – 35,45 г/моль.

 

Решение. Находим массу хлора.

m(Cl) = m(соли) – m(Me) = 28,20 – 7,20 = 21,00 г

По закону эквивалентов определяем молярную массу эквивалента металла.

 

Пример 4. На восстановление оксида металла массой 1,8 г израсходован водород объемом (н.у.) 833 см³. Вычислите молярные массы эквивалентов оксида и металла.

 

Решение. По закону эквивалентов определяем молярную массу эквивалента оксида, зная что V_экв(Н₂) = 11,2 л /моль

M(1/zMe) = M(1/z окс) – M(1/z O) =24,2 – 8,0 = 16,2 г/моль.

 

Состояние газа характеризуется его температурой, давлением и объемом. Если температура газа равна 273 К (0^оС), а давление 101,3 кПа (760 мм.рт.ст.), то условия, при которых находится газ, называются нормальными. Объем, занимаемый газом при этих условиях, принято обозначать через V_o, а давление через Р_о.

При нормальных условиях 1 моль различных газов занимает объем, равный 22,4 л ·моль^-1.

Этот объем называют мольным объемом газа (V_m). Мольный объем газа (V_m) – это отношение объема газа к его количеству:

,

где V_m – мольный объем газа (л/моль);

V_o –объем газа (л);

n - количество газа (моль).

В равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул, а следовательно, и молей газов. Отношение масс данных объемов газов равно отношению их молярных масс:

m₁: m₂ = M₁: M₂,

где m₁ и m₂ – массы газов, г;

M₁ и M₂ – их молярные массы, г/моль.

 

Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же объема другого газа (взятых при одинаковых условиях) называют плотностью первого газа по второму (обозначается буквой Д).

Отсюда Д = и M₁ = ДМ₂

Обычно плотность газа определяют по водороду (обозначается ), молярная масса которого 2 г/моль, или по воздуху (обозначают Д_(В)), средняя молярная масса которого равна 29 г/моль. Отсюда, молярная масса вещества в газообразном состоянии равна: М = 2 или М = 29Д_(В).

 

Пример 5. Относительная плотность галогеноводорода по воздуху равна 2,8. Определите плотность этого газа по водороду и назовите его.

 

Решение. Определяем молярную массу галогеноводорода(НГ).

М(НГ) = 29Д_(В) = 29 × 2,8 = 81 г/моль.

Далее находим молярную массу галогена.

М(Г) = М(НГ) – М(Н) = 81 – 1 = 80 г/моль.

Следовательно, галоген-бром, а газ-бромоводород.

Вычисляем плотность HBr по водороду:

Зависимость между объемом газа, давлением и температурой выражается уравнением Клапейрона:

,

где P,V – давление и объем при данной температуре, Т;

P_о, V_о, Т_о – давление, объем и температура при нормальных условиях.

 

Пример 6. При температуре 25^оС и давлении 99,3 кПа некоторое количество газа занимает объем 152 см³. Определите, какой объем будет занимать этот газ при нормальных условиях.

 

Решение. Используя уравнение Клапейрона получаем:

V_о = .

 

Пример 7. Какой объем (л) займет при температуре 20^оС и давлении 250 кПа аммиак массой 51 г?

 

Решение. Определяем количество вещества аммиака:

n(NH₃) =

Объем газа при нормальных условиях составит:

V₀(NH₃) = V_m × ν(NH₃) = 22,4 × 3 = 67,2 (л).

 

Далее по уравнению Клапейрона определяем объем аммиака при данных условиях задачи:

V(NH₃) = .

 

Для любого газа количеством 1 моль величина постоянна, одинакова и ее называют универсальной газовой постоянной R. Она имеет различные значения. Так, если давление измерено в Па, а объем в м³, то R = 8,31Дж×моль^-1×К^-1 (1Дж=Па×м³). Если давление в мм.рт.ст., а объем в (л), то R = 62,36 мм.рт.ст.×л×моль^-1×К^-1. Уравнение Клапейрона принимает вид PV=RT (для ν=1 моль).

Для n-молей газа:

PV=nRT или PV= .

Данное уравнение получило название уравнения Менделеева-Клапейрона (уравнение состояния идеального газа.) Оно связывает массу газа (кг), температуру (К), давление (Па) и объем (м³) с его молярной массой (кг/моль). При этом R=8,31 Дж/моль×К.

 

Пример 8. Вычислите молярную массу бензола, если масса 600 см³ его паров при температуре 87⁰С и давлении 83,2 кПа равна 1,3 ×10^{-3 кг.}

 

Решение. Используя уравнение Менделеева-Клапейрона, находим:

М= .

 

Пример 9. Газометр объемом 20 л наполнен газом. Плотность этого газа по воздуху 0,4, давление 103,3 кПа, температура 17⁰С. Определите массу газа.

 

Решение. Находим молярную массу газа.

М(газа) = 29 × Д_(В) = 29×0,4 = 11,6 г/моль

Далее по уравнению Менделеева-Клапейрона определяем массу газа.

m(газа) =

 

Газы часто представляют собой смеси индивидуальных газообразных веществ. Так, воздух является смесью азота, кислорода, аргона и др.

Парциальным давлением газа в газовой смеси называется давление, которое производил бы газ, занимая при тех же условиях объем газовой смеси.

Закон парциальных давлений ( Дальтон).

Общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.

Р = р₁ + р₂ +…+р_n, где

Р – общее давление газовой смеси

р₁,р₂,р_n – парциальное давление газов.

Парциальное давление газа в газовой смеси можно рассчитать по уравнению Менделеева-Клапейрона.

 

Пример 10. Газовая смесь приготовлена из 2 л водорода (Р_нач. =93,3 кПа) и 5 л метана (Рн_нач. = 112 кПа). Объем смеси равен 7 л. Рассчитайте парциальные давления газов и общее давление смеси.

 

Решение. Зная объемы газов и смеси, находим парциальные давления газов:

Общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газов.

Р = Р(H₂) + P(CH₄) = 26,66 + 80 = 106,66 кПа.

 

Пример 11. При температуре 0^оС в сосуде объемом 14,0×10^{-3 м3} содержится водород массой 0,8 ×10^{-3 кг и азот массой 6,3}×10^{-3 кг. Определите парциальное давление газов и общее давление газовой смеси.}

 

Решение. По уравнению Менделеева-Клапейрона находим парциальное давление газов.

Р(H₂) =

Р(N₂) =

Робщ. = Р(Н₂) + P(N₂) = 64,80 + 36,46 = 101,26 кПа

 

Если газ собран над жидкостью, то при расчетах следует иметь в виду, что его давление является парциальным и равно разности общего давления газовой смеси и парциального давления пара жидкости. Например, газ собран над водой при температуре 20^оС и давлении 100 кПа, а давление насыщенного пара воды при 20^оС равно 2,3 кПа. Тогда, парциальное давление газа будет равно 100 – 2,3 = 97,7 кПа. Этой величиной пользуются в дальнейших расчетах.

 

Пример 12. Водород объемом 250 см³ собран над водой при температуре 26^оС и давлении 98,7 кПа. Давление насыщенного пара воды при 26^оС составляет 3,4 кПа. Вычислите объем водорода при нормальных условиях и его массу.

 

Решение. Находим парциальное давление водорода.

Р(Н₂) = Р - Р(Н₂О) = 98,7 – 3,4 = 95,3 кПа.

По уравнению Клапейрона определяем объем водорода (н.у.)

V₀(H₂) = см³

Находим количество водорода этого объема.

n(Н₂) =

Отсюда масса водорода:

m(H₂) = nM = 0,0096×2=0,019 г.

 

Пример 13. Определите молекулярную формулу соединения, содержащего 30,43% азота и 69,57% кислорода (по массе). Плотность этого вещества по водороду равна 46.

 

Решение. Находим молярную массу этого вещества.

M(N_xO_y) = = 2×46 =92 г/моль.

Определяем массу азота и кислорода в моле этого соединения.

m(N) =

m(O) =

Отсюда 14 х: 16 у = 28: 64

х: y = x = 2; y = 4

Формула – N₂O₄.

 

Задачи к разделу 1:

«Основные понятия и законы химии»

 

1 На осаждение хлора, содержащегося в 0,666×10^{-3 кг соли, израсходовано 1,088}×10^{-3 кг} AgNO₃. Вычислите молярную массу эквивалента соли.

 

2 В закрытом сосуде объемом 5 л находится при температуре 15^оС смесь, состоящая из 4,4г СО₂, 6,4 г О₂ и 2,4г СН_4. Вычислите общее давление газовой смеси, парциальные давления газов и процентный состав смеси по объему.

 

3 Металл массой 0,70 г вытеснил из кислоты 418 см³ водорода, собранного над водой при температуре 15⁰С и давлении 94,3 кПа. Давление водяного пара при этой температуре равно 1,7 кПа. Определите молярную массу эквивалента металла.

 

4 Вычислите среднюю плотность по воздуху газовой смеси, имеющей объемный состав: 52% СН₄ и 48% С₂Н₄.

 

5 При нагревании 0,612г некоторого вещества выделилось 0,168л кислорода (н.у.) и образовалось 0,372г хлорида калия. Определите формулу этого вещества.

 

6 В газометре над водой при температуре 20⁰С и давлении 98500 Па находится 8×10^{-3 м3} кислорода. Давление водяного пара при 20⁰С равно 2335 Па. Какой объем (н.у.) займет кислород, находящийся в газометре.

 

7 Масса газа объемом 0,327 л при температуре 13⁰С и давлении 1,040×10⁵ Па равна 0,838 г. Вычислите молекулярную массу газа.

 

8 Объем резиновой камеры автомобильной шины равен 0,025 м³, давление в ней 5,066×10⁵ Па. Определите массу воздуха в камере при температуре 20⁰С.

 

9 Вычислите, какое давление надо приложить, чтобы хлор массой 28,4г занимал объем 2,0 л при температуре 20⁰С?

 

10 В сосуде объемом 0,050 м³ при температуре 25⁰С содержится смесь из 0,020 м³ этилена под давлением 83950 Па и 0,015 м³ метана под давлением 95940 Па. Найдите парциальные давления газов и общее давление газов в сосуде.

 

11 Газовая смесь состоит из 5 л азота, находящегося под давлением 95940 Па и 3 л кислорода. Объем смеси 8 л. Общее давление газовой смеси 104200 Па. Под каким давлением был взят кислород?

 

12 В закрытом сосуде объем 0,6 м³ при температуре 0⁰С находится смесь, состоящая из 0,20 кг СО₂, 0,40 кг О₂ и 0,15 кг СН₄. Вычислите: а) парциальные давления газов; б) общее давление газовой смеси.

 

13 В газонаполненных лампах содержится смесь газов, имеющая объемный состав: 86% Ar и 14% N₂. Рассчитайте парциальные давления газов, если общее давление равно 39990 Па.

 

14 Сухой воздух имеет примерно следующий объемный состав: 78,09 % N₂, 20,95 % О₂, 0,93% Ar и 0,03% СО₂. Вычислите парциальные давления этих газов, если общее давление газовой смеси 101325 Па.

 

15 В закрытом сосуде объемом 6 л находится при температуре 10⁰С смесь, состоящая из 8,8 г СО₂, 3,2 г О₂ и 1,2 г СН₄. Вычислите общее давление газовой смеси, парциальные давления газов и процентный состав смеси по объему.

 

16 Металл массой 0,35 г вытеснил из кислоты 209 см³ водорода, собранного над водой при температуре 20⁰С и давлении 104,3 кПа. Давление водяного пара при этой температуре равно 2,3 кПа. Определите молярную массу эквивалента металла.

 

17 При нагревании 1,225г некоторого вещества выделилось 0,336л кислорода (н.у.) и образовалось 0,745г хлорида калия. Определите формулу этого вещества.

 

18 Определите молекулярную формулу оксида хлора, если при разложении оксида объемом 0,10л получились кислород и хлор объемом 0,10л и 0,05л соответственно (н.у.) Относительная плотность этого оксида по воздуху равна 2,34.

 

19 Определите формулу вещества, состоящего из углерода, водорода и кислорода, зная, что при сжигании 0,145г его получено 0,330г СО₂ и 0,135г Н₂О. Относительная плотность пара этого вещества по водороду равна 29.

 

20 Какова простейшая и молекулярная формулы газообразного углеводорода, если в нем содержится 81,82% углерода и 18,18% водорода, а 1л этого углеводорода (н.у.) имеют массу 2,6 г?

 

аздел 2

Строение атома. Химическая связь

2.1 Строение атома

Порядковый номер химического элемента в периодической системе Д.И.Менделеева соответствует числу протонов в ядре атома элемента и числу электронов в электронной оболочке атома. Химические свойства соединений зависят в основном от строения внешних электронных уровней атомов элементов.

Описать строение электронных оболочек атомов можно с помощью принципа Паули, наименьших энергий и правила Гунда, используя для этого представления о квантовых числах.

 

Главное квантовое число ”n” в многоэлектронном атоме обозначает номер электронного уровня. Оно принимает целочисленные значения от 1 до ∞: n = 1, 2, 3, … и характеризует энергию электрона, размер электронного облака, число энергетических подуровней внутри каждого уровня.

Орбитальное квантовое число ”ℓ” характеризует электронные подуровни. Оно принимает для данного ”n” все целочисленные значения от 0 до (n - 1): ℓ = 0, 1, 2…(n - 1). Подуровни, характеризующиеся значениями ℓ, равными 0, 1, 2, 3, называют соответственно s-, p-, d-, f-подуровнями, а находящиеся на них электроны - s-, p-, d-, f - электронами. Все орбитали одного подуровня имеют одинаковую форму электронных облаков.

Магнитное квантовое число ”m_ℓ” принимает все целочисленные значения от –ℓ до + ℓ, включая ”0”: m_ℓ = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3. Число значений ”m_ℓ” соответствует числу орбиталей в подуровне и их ориентации в пространстве.

 

Пример 1. Сколько орбиталей включает р-подуровень?

 

Решение. Для р-подуровня ℓ = 1. Число значений m_ℓ равно трем (+1, 0, -1), следовательно р-подуровень включает три р-орбитали (p_x, p_y, p_z) с их ориентацией по координатам x, y, z.

 

Спиновое квантовое число ”m_s” принимает два значения +1/2 и –1/2 и характеризует магнитное поле электрона. Если атом имеет два электрона, и оба они характеризуются m_s = +1/2, то суммарный спин равен 1; если один электрон атома характеризуется m_s = +1/2, а другой - m_s = -1/2, то суммарный спин равен нулю (правило Гунда). Электрон с соответствующим квантовым числом обозначается в электронно-графических формулах стрелочкой, например, ↓, что соответствует m_s = -1/2 или ↑ - m_s = +1/2.

Система четырех квантовых чисел позволяет установить, как распределяются по уровням, подуровням и орбиталям электроны атома. Однако в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковыми наборами четырех квантовых чисел (принцип Паули). Он определяет общее число электронов в атоме.

 

Пример 2. Сколько электронов может содержать первый энергетический уровень?

 

Решение. Для первого уровня n = 1. Следовательно, ℓ = 0; m_ℓ = 0; m_s может быть +1/2 и –1/2. Кратко комбинации квантовых чисел можно выразить такой последовательностью: n, ℓ, m_ℓ, m_s. Для первого уровня можно составить следующие комбинации квантовых чисел 1, 0, 0, +1/2 и 1, 0, 0, -1/2. Отсюда следует, что первый уровень может содержать два электрона, а первый период таблицы Д.И.Менделеева должен содержать два элемента.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяют по формуле z = 2n², где n – номер энергетического уровня, совпадающий со значением главного квантового числа (n = 1, 2, 3 и тд.).

Максимальное число электронов на энергетическом подуровне определяют по формуле z=2ּ(2ℓ+1), где ℓ – номер энергетического подуровня, совпадающий со значением орбитального квантового числа (ℓ = 0, z = 2; ℓ = 1, z = 6; ℓ = 2, z = 10; ℓ = 3, z = 14).

Заполнение электронами атомных орбиталей (АО) в многоэлектронных атомах основано на принципе наименьшей энергии. Каждый электрон занимает ту из доступных для него орбиталей, на которой его энергия будет наименьшей.

Последовательность заполнения электронами подуровней многоэлектронных атомов основана на этом же принципе и согласно правила Клечковского зависит от суммы (n+ℓ).

В пределах каждого значения суммы (n+ℓ) порядок заполнения подуровней соответствует возрастанию главного квантового числа.

Например,

Подуровни

 

а) 3s 3p; б) 3d 4s; в) 3d 4p

n 3 3 3 4 3 4

ℓ 0 1 2 0 2 1

n+ℓ 3 4 5 4 5 5

3s < 3p 4s < 3d 3d ≈ 4p

Е_3s < Е_3р Е_4s< Е_3d Е_3d ≈ E_4p

В случае в) при одинаковой сумме квантовых чисел предпочтение в распределении электронов по орбиталям следует отдать орбитали 3d, как имеющей меньшее значение n = 3.

 

Пример 3. Какова последовательность заполнения электронами таких подуровней, для которых сумма (n + ℓ) равна 5?

Решение. Составим таблицу возможных значений n и ℓ.

n + ℓ 5

n 3 4 5

ℓ 2 1 0

подуровни 3 d 4 p 5 s

 

Пример 4. Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 12. Определите число электронов на внешнем уровне, к какому семейству элементов данный атом принадлежит, в каком периоде, группе он находится.

 

Решение. В соответствии с правилом Клечковского подуровни заполняются в такой последовательности: 1s 2s 2p 3s 3p. Из принципа Паули следует, что максимальное число электронов на s – подуровне равно 2, на p – подуровне 6. Суммарное число электронов составило 12: 1 s² 2 s² 2 p⁶ 3 s². Это элемент второй группы, так как на внешнем уровне два электрона на s-подуровне и поэтому он относится к семейству s-элементов. Элемент находится в третьем периоде, так как максимальное значение главного квантового числа равно трем.

Строение атома выражают электронной и электронно-графической формулами. Например, строение атома фтора с порядковым номером девять выражают электронной формулой: 1s² 2s² 2p⁵ и электронно-графической формулой:

⁹F

		↑↓	↑↓	↑
	↑↓
↑↓

 

Или 1 s 2 s 2 p

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

 

Пример 5. Изобразите электронно-графические формулы атомов углерода и железа.

Решение.

а) электронная формула атома углерода с порядковым номером шесть: ⁶С 1s²2s²2p²; электронно-графическая формула:

⁶C 2p

	2 s	↑	↑
1 s	↑↓
↑↓

 

Или 1 s 2 s 2 p

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

 

Внешним является второй энергетический уровень: …2s² 2p² и соответственно

2s 2p

↑↓ ↑ ↑.

 

б) Электронная формула атома железа с порядковым номером двадцать шесть: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²3p⁶4s²3d⁶. Внешним является …3d⁶4s² и соответственно: 3d 4s

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑↓.

2.2 Химическая связь

уществует два подхода к описанию химической связи: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

1. Метод валентных связей исходит из того, что химическая связь осуществляется связывающими электронными парами, каждая из которых принадлежит двум атомам. Связывающие электронные пары могут образовываться по обменному или донорно-акцепторному механизму.

 

1.1. По обменному механизму связь возникает за счет перекрывания электронных орбиталей неспаренных электронов двух атомов. В связывающей электронной паре электроны имеют антипараллельные спины.

 

Пример 1. Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании химиче- ской связи в молекулах: а) Li₂; б) LiF; в) F₂. Напишите графические формулы этих молекул.

 

Решение: Электронные формулы атомов лития и фтора имеют вид:

³Li 1s²2s¹2p^{0 9}F 1s²2s²2p⁵

 

и электронно-графические формулы их соответственно:

2s 2p 2s 2p

↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

Li F

Неспаренный электрон атома лития занимает 2s-орбиталь, а атома фтора 2p-орбиталь. Следовательно, эти орбитали участвуют в образовании химической связи вышеприведенных соединений. Это можно представить:

 

 

Li-Li Li-F

 

 

 

F-F

Число связей, которые образует атом по обменному механизму, как правило, равно числу его неспаренных электронов в основном или валентно-возбужденном состоянии. В методе валентных связей исходят из того, что валентно-возбужденные состояния атома, отличающиеся от основного большим числом неспаренных электронов, получают переводом одного или нескольких электронов электронных пар на свободные орбитали другого подуровня того же электронного уровня.

 

Пример 2. Сколько связей по обменному механизму могут образовать атомы серы и кислорода? Напишите эмпирические формулы их соединений со фтором.

 

Решение. Кислород с порядковым номером восемь является элементом 2-го периода. Электронная формула ⁸О 1s²2s²2p⁶. На валентном уровне атом имеет 4 орбитали и 6 электронов:

2s 2p

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

В валентном электронном уровне атома кислорода нет вакантных орбиталей. Следовательно, атом кислорода может образовать по обменному механизму только две связи. Соединение со фтором имеет формулу ОF₂ и соответственно графическую F-O-F.

Сера с порядковым номером шестнадцать – элемент 3-го периода. Электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.

Валентный уровень серы состоит из 3-х подуровней и 9 орбиталей.

Атом серы может иметь два валентно-возбужденных состояния.

3s 3p 3d

↑↓ ↑↓ ↑ ↑

3s 3p 3d

↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ сера (IV)

3s 3p 3d

↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ сера (VI).

Она может образовывать 2, 4 и 6 связей по обменному механизму.

Соединения серы со фтором имеют формулы SF₂; SF₄; SF₆.

Связи между атомами могут быть кратными (двойными, тройными). Кратные связи образуются с участием σ- и π- связей.

 

Пример 3. Покажите, какие орбитали и как участвуют в образовании связи в молекуле С₂. Напишите графическую формулу молекулы С₂.

Решение. Электронная конфигурация атома углерода с порядковым номером шесть ⁶С 1s²2s²2p² и соответственно электронно-графическая формула имеет вид:

2s 2p

↑↓ ↑ ↑

В образовании связей у каждого атома углерода могут участвовать два р-электрона (Р_х, Р_у): одна связывающая электронная пара образует σ-связь (Р_х-Р_х), другая π (Р_у-Р_у)

 

p

+ +

С С

 

p

–

Связь может образоваться за счет неподеленной пары электронов одного атома и свободной орбитали другого атома. Атом, представляющий для образования

связи электронную пару, называется донором (Д), а атом, имеющий свободную орбиталь, называется акцептором (А).

Д + А = Д А

Например, образование иона аммония:

2s 2p, 1s

↑↓ ↑ ↑ ↑ ¯

N H

N + 3H ® NH₃

NH₃+H⁺®[NH₄]⁺

	H

Н +

Н N +H⁺ = H N Н

	H		H

Д А

Геометрическую структуру молекул, направленность ковалентных связей определяет теория гибридизации атомных орбиталей центрального атома.

 

Гибридизация – это перераспределение электронной плотности между разными, но близкими по энергии атомными орбиталями одного энергетического уровня и образование гибридных атомных орбиталей, численно равных количеству исходных и одинаковых по форме и по энергии.

Например, в гибридизации могут участвовать s- и p-орбитали одного энергетического уровня, обладающие различной симметрией. В результате образуются две гибридные орбитали. Гибридные атомные орбитали (ГАО) имеют несимметричную форму. У таких орбиталей электронная плотность по одну сторону выше, что и определяет перекрывание электронных облаков и делает более устойчивой химическую связь.

 

Типы гибридизации атомных орбиталей

1. Комбинация одной s и одной p-орбиталей приводит к sp-гибридизации. Образуются два гибридных облака, ориентированных в пространстве под углом 180⁰.

 

Например, образование молекулы ВеСl₂:

⁴Be

1s²2s² *Be 1s²2s¹2p¹ (перевод в возбужденное состояние). В результате гибридизации 2s и 2p орбиталей образуется линейная связь и линейная молекула

 

Cl Be Cl

 

180⁰

 

 

Элементы II группы, подвергаясь sp-гибридизации, образуют линейные молекулы.

 

 

2. Комбинация одной s- и двух p-орбиталей приводит к sp²-гибридизации.

Например, образование молекулы ВН₃.

⁵В 1s²2s²2p¹ B* 1s²2s¹2p². В результате гибридизации одной s- и двух p- орбиталей образуется треугольная плоская молекула.

 

 

 

Элементы III группы, подвергаясь sp²-гибридизации, образуют треугольные плоские молекулы.

3. Комбинация одной s- и трех p- орбиталей приводит к sp³- гибридизации.

Например, образование молекулы СH₄:

⁶С 1s²2s²2p² C* 1s²2s¹2p³

В результате гибридизации одной s- и трех p-орбиталей образуется тетраэдрическая молекула.

 

 

109⁰ 28¢

 

Элементы IV группы, подвергаясь sp³-гибридизации, образуют тетраэдрические молекулы.

 

 

Задачи к разделу 2:

«Строение атома. Химическая связь»

2.1 Строение атома

 

21. Составьте электронные формулы и укажите значения квантовых чисел n и l для внешних электронов в атомах элементов с порядковыми номерами 14, 23, 35.

 

22. Объясните, какие квантовые числа определяют размер, форму и ориентацию в пространстве электронной орбитали. Приведите примеры.

 

23. Определите максимальное число электронов, находящихся на третьем и четвёртом энергетическом уровнях. Приведите электронные формулы соответствующих атомов.

 

24. Напишите электронные формулы и изобразите электронно-графическую схему распределения электронов в атомах с порядковыми номерами 46, 55.

 

25. Напишите электронные формулы атомов хрома и меди. Объясните нахождение одного s-электрона на четвёртом энергетическом уровне.

 

26. Энергетическое состояние внешнего электрона описывается следующими значениями квантовых чисел: n = 4, l = 0, m_l = 0. Атомы, каких элементов имеют такой электрон? Напишите электронные формулы атомов этих элементов.

 

27. Для атома возможны два электронных состояния: 1s²2s²2p⁶3s²3p² и 1s²2s²2p⁶3s¹3p³. Как перейти от первого состояния ко второму? Назовите эти состояния и соответствующий атом, его положение в периодической системе.

 

28. Напишите электронные формулы элементов с порядковыми номерами 24 и 53. По электронной формуле определите их положение в периодической системе (период, группу, подгруппу). Представьте их электронно-графические схемы.

 

29. Укажите, атомы каких элементов имеют следующее строение внешнего и предвнешнего энергетических уровней: …3s² 3p³, …3d¹⁰ 4s² 4p⁵, 4d⁷ 5s².…4p⁶. Составьте электронные формулы.

 

30. Пользуясь правилом Гунда, распределите электроны по орбиталям, соответствующим низшему энергетическому состоянию, для элементов с порядковыми номерами 23, 33, 52.

 

31. Изобразите электронно-графическую формулу атома элемента с порядковым номером 40 и укажите число электронных пар и неспаренных электронов в атоме этого элемента в нормальном состоянии.

 

32. Укажите, положение элементов в периодической системе элементов Д.И.Менделеева (период, группу, подгруппу), имеющих следующие электронные формулы: а) 1s²2s²2p⁶3s²3p³, б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d², в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵.

 

33. Напишите электронные и электронно-графические формулы атомов элементов: калия, никеля, магния. К какому типу элементов они относятся (s-, p-, d-, f- элементам)?

 

34. Напишите электронные и электронно-графические формулы для ионов: Fe³⁺, S^2-, Br^¯, Cr³⁺.

 

35. С точки зрения теории строения атома объясните изменение свойств элементов в пределах периода и группы.

 

36. Напишите электронные и электронно-графические формулы электронных оболочек ионов: Cu²⁺, Cl^-, Mg²⁺.

 

37. Объясните, почему свойства таких элементов, как азот и висмут, неон и магний резко отличаются друг от друга. Составьте их электронные формулы.

 

38. Из двух элементов один образует ион Э²⁺, а другой – Э^2-. Оба иона имеют одинаковую конфигурацию, которая выражается формулой 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. Определите период, группу, подгруппу и порядковый номер каждого элемента.

 

39. Определите, отличаются ли два элемента числом валентных электронов и характером химических свойств по окончаниям их электронных формул: а) …3d²

---

1234Следующая ⇒

Поделиться с друзьями:

---

Дата добавления: 2017-02-11; Мы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 703 | Нарушение авторских прав

---

Лучшие изречения:

© 2015-2024 lektsii.org - Контакты - Последнее добавление