авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ БИБЛИОТЕКА РОССИИ

КОНФЕРЕНЦИИ, КНИГИ, ПОСОБИЯ, НАУЧНЫЕ ИЗДАНИЯ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ


Pages:   || 2 | 3 | 4 |
-- [ Страница 1 ] --

Министерство образования и науки Российской Федерации

2006

Иркутский

государственный технический университет

Центр технологий

дистанционного обучения

ХИМИЯ

Учебное пособие

Химия. Учебное пособие.

Будяк Е.В., -Иркутск, Изд-во ИрГТУ, 2006. -165 с.

Пособие предназначено для студентов ИрГТУ.

© Будяк Е.В., 2006

© Иркутский государственный технический университет, 2006

Химия OБ АВТОРЕ БУДЯК Евгения Валентиновна Доцент кафедры общеобразовательных дисциплин (ООД) заоч но-вечернего факультета (ЗВФ) ИрГТУ.

Образование:

– Московский химико-технологический институт им. Д.И. Менде леева (в настоящее время РХТУ им. Д.И.Менделеева), г. Москва;

факультет органический, квалификация – инженер технолог;

– аспирантура Института биоорганической химии СО РАН, г. Новосибирск;

к.б.н. по специальности «биохимия».

Профессиональный опыт:

– научный сотрудник – институт нефте- и углехимического син теза при ИГУ, НИИ Медицины труда и экологии человека (г. Ан гарск), Институт биоорганической химии СО РАН (г. Новоси бирск);

– преподаватель – Читинский гос. мед. институт (г. Чита), НГУ (г. Новосибирск), вузы и ссузы г. Ангарска;

– инженер-химик – центральная лаборатория АНХК (г. Ангарск).

– инженер-конструктор – КБ Опытного завода АНХК (г. Ангарск).

Химия ВВЕДЕНИЕ Предлагаемый комплект лекций предназначен в помощь студентам за очной и вечерней форм обучения технических (нехимических) специаль ностей ИрГТУ и включает в себя: основной раздел, глоссарий, материа лы для повторения, справочные материалы, приложения, лабораторный практикум. В каждом разделе приводятся типовые примеры и задачи для самостоятельного решения.

Данное учебное пособие составлено автором на основании Госстандар та по химии с учетом опыта преподавания предмета в представительст вах ИрГТУ, а также в других вузах и средних специальных учебных заве дениях.

Основное внимание было уделено простоте, доступности и компактности изложения материала. Лекции проиллюстрированы таблицами, рисунка ми и графиками.

Если данного пособия окажется недостаточно, воспользуйтесь справоч никами, учебниками и учебными пособиями, указанными в списке лите ратуры. Кроме того, всегда можно получить необходимую консультацию у преподавателей, ведущих курс, а также непосредственно у автора.

Автор будет признательна за конструктивную критику, замечания и предложения.

ВЫПИСКА ИЗ ГОС О СОДЕРЖАНИИ ДИСЦИПЛИНЫ «ХИМИЯ»

ГОС – Государственный образовательный стандарт ЕН – Общие математические и естественно-научные дисциплины ЕН Ф.00 – Федеральный компонент ЕН Ф.04 – Химия:

химические системы: растворы, дисперсные системы, электро • химические системы, катализаторы и каталитические системы, полимеры, олигомеры и их синтез;

химическая термодинамика и кинетика: энергетика химических • процессов, химическое и фазовое равновесие, скорость реак ции и методы ее регулирования, колебательные реакции;

реакционная способность веществ: химия и периодическая • система элементов, кислотно-основные и окислительно восстановительные свойства веществ, химическая связь, ком плементарность;

качественный и количественный анализ, аналитический сигнал, • химический, физико-химический и физический анализ;

химический практикум.

• Химия СПИСОК ВОПРОСОВ К ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ I. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева 1 Формулировка Периодического закона. Структура Периодической системы элементов Д. И. Менделеева.

2 Современные представления о строении атома.

3 Объяснение реакционной способности веществ с точки зрения современной теории строения атома.

4 Химическая связь: ковалентная, ионная, водородная, металличе ская.

II. Физико-химические системы 1 Растворы. Общая характеристика растворов. Способы выраже ния концентрации растворов.

2 Законы Рауля для разбавленных растворов неэлектролитов. По нижение давления пара растворителя над растворами. Темпера туры кристаллизации и кипения разбавленных растворов неэлек тролитов.

3 Кислотно-основные свойства веществ. Теория кислот и основа ний (С. Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури).

4 Общая и активная кислотность. Индикаторы.

5 Дисперсные системы. Понятие о дисперсных системах. Степень дисперсности и удельная поверхность. Классификация дисперс ных систем по степени дисперсности и агрегатному состоянию.

III. Общие закономерности химических процессов 1 Скорость химической реакции и способы её регулирования. Зави симость скорости химической реакции от концентрации реаги рующих веществ (закон действия масс), температуры (правило Вант-Гоффа), присутствия катализатора.

IV. Равновесные системы 1 Обратимые и необратимые реакции, химическое равновесие, константа равновесия, её физический смысл. Смещение равно весия. Принцип Ле Шателье;

влияние температуры, давления и концентрации веществ на сдвиг химического равновесия.

2 Ионное равновесие воды. Водородный показатель (pH).

3 Фазовое равновесие. Правило фаз Гиббса.

V. Неравновесные системы 1 Отличие неравновесной структуры от равновесной.

2 Колебательные реакции.

Химия VI. Окислительно-восстановительные системы 1 Окислительно-восстановительные реакции. Окислители, вос становители, процесс окисления, процесс восстановления.

2 Электроотрицательность, степень окисления.

3 Окислительно-восстановительные свойства веществ.

4 Составление уравнений электронного баланса.

5 Эквивалентность масс окислителя/восстановителя.

VII. Электрохимические системы 1 Гальванические элементы.

2 Понятие об электродных потенциалах. Ряд стандартных элек тродных потенциалов 3 ЭДС и ее измерение. Концентрационные гальванические эле менты.

4 Электрохимическая коррозия металлов и способы защиты от коррозии. Защитные покрытия металлов.

5 Электролиз. Последовательность электродных процессов.

6 Электролиз с нерастворимым и растворимым анодами. Прак тическое применение электролиза.

7 Количественные соотношения при электролизе. Законы Фара дея.

VIII. Термодинамические системы 1 Основные понятия и определения термодинамики: система, фаза, виды систем;

параметры состояния системы (энергия, теплота, работа).

2 Основные законы термодинамики. I закон термодинамики. Изо барные процессы, изохорные процессы, энтальпия – энергети ческая функция состояния системы.

3 Термохимия. Тепловой эффект химической реакции при посто янном давлении. Термохимические уравнения. Теплота обра зования. Теплота сгорания. Термохимические расчеты;

закон Гесса и следствия из него.

4 Понятие о II законе термодинамики. Энергия Гиббса.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева ТЕМА I. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА ФОРМУЛИРОВКА ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА ПО Д.И.МЕНДЕЛЕЕВУ Формулировка Периодического закона звучит так:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Если внимательно рассмотреть формулировку Периодического закона (ПЗ), то можно увидеть, что он состоит как бы из трех подзаконов:

I. Свойства простых веществ находятся в периодической зависимо сти от величины атомных весов элементов (т.е. периодически по вторяются).

II. Формы простых веществ периодически повторяются.

III. Свойства соединений элементов также периодически повторяются.

Периодическая система элементов (ПСЭ) является графическим изо бражением Периодического закона.

В настоящее время насчитывается около пятисот вариантов ПСЭ, ос новными из них являются:

• длинный вариант • полудлинный вариант • короткий вариант – наиболее распространенный.

(См. раздел «Приложения»).

СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ ПО Д.И.МЕНДЕЛЕЕВУ Рассмотрим более подробно короткий вариант Периодической системы элементов.

В коротком варианте Периодической системы элементов (как и в любом другом) элементы расположены по возрастанию их атомных весов (масс). Имеются четыре исключения (когда последующий элемент имеет атомную массу меньшую, чем предыдущий). Вот они:

аргон – калий (18 39,948Ar – 19 39,102K);

1.

кобальт – никель (27 58,933Co – 28 58,7Ni) 2.

теллур – иод (52 127,6Te – 53 126,95 I) 3.

торий – протактиний (90 232,038 Th – 91 [231] Pa) 4.

Короткий вариант Периодической системы элементов по горизонтали состоит из 7 периодов, подразделенных на 10 рядов (четные и нечет ные);

по вертикали – из 8 групп, подразделенных на подгруппы (главную и побочную).

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева ПЕРИОДЫ Период – это горизонтальный ряд элементов, начинающийся со щелоч ного металла и заканчивающийся инертным газом.

В малых периодах этот путь короткий, в больших – длинный.

1 период содержит 2 элемента это малые } периоды 2 – 8 элементов 3 – также 4 – 18 это } большие 5 – 6 – 32 периоды 7 период содержит 24 элемента (при условии, что всего элементов в ПСЭ – 110) и является неза вершенным.

Рассмотрим более подробно каждый из периодов.

1 период имеет 2 особенности:

1. содержит всего 2 элемента: водород (H) и гелий (He) 2. Н занимает в 1 периоде особое положение: в первой группе, главной подгруппе он находится как полноправный член, а в VII группе, главной подгруппе его символ заключен в скобки. Это связано с тем, что по ряду свойств водород напоминает ще лочные металлы (сходство атомного спектра, степень окисле ния +1, взаимодействие с неметаллами), по другим же свойст вам он более сходен с галогенами (газообразное состояние, двухатомная молекула простого вещества, сходство гидридов с галогенидами и др.).

Элементы 2 и 3 периода Д.И.Менделеев назвал типическими, так как их свойства резко (типически) изменяются от одного к другому.

4, 5, 6 периоды являются длинными: подразделяются на 2 ряда – четные и нечетные. В четных рядах больших периодов находятся одни металлы (например, в 4 периоде, 4 ряду находятся K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni). В нечетных рядах больших периодов свойства элементов изменяют ся как и у типических (2, 3 периоды) за исключением того, что вместо щелочного и щелочно-земельного металла здесь находятся d-элементы (например, в 5 периоде, 7 ряду: Ag, Cd – d-элементы, далее от In до Xe – p-элементы, свойства которых изменяются аналогично свойствам р элементов 2 и 3 периодов).

6 период по сравнению с 5 имеет одну особенность: здесь после ланта на ( 57La) должны находиться 14 лантаноидов ( от 58Се до 71Lu);

они при водятся внизу таблицы.

7 период, как и 1, имеет 2 особенности:

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева 1. состоит из одного ряда (10-го четного), является незавершен ным;

2. здесь после актиния (89Ас) должны находиться 14 актиноидов (от 90Th до 103Lr);

они также приведены внизу таблицы.

Лантаноиды и актиноиды составляют два отдельных семейства. У них явно выражены как горизонтальная, так и вертикальная аналогии.

Основным признаком, по которому элементы больших периодов разде лены на два ряда, является их степень окисления (во времена Менде леева – валентность). Одинаковые значения степеней окисления эле ментов дважды повторяются в периоде с ростом их атомных масс. На пример, в 4 периоде степени окисления элементов от K до Mn изменя ются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Co, Ni (это элементы четного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисле ния у элементов от Cu до Br (это элементы нечетного ряда).

Дважды повторяются в больших периодах и формы соединений элемен тов (см. ниже).

ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ Группа это – вертикальный столбец элементов.

По вертикали ПСЭ состоит, как уже было сказано, из восьми групп, под разделенных на подгруппы (главную и побочную). Это подразделение усилено смещением: символы элементов главных подгрупп смещены в своих клетках влево, элементов побочных подгрупп – вправо (или на оборот). Следует подчеркнуть, что такое подразделение имеет место только в коротком варианте ПСЭ, в длинном варианте подгрупп нет.

В главную подгруппу входят элементы типические (2 и 3 периодов) и стоящие под ними;

в побочную подгруппу – только металлы – d элементы больших периодов. Восьмая группа отличается от остальных:

здесь побочные подгруппы представлены триадами d-элементов (на пример, 4 период, 8 группа, побочная подгруппа: Fe, Co, Ni).

В подгруппах объединены наиболее сходные между собой элементы.

Следует отметить, что элементы главной и побочной подгрупп в преде лах одной группы сильно различаются между собой;

однако, их объеди няет одинаковая высшая положительная степень окисления, как правило равная номеру группы. Например, в 7 группе элементы Cl и Mn имеют высшую положительную степень окисления +7 (из этого правила также есть исключения: F –1, O –2, Cu +2 и некоторые другие).

ИЗМЕНЕНИЕ МЕТАЛЛИЧЕСКИХ И НЕМЕТАЛЛИЧЕСКИХ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ В ПЕРИОДЕ И ПО ПОДГРУППЕ Из 110 элементов в ПСЭ 88 – металлы.

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Поэтому металлы яв ляются восстановителями. В этом и состоит их главное и наиболее об Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева щее химическое свойство. Под «металлическими свойствами» элемента подразумевают его способность отдавать валентные электроны: чем легче он их отдает, тем более выражены его металлические свойства.

Если в Периодической системе элементов провести прямую линию от бериллия (Ве) к астату (At), то справа вверху будут находиться неметал лы, слева внизу металлы, а вблизи линии будут располагаться амфо терные элементы.

Металлические свойства слева направо в периоде будут ослабевать, а неметаллические, соответственно, усиливаться;

по подгруппе металли ческие свойства усиливаются сверху вниз с увеличение порядкового но мера элемента (рис. 1). Следует отметить, что это связано со строением внешних электронных оболочек атомов элементов (см. ниже). Так, на пример, в 3 периоде Na является более активным металлом, чем Mg, а Mg, в свою очередь, более активным металлом, чем амфотерный Al;

не металлические свойства элементов будут далее усиливаться от Si к Cl.

В 1 группе главной подгруппы Cs и Fr будут являться более сильными металлами, чем Li.

Рис. Основные тенденции изменения свойств элементов в Перио дической системе KИСЛОРОДНЫЕ И ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ Менделеев в своей формулировке Периодического закона показал, что периодически изменяются не только свойства простых веществ, но так же и формы их соединений. Рассмотрим это положение на примере ки слородных и водородных соединений элементов.

Кислородные соединения элементов ПСЭ Все элементы Периодической системы элементов (кроме 2He, 10Ne, 18Ar) образуют оксиды, однако, форм этих оксидов всего восемь и они перио дически повторяются. Формулы высших оксидов приведены внизу таб лицы под каждой группой, причем, оксиды образуют элементы как глав ной так и побочной подгрупп. Например, элементы первой группы обеих Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева подгрупп, за некоторым исключением, имеют оксид общей формулы R2O: Li2O, Na2O, K2O, Cu2O, Rb2O, Ag2O, Cs2O, Fr2O (исключения: выс шим оксидом меди является CuO, а золота – Au2O3).

Элементы VI группы образуют высший оксид общей формулы RO3 :

SO3, SeO3, CrO3 и др. (исключение: к элементу кислороду 8О это не от носится).

В VII группе общая форма высшего оксида – R2O7 : Cl2O7, Mn2O7 (исклю чение: оксид фтора имеет формулу ОF2 ).

У элементов VIII группы общая формула высшего оксида – RO4, однако, из побочной подгруппы только 44Ru, 76Os и 78Pt образуют оксиды такой формы.

Водородные соединения элементов ПСЭ Элементы IV, V, VI и VII групп и только главных подгрупп образуют лету чие водородные соединения. Формы водородных соединений элементов также периодически повторяются и они также приведены внизу таблицы.

Например, для элементов IV группы, главной подгруппы летучие водо родные соединения имеют общую формулу RH4;

таким образом, эле менты главной подгруппы данной группы образуют летучие водородные соединения CH4, SiH4, GeH4, и т.д.

Периодически повторяются также формы других соединений элементов:

сульфидов, нитридов, карбидов, гидридов и др.

ПЕРИОДИЧЕСКИ ПОВТОРЯЮЩИЕСЯ СВОЙСТВА СОЕДИНЕНИЙ ЭЛЕМЕНТОВ Например, оксиды щелочных металлов (Li2O, Na2O, K2O и др.) представ ляют собой белые кристаллические вещества, гигроскопичные (расплы ваются на воздухе). Они являются основными оксидами и реагируют, со ответственно, с водой, кислотами, кислотными оксидами и др.

Например:

• Li2O + H2O 2LiOH • Na2O + H2O 2NaOH • K2O + H2O 2KOH • Li2O + CO2 Li2CO • Na2O + SO2 Na2SO • K2O + SO3 K2SO • Li2O + 2HCl 2LiCl + H2O • Na2O + 2HBr 2NaBr + H2O • K2O + 2HJ 2KJ + H2O и т.д ПРИМЕРЫ 1. В какой группе и в каком периоде Периодической системы эле ментов Д.И. Менделеева находится элемент с порядковым номером 42?

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Решение Расположение элементов в Периодической системе в соответствии со строением их атомов следующее: в первом периоде 2, во втором 8, в третьем 8. Третий период заканчивается элементом с порядковым номе ром 18(2 + 8 + 8). В четвертом периоде 18 элементов, т.е. он заканчива ется элементом с порядковым номером 36. В пятом периоде также элементов, поэтому с порядковым номером 42 попадает в пятый период.

Он занимает шестое место, следовательно, находится в шестой группе (побочной подгруппе). Этот элемент – молибден Мо.

2. Опишите химические свойства элемента с порядковым номером 23 по его положению в Периодической системе.

Решение По Периодической системе определяем, что элемент с порядковым но мером 23 находится в четвертом периоде и в побочной подгруппе V группы. Этот элемент – ванадий V. Электронная формула V:

1s22s22p63s23p63d34s2 сокращенно [Ar] 3d34s2. Следовательно, V – d-эле мент.

Элемент может легко отдавать 2 электрона с 4-го уровня, проявляя сте пень окисления +2. При этом он образует оксид VO и гидроксид V(OH)2, проявляющие основные свойства. Газообразных водородных соедине ний ванадий не образует, так как расположен в побочной подгруппе.

Атом ванадия может отдавать электроны с d-подуровня предпоследнего энергетического уровня (3 электрона) и, таким образом, проявлять выс шую степень окисления +5 (численно равную номеру группы, в которой расположен элемент). Оксид, соответствующий высшей степени окисле ния, V2O5. Этот оксид обладает кислотными свойствами. В качестве гид роксида ему соответствует неустойчивая метаванадиевая кислота HVO (соли ее – ванадаты – устойчивые соединения).

3. Какие соединения с водородом образуют элементы главной под группы VI группы? Назовите наиболее и наименее прочное из них.

Решение Элементы главной подгруппы VI группы – р-элементы. У их атомов на внешнем энергетическом уровне находится по 6 электронов: ns2np4.

Следовательно, в соединениях с водородом они проявляют степень окисления – 2.

С ростом порядкового номера элемента (от кислорода к полонию) уве личивается радиус атома, что обуславливает уменьшение прочности со единения с водородом (от Н2О и Н2Ро). Таким образом, из названных соединений наиболее прочным является вода Н2О, наименее прочным Н2Ро.

4. Какой из элементов – литий или калий – обладает более выра женными металлическими свойствами?

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Решение Строение электронных оболочек атомов лития и калия представляем следующим образом: Li – 1s22s1 K – 1s22s22p63s23p64s1 или сокращенно [He]s1 и [Ar]s1. Как видим, у обоих атомов на внешнем энергетическом уровне находится по одному электрону. Однако у атома калия внешний электрон расположен дальше от ядра (на четвертом энергетическом уровне, а у лития – на втором) и, следовательно, легче отрываются. По скольку металлические свойства обусловлены способностью отдавать электроны, они сильнее выражены у калия.

5. Состав оксида некоторого металла может быть выражен про стейшей формулой Me2O3. Известно, что оксид массой 76,5 содер жит металл массой 40,5 г. Какой металл образует оксид?

Решение Определяем массу кислорода, содержащегося в оксиде массой 76,5 г:

m(O) = m(Me2O3) – m(Me);

m(O) = (76,5 – 40,5) = 36,0 г.

Находим количество вещества кислорода:

m 36, n= ;

n(O) = = 2, 25 моль.

M Из формулы оксида следует, что на 3 моль атомного кислорода прихо дится 2 моль металла, т.е.

2 : 3 = x : 2, 2 2, x= = 1,5 моль.

Таким образом, металл массой 40,5 г составляет 1,5 моль.

m 40, ;

M (Me ) = = 27.

M= n 1, Металл - алюминий ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА До конца XIX века атомы считались неделимыми (греч. «atomos» – неде лимый). По мере накопления опытных данных при изучении явлений:

• электролиза, • прохождения электрического тока в газах, • и, особенно, радиоактивности пришлось отказаться от такого взгляда на вещи, и признать, что атом имеет сложное строение. Были предложены несколько моделей строе ния атома:

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева 1. Модель В.Томсона и Д.Д. Томсона (1904 г) – «булочка с изюмом» – атом представляет собой материальную положительно заряженную сферу, в которую вкраплены, как изюм в булочку, отрицательно заря женные электроны.

2. Планетарная (ядерная) модель строения атома Э. Резерфорда (1911 г). Согласно этой модели атом состоит из массивного, положи тельно заряженного ядра, вокруг которого на значительном расстоянии вращаются, как планеты вокруг солнца, электроны, образуя электронную оболочка атома. При этом размеры ядра меньше размеров атома при мерно в 100 тыс. раз, однако, практически вся масса атома сосредоточе на в ядре. Планетарной моделью атома пользуются и сейчас.

3. Современная квантово-механическая модель строения атома (1926 г): атом в целом нейтрален и состоит из очень маленького, но очень тяжелого ядра и огромных, размытых, почти невесомых электрон ных облаков. Диаметр атома – величина 10-8 см, диаметр ядра 10-12 – 10-13 см (для сравнения: если увеличить атомное ядро до размеров го рошины и поместить на середину Красной площади в Москве, то первый электрон будет вращаться по Садовому кольцу). Масса электрона ок.

910-28 г и составляет 1/1837 часть массы атома водорода.

Электрон в атоме обладает как свойствами частицы, так и волны (т. е., ему присуща корпускулярно-волновая двойственность). Корпуску лярные свойства электрона выражаются в его способности проявлять свое действие только как целого, волновые свойства – в дифракции и интерференции. Электрон движется вокруг ядра со скоростью км/сек без траектории. В литературе в настоящее время пользуются по нятием «орбиталь» для обозначения совокупности положений электро на в атоме.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева СОСТАВ АТОМНЫХ ЯДЕР Ядро атома, как оказалось, также не является неделимым и слагается из еще более мелких частиц - протонов и нейтронов.

Протоны (p) и нейтроны (n) представляют собой два различных состоя ния элементарной ядерной частицы – нуклона. В ядре происходит по стоянное взаимопревращение нуклонов:

p+1 n за счет обмена -мезонами.

Элементарная частица -мезон обладает массой покоя, приблизительно равной 270 m(e–) и зарядом: +1, –1 и 0.

При этом масса ядра всегда меньше суммы масс протонов и нейтронов, входящих в его состав. Разность между ними называется дефектом массы m и характеризует энергию связи нуклонов, стабильность ядра.

Например, для гелия m =0,03037 а.е.м. Из соотношения E = mc2 сле дует, что такому дефекту массы соответствует энергия 28,3 МэВ. В пе ресчете на 1 нуклон это составляет ок. 7 МэВ, т.е. 6,8 · 108 кДж, что в миллионы раз превышает энергию химической связи.

В соответствии с принятой в настоящее время оболочечной моделью ядра каждый нуклон находится в определенном квантовом состоянии, характеризующимся энергией, спином и его проекцией на одну из коор динатных осей (аналогично состоянию электрона в атоме).

Наиболее стабильны ядра с так называемыми «магическими числами»

протонов и нейтронов (2, 20, 28, 40, 50 и 82).

СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ При химических реакциях ядро атома не претерпевает изменений. Из менениям подвергаются электронные оболочки атомов. Строением электронных оболочек объясняются многие свойства химических эле ментов, поэтому их структуре уделяется большое внимание.

В настоящее время, как было указано выше, движение электронов в атоме рассматривается с позиций квантовой механики. Согласно ос новному принципу квантовой механики элементарные частицы (электро ны, протоны, нейтроны и др.) обладают двойственной природой – кор пускулярной и волновой.

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Таким образом, электрон – не шарик, движущийся по определенной кру говой орбите вокруг ядра (по Резерфорду), он как бы «размазан» в виде электронного облака;

т.е. имеется некоторая область пространства во круг ядра, в которой чаще всего оказывается электрон. Мы не можем точно установить его местонахождение, а можем говорить лишь о веро ятности его пребывания в данном месте.

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА. СОВРЕМЕННАЯ МОДЕЛЬ СОСТОЯНИЯ ЭЛЕКТРОНА В АТОМЕ Для характеристики энергетического состояния электрона в атоме кван товая механика пользуется системой 4 квантовых чисел: n, l, m, s.

Главное квантовое число Главное квантовое число n характеризует энергетический уровень элек тронов и имеет целочисленные значения: 1, 2, 3, …n. Электроны, имею щие одно и то же значение n, составляют электронный слой. Электрон ные слои обозначаются также буквами: K, L, M, N, O, P, Q. Первый слой от ядра – К-слой (n = 1). Электроны этого слоя имеют наименьший запас энергии. Каждый последующий слой имеет большее значение энергии по сравнению с предыдущим.

Количество электронных слоев в атомах совпадает с номером периода в ПСЭ Д.И.Менделеева, в котором находится данный элемент.

Так H, He – имеют 1 электронный слой;

• Li, Be, B…Ne – имеют 2 электронных слоя;

• Na, Mg, Al…Ar – имеют 3 электронных слоя;

• K, Ca, Sc…Kr – 4 электронных слоя и т.д.

• Каждый электронный слой имеет максимальную электронную емкость:

Z = 2n2, где Z – максимальное количество электронов;

n – номер слоя.

Из этой формулы следует, что:

1-й слой не может содержать более 2 электронов;

• 2-й слой может содержать не более 8 электронов;

• 3-й слой – не более 18;

• 4-й слой – не более 32 и т.д.

• Побочное (орбитальное) квантовое число Побочное (орбитальное) квантовое число l служит для характеристики подуровней. Электроны, находящиеся на одном энергетическом поду Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева ровне, образуют группы электронов разных подуровней. Эти электроны отличаются друг от друга по конфигурации своих электронных облаков и энергиям в пределах одного уровня. Подуровни обозначаются буквами s, p, d, f.

Число подуровней на уровне равно номеру уровня, т.е.

• 1-й уровень может содержать только один подуровень – s;

• 2-й уровень – 2 подуровня – s и p;

• 3-й уровень – 3 подуровня – s, p, и d;

• 4-й уровень – 4 подуровня – s, p, d и f.

На s-подуровне находятся s-электроны, на p-подуровне – p-электроны, на d- и f-подуровнях, соответственно, – d- и f-электроны.

s-, p-, d- и f-электроны отличаются друг от друга формой электронных облаков и энергиями.

• s – подуровень характеризуется самой низкой энергией, • p – более высокой, • d и f – еще более высокими уровнями энергий, в пределах энерге тического уровня (рис. 2).

Рис. Схема разделения энергети ческих уровней на поду ровни Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Форма • s-электронных облаков – сферическая, • p-электронных облаков – гантелеобразная, • d- и f-электронных облаков – более сложная (рис. 3).

Рис. Формы электронных облаков для различных состояний электронов в атомах.

Для каждого подуровня, как и для уровня, характерно максимально воз можное число электронов:

для s-подуровня – 2 электрона;

• для p-подуровня – 6 электронов;

• для d- и f-подуровней, соответственно, – 10 и 14 электронов.

• Главные и побочные квантовые числа в совокупности определяют энер гетическое состояние электрона в атоме.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Магнитное квантовое число Магнитное квантовое число m характеризует ориентацию электронных облаков в пространстве относительно 3-х координатных осей: x, y, z (или, иначе говоря, направление, в котором вытянуто электронное обла ко).

Состояние электрона на уровне, характеризующееся определенной формой и расположением в пространстве электронного облака, получи ло название орбитали.

Или, по-другому, орбиталью называется пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электронов.

s-орбиталь – одна:

p-орбиталей –три:

d-орбиталей –пять:

f-орбиталей – семь:

Орбитали принято записывать в виде ячеек, например:

s p d f Спиновое квантовое число Спиновое квантовое число s (от англ. «spin» – веретено) характеризует вращение электрона. На одной орбитали (в одной ячейке) могут нахо диться два электрона, но только с противоположными спинами (спарен ные, ).

ПРАВИЛА ДЛЯ ОПИСАНИЯ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК АТОМОВ ЭЛЕМЕНТОВ 1. Запрет Паули (принцип Паули):

В атоме не может быть даже двух электронов с одинаковыми значения ми всех четырех квантовых чисел.

2. Принцип наименьшей энергии:

Каждый электрон в атоме стремится занять свободную орбиталь с наи более низкой энергией.

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Шкала энергии 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p 6s2 5d10 и т.д.

(определена опытным путем).

3. Правило Гунда:

Суммарный спин должен быть максимальным, т.е. орбитали уровня заполняются так: сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, затем – по второму – с противоположными.

Например:

правильно неправильно неправильно 4. Необходимо учитывать «провал» электрона.

Примечание. Если у электрона последним заполняется s подуровень, то это – s-элемент;

если p-подуровень – это – p-элемент;

если d-подуровень – d-элемент.

ПРИМЕР Составьте электронную формулу и сокращенную электронную фор мулу элемента с порядковым номером 20. Покажите распределение электронов по орбиталям.

Решение По порядковому номеру заключаем: в атоме 20 электронов. Данный элемент – кальций. Электронная формула в соответствии с принципом наименьшей энергии имеет вид:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2) = 20.

Более компактное написание электронной формулы – ее называют со кращенной электронной формулой – будет [Ar]4s2. В ней та часть, кото рая соответствует заполненным электронным уровням благородного га за, обозначается его символом (в квадратных скобках) и рядом изобра жаются остальные электроны.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Электронной формуле кальция соответствует следующее распределе ние электронов по орбиталям:

s p d f N-слой;

n= M-слой;

n= L-слой;

n= К-слой;

n= ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ В СВЕТЕ УЧЕНИЯ О СТРОЕНИИ АТОМА Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл Перио дического закона.

Современная формулировка ПЗ звучит так:

Строение и свойства элементов и соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер атомов и опреде ляются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов.

Новая формулировка нисколько не противоречит формулировке Д. И.

Менделеева, она только базируется на новых данных.

Д. И. Менделеев показал в ПСЭ, что свойства элементов периодически повторяются. Теория строения атомов объясняет этот факт следующим образом: при возрастании положительных зарядов атомных ядер от 1 до 110 строение электронных оболочек атомов элементов периодически повторяется. Поскольку, в химических реакциях участвуют только элек тронные оболочки атомов элементов (а именно, внешние электронные оболочки) и поскольку их строение периодически повторяется, то и хи мические свойства элементов также периодически повторяются. В этом заключается физический смысл Периодического закона.

Рассмотрим ПСЭ с точки зрения современной теории строения атома.

Известно, что она состоит из семи периодов, в каждом периоде происхо дит заполнение электронных оболочек (уровней). Их всего семь: K, L, M, N, O, P, Q. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов элементов. В этом заключается физический смысл номера периода.

Каждый период (кроме первого) начинается щелочным металлом и за канчивается инертным газом.

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева В малых периодах (1, 2, 3) с ростом положительных зарядов ядер ато мов число электронов на внешнем уровне возрастает на единицу: в пер вом – от 1 до 2;

во втором и третьем – от 1 до 8. Поэтому строение внешних электронных оболочек этих атомов от элемента к элементу из меняется и, соответственно, химические свойства указанных элементов также резко изменяются. Например, от Li к Ne.

В больших периодах (4, 5) с ростом зарядов ядер атомов заполнение электронных оболочек происходит сложнее. Так, в их четных рядах (4 и 6) после заполнения s-подуровней (s-подоболочек;

s-элементы, соответ ственно, K, Ca – 4 ряд и Rb, Sr – 6 ряд) происходит заполнение вторых снаружи d-подуровней (d-подоболочек).

При этом, строение внешнего электронного уровня d-элементов практи чески не изменяется (за исключением случаев «провала» электрона), поэтому d-элементы очень похожи друг на друга и их химические свойст ва изменяются крайне медленно.

Лишь после заполнения d-подуровней при переходе к нечетным рядам (5,7) начинается заполнение p-подуровней, при этом число электронов на внешнем уровне снова возрастает (от 3 до 8), и свойства элементов начинают резко изменяться – как у типических элементов.

В 6-м и 7-м периодах заполнение электронных оболочек атомов проис ходит еще сложнее. Так, после заполнения 6s и 7s подуровней и начала заполнения d-орбиталей (у La и Ac, соответственно, 8 и 10 ряды) проис ходит заполнение 4f и 5f подуровней – это f-элементы. Эти элементы также очень близки друг другу по свойствам, так как их внешние и пред внешние электронные оболочки одинаковы (за исключением также слу чаев «провала» электронов). После заполнения f-подоболочек в 6-ом и 7-ом периодах происходит (как в 4-ом и 5-ом периодах) дозаполнение d подуровней, причем в 7-ом периоде оно не закончено. И только после этого в 6-ом периоде (9 ряд) снова начинают заполняться p-орбитали (p подуровни), число электронов на внешнем уровне начинает увеличи ваться на единицу и свойства элементов, соответственно, снова начи нают изменяться (как у типических элементов) вплоть до инертного газа.

ДЕЛЕНИЕ ПСЭ НА ГРУППЫ И ПОДГРУППЫ Рассмотрим деление ПСЭ на группы и подгруппы (в данном коротком варианте ПСЭ) с точки зрения сложного строения атома.

Как видим, элементы главных подгрупп (типические и стоящие под ними) включают в себя s- и p-элементы – у них заполняются s- и p-подуровни.

У элементов побочных подгрупп (d-элементы) заполняются d-подуровни 2-го снаружи уровня. У лантаноидов и актиноидов заполняется 3-й сна ружи 4f и 5f подуровень, соответственно. Таким образом, в каждой под группе объединяются элементы со сходным строением внешнего элек тронного уровня.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Атомы элементов главных подгрупп содержат на внешнем уровне число электронов, равное номеру группы. Атомы элементов побочных подгрупп на внешнем уровне содержат, как правило, 2 электрона (кроме случаев «провала» электрона). Однако, вступая в химические реакции атомы элементов побочных подгрупп могут использовать электроны не только внешнего, но и 2-го снаружи уровня.

Например, в VII группе элементы главной подгруппы на внешнем уровне содержат по 7 электронов, побочной подгруппы – по 2 электрона. Одна ко, вступая в химические реакции, все они (кроме F) могут проявляют высшую валентность, равную 7 (степень окисления + 7). При этом эле менты подгруппы Mn используют 2 электрона внешнего уровня (s электроны) и 5 – с предыдущего уровня (d-электроны).

Таким образом, у элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних уровней – в этом со стоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы.

Теория строения атома объясняет также изменение металлических и неметаллических свойств элемента.

Как было показано выше, металлические свойства элементов усилива ются справа налево в периоде и сверху вниз по подгруппе.

Известно, что металлические свойства элемента обусловлены его спо собностью отдавать электроны, поэтому элементы I и II групп главных подгрупп (Li и Be), стоящие в начале периода и имеющие на внешнем уровне соответственно 1 и 2 электрона, с легкостью отдают последние, приобретая при этом устойчивую оболочку инертного газа (He или дру гих). Далее в периоде, при переходе от одного элемента к другому, ме таллические свойства ослабевают, уступая место неметаллическим, ко торые наиболее ярко проявляются у элементов подгруппы F (VII группа, главная подгруппа). Последние имеют на внешнем электронном уровне 7 электронов и легко присоединяют один до завершения слоя и также приобретения устойчивой оболочки инертного газа (Ne, Ar, Kr, Xe или Rn).

При переходе от элемента к элементу сверху вниз по подгруппе (напри мер, от Li к Cs и Fr) число внешних электронов остается постоянным (в нашем случае – 1), однако, увеличивается количество электронных уровней (от 2 до 7), и в каждом последующем случае валентный элек трон оказывается дальше от ядра, экранируется все большим числом электронных слоев и легче отрывается. Таким образом, металлические свойства Fr и Cs будут выражены сильнее, чем у Li.

Теория строения атома объясняет также особое положение водорода в ПСЭ.

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Атом H имеет один внешний электрон;

он может отдать этот электрон, проявляя при этом свойства щелочного металла – поэтому H может быть помещен в 1 группу, главную подгруппу ПСЭ.

Атом H также может принять электрон, завершив свою электронную оболочку до оболочки атома He. Таким образом, H также может быть помещен в 7 группу главную подгруппу (в скобках). Или наоборот.

С точки зрения теории строения атома 4 «недостатка» ПСЭ Д. И. Менде леева вовсе не являются недостатками, так как (вспомним современное определение ПЗ) по заряду ядер атомов эти элементы строго соответст вуют своему местоположению в ПСЭ.

В настоящее время все места ПСЭ заполнены и новые элементы, как полагают, внутри ПСЭ не могут быть открыты.

ПРИМЕЧАНИЯ ЗНАЧЕНИЕ ПЕРИОДИЧЕСКОГО ЗАКОНА И ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМА «До Периодического закона, – писал Д.И. Менделеев, – элементы пред ставляли лишь отрывочные случайные явления природы;

не было по вода ждать каких – либо новых, а вновь находимые были полной не ожиданной новинкой. Периодическая законность первая дала возмож ность видеть неоткрытые еще элементы в такой дали, до которой невоо руженное этой закономерностью зрение до тех пор не достигало».

Д. И. Менделеев любил повторять, что цель науки – предвидение и польза. Периодический закон и построенная на его основе Периодиче ская система элементов послужили основой для многих поразительных предсказаний и предвидений. Примером могут служить сделанные са мим Менделеевым в 1869–1871 гг. прогнозы физических и химических свойств неизвестных в то время элементов галлия, скандия и германия.

История естествознания не знает других примеров столь многосторонне го прогноза, который бы так блестяще оправдался.

Можно без преувеличения сказать, что Периодический закон явился первоисточником всех открытий химии и физики XX в.

Изучение лунного грунта, состава атмосферы Венеры и Марса, вещест ва метеоритов и др. также показало, что Вселенная состоит из уже зна комых нам элементов.

Однако, следует отметить, что не все свойства элементов изменяются непременно периодически;

так, например:

• заряд ядра только увеличивается с ростом атомного номера элемента;

• почти не связана с положением в системе окраска простых и сложных тел;

• далеко не всегда элементам-аналогам отвечают простые ве щества с однотипными кристаллическими решетками;

и др.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Таким образом, ПСЭ является полезным ориентиром, но никак не источ ником абсолютно достоверной информации. Выводы, которые можно сделать, опираясь на систему, – это, прежде всего, выводы о свойствах данного элемента в сравнении со свойствами других, соседних с ним элементов.

Кроме того, несмотря на всю огромную значимость открытия, Периоди ческий закон и система элементов представляли собой лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным;

и только новые данные о строении атомного яд ра и распределении электронов в атомах позволили рассмотреть их с фундаментальных физических позиций.

ЕСТЕСТВЕННЫЕ ГРАНИЦЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ На Земле существуют только такие элементы, среднее время жизни ко торых приблизительно равно или превосходит возраст Земли: самый легкий из этих элементов – водород (1H), самый тяжелый – уран (92U)*.

Однако, этими элементами не ограничивается диапазон возможных хи мических элементов, природа гораздо богаче и разнообразнее.

В природе существует атом, который легче водорода – позитроний, его можно представить в виде электрона и позитрона: он состоит из элек тронно-позитронной оболочки и не имеет ядра (рис. 4).

Рис. Схема строения атома во дорода (а), пози трония (б), антиатома водорода (в) а б в Открытие позитрония экспериментально поставило вопрос о существо вании мира, построенного из антиатомов. Антиатомы действительно су ществуют, некоторые из них (антиатомы водорода и гелия) изучены экс периментально. Поэтому нельзя говорить о начале Периодической сис темы, так как ее таблица (по крайней мере, теоретически) может сим метрично относительно позитрония повторять структуру ПСЭ в мире ан тиатомов (табл. 1).

Примечание. Через 4 млрд лет урана на Земле не останется: в его бывших месторождениях найдут только соединения свинца, а атмосфера станет богаче гелием. Свои последние дни в совре менную эпоху доживают атомы калия – 40, актиния – 235, астата – 211и некоторых других радиоактивных элементов.

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Структура Периодической системы в мире атомов и антиатомов Таблица ~ ~ АНТИАТОМЫ Ps H АТОМЫ He He H ~ … … … … Li Li … … … … … … С увеличением порядкового номера стабильность тяжелых атомов бы стро уменьшается. Для элементов с порядковыми номерами 108 – время жизни составляет около 10–12 сек, и считается, что ПСЭ должна заканчиваться недалеко за этими элементами. Развитие теории атомных ядер позволило считать, что при больших порядковых номерах могут существовать «островки стабильности», то есть отдельные атомы с большим временем жизни.

См. также раздел. «Приложения».

Поэтому теоретически, у Периодической Системы нет ни начала, ни кон ца.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ Учение о строении атома объясняет механизм образования молекул, а также природ химической связи.

Как было рассмотрено ранее, атомы на внешнем энергетическом уровне могут иметь от 1 до 8 электронов. Если электронов 8 (у He – 2), то такой уровень называется завершенным. Он характеризуется большой проч ностью (у инертных газов).

Атомы всех других элементов имеют незавершенные энергетические уровни (оболочки) и в процессе химической реакции стремятся их за вершить. Это достигается:

• образованием общих электронных пар;

• присоединением электронов;

• отдачей электронов.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева По современным представлениям химическая связь имеет электронную природу. Основными типами химической связи являются:

• ковалентная (полярная и неполярная);

• ионная;

• металлическая;

• водородная.

Ковалентная связь Химическая связь, осуществляемая электронными парами, называется атомной или ковалентной.

При возникновении ковалентной связи происходит перекрывание элек тронных облаков (орбиталей) атомов, сопровождающееся выделением энергии. Ковалентная связь бывает полярной и неполярной.

Неполярная ковалентная связь наблюдается у двухатомных молекул, состоящих из атомов одного элемента: Cl2, N2, H2, F2 и других.

В случае неполярной ковалентной связи электронное облако распреде ляется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов:

Рис. Схема пере крывания H + H H электронных H • + • H H•H • облаков при образовании молекулы во дорода В случае полярной ковалентной связи электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома:

Рис. Схема обра зования химической связи в молекуле хлора Cl2 (а) и хлорово дорода HCl Cl + Cl Cl2 H + Cl HCl (б). •• •• •• •• •• •• • •• • • H • + • Cl• H• Cl• • Cl • + • Cl • • Cl • Cl • • • • •• •• •• •• •• •• а б Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Существуют 2 механизма образования ковалентной связи:

– обменный (см. выше) и – донорно-акцепторный, cхематично:

Существует также 2 способа перекрывания электронных облаков при образовании ковалентной связи: сигма () и пи ().

Рис. Типы пе рекрыва ния элек тронных облаков:

а) - связь б) - связь По физическим свойствам вещества с ковалентной полярной связью яв ляются промежуточными между веществами с ковалентной неполярной связью и ионными соединениями.

Ионная связь Химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением, называется электровалентной или ионной.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Ионных соединений сравнительно немного. Они образуются из атомов элементов, резко отличающихся между собой по электроотрицательно сти (см. табл. 25). В виде молекул ионные соединения могут существо вать, но только в парообразном состоянии. В обычном кристаллическом виде ионные соединения состоят из правильным образом чередующихся ионов.

Рассмотрим классический пример образования NaCl;

электронные фор мулы этих атомов, соответственно:

Na – 1s2 2s2 2p6 3s1, Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.

Оба элемента имеют незавершенные внешние оболочки. Для заверше ния слоя атому натрия легче отдать 1 электрон (чем присоединить 7), а атому хлора, наоборот, присоединить 1 электрон (чем отдать 7). Прак тически так и происходит: атом Na превращается в ион Na+, а атом Cl – в ион Cl –. Между этими ионами возникают силы электростатического притяжения (общего электронного облака нет!).

Рис. Образова ние крис таллов по варенной соли (NaCl) а б а) пространственное расположение ионов в ионной решетке NaCl (мел кие шары – ионы натрия);

б) кристаллическая решетка NaCl Таким образом, будет ли связь ковалентной (полярной или неполярной) или ионной, определяется разностью электроотрицательностей атомов, образующих данное соединение (табл. 2):

Определение типа химической связи Таблица Вид (тип) связи Разность ОЭО Примеры атомов (n) неполярная n=0 H2, Cl2, CS Ковалентная полярная 0n2 HCl Ионная n 2 (строго, n 3) NaCl Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Металлическая связь Атомы большинства металлов имеют на внешнем электронном уровне небольшое количество электронов (в основном, 2). Энергия ионизации этих электронов невелика, поэтому они легко утрачивают связь с от дельными атомами и легко обобществляются, образуя электронный газ.

Эти электроны подвижны, сравнительно небольшое их число связывает большое число ионов.

Вид химической связи осуществляющий притяжение между ионами, на ходящимися в узлах кристаллической решетки, и обобществленными электронами – называется металлической связью.

Природа металлической связи – электрическая.

Металлической связью объясняются некоторые физические свойства металлов:

• металлический блеск;

• преимущественно серый цвет;

• пластичность;

• ковкость;

• хорошая электрическая проводимость;

• теплопроводность.

Рис. Кристал лическая решетка металли ческого натрия Водородная связь Водородная связь – это своеобразная химическая связь.


Водородные связи образуются в тех случаях, когда атом водорода свя зан с сильно электроотрицательным атомом: фтором, кислородом, азо том, реже – хлором и серой.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной.

Рассмотрим межмолекулярную водородную связь на примере молекулы Н2О.

Межмолекулярная Н – связь:

+ – + – H O...H O (H2O) H H + + Поскольку в такой молекуле общая электронная пара сильно смещена от водорода к атому электроотрицательного элемента, а положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объеме, то протон взаимо действует с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществляя ее. В результате образуется вторая, более слабая связь, получившая название водородной.

Ранее водородную связь сводили к электростатическому притяжению между протоном и другой полярной группой. Но более правильным сле дует считать, что в ее образование вносит вклад и донорно-акцепторное взаимодействие. Для этой связи характерны направленность в про странстве и насыщаемость.

Обычно водородную связь обозначают точками и этим указывают, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15–20 раз). Тем не менее, она ответственна за ассоциацию молекул. Например, образова ние димеров (в жидком состоянии они наиболее устойчивы) этилового спирта и уксусной кислоты можно представить схемами:

– + – O...H O CH3 – C C – CH3 (CH3COOH) O H...O – + R R R O–H... O–H... O–H ассоциация молекул спирта H R H О–Н...О–Н...О–Н гидратация молекул спирта Как видно из этих примеров, посредством водородной связи объединены две молекулы воды, а в случае уксусной кислоты – две молекулы кисло ты с образованием циклической структуры.

Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева Водородная связь может быть также внутримолекулярной а б Внутримолекулярная водородная связь в молекулах:

а) нитрофенола и б) о-гидроксибензальдегида Водородная связь оказывает влияние на свойства многих веществ. Так, благодаря водородной связи фтороводород в обычных условиях суще ствует в жидком состоянии (ниже 19,5 oС) и содержит молекулы состава от H2F2 до H6F6. Благодаря водородной связи образуется гидродифто рид-ион HF2 – :

F – + H – F F –... H – F HF2 –, который входит в состав солей – гидрофторидов (KHF2 – гидрофторид калия, NH4HF2 – гидрофторид аммония).

Наличием водородных связей объясняется более высокая температура кипения воды (100 oС) по сравнению с водородными соединениями эле ментов подгруппы кислорода (H2S, H2Se, H2Te – при обычных условиях – газы;

сравнить: Н2О – жидкость). В случае воды надо затратить дополни тельную энергию на разрушение водородных связей.

Особенно распространены водородные связи в молекулах белков, нук леиновых кислот и других биологически важных соединений, а потому эти связи играют важную роль в химии процессов жизнедеятельности.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ 1. Исходя из положения галлия в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева, опишите важнейшие свойства простого вещества и соединений элемента.

2. На основании положения кальция в Периодической системе эле ментов Д.И. Менделеева напишите формулы его высшего оксида, гидроксида и хлорида.

3. Какой элемент пятого периода Периодической системы Д.И. Мен делеева является наиболее типичным неметаллом? Почему?

4. Один из элементов, предсказанных Д.И. Менделеевым, образует оксид, массовая доля кислорода в котором составляет 0,305. Эле мент проявляет в этом оксиде степень окисления, равную +4. Опре делите относительную атомную массу этого элемента и назовите его.

Периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева 5. Элемент образует высший оксид состава ЭО3. С водородом этот же элемент образует летучее соединение массовая доля водорода, в котором составляет 5,88%. Рассчитайте относительную атомную массу элемента и назовите его.

6. Напишите электронную формулу элемента йода. Укажите распре деление электронов по орбиталям.

7. Электронная формула элемента имеет окончание...3d5 4s2. Опре делите порядковый номер этого элемента (ответ: 25).

8. Напишите электронные формулы ионов Fe3+ и S2–.

Физико-химические системы ТЕМА II. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ РАСТВОРЫ ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА РАСТВОРОВ Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из 2-х и более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Например, в водном растворе H2SO4:

H2SO4 H+ + HSO4–;

H2SO4 H+ + SO42–;

H2O H+ + OH–;

H2O + H+ H3+O;

т.е.

Признаками любого истинного раствора являются его гомогенность и пе ременность состава. Растворы занимают промежуточное положение ме жду механическими смесями и индивидуальными химическими соедине ниями. Подобно химическим соединениям, растворы обладают одним и тем же химическим составом и одинаковыми физическими свойствами для всего объема раствора. Подобно механическим смесям, растворы имеют переменный количественный состав и не подчиняются закону кратных отношений.

Основным параметром состояния раствора, наряду с температурой (Т), является концентрация, т.е относительное количество компонентов в растворе.

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА Содержание растворенного вещества в растворе может быть выражено либо безразмерными единицами – долями, либо величинами размерны ми – концентрациями. Ниже приведены наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания растворенного вещества в рас творе:

Физико-химические системы Содержание растворенного вещества в растворе Таблица Способ выражения Определение Массовая доля (С) Отношение (обычно в процентах) массы рас творенного вещества к общей массе раство ра;

например, С = 9,25 % (масс.) Молярная доля (Ni) Отношение количества растворенного веще ства (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе. На пример, в системе, состоящей из растворите ля и единственного растворенного вещества, молярная доля последнего (N2) равна:

N2 = n2 / (n1 + n2), а молярная доля раствори теля (N1) равна:N1 = n1 / (n1 + n2), где n1 и n2 – соответственно количество вещества раство рителя и количество растворенного вещества.

Молярная концентрация Отношение количества (в молях) растворен или молярность (СМ или ного вещества к объему раствора;

например, М) 1,5 М раствор или СМ = 1,5 моль/л Моляльная концентрация Отношение количества (в молях) растворен или моляльность (m) ного вещества к массе растворителя;

напри мер, m = 1,5 моль/кг (H2O) Эквивалентная концен- Отношение числа эквивалентов растворенно трация или нормальность го вещества к объему раствора;

например, (СН или Н.) 0,75 н раствор или СН = 0,75 моль/л Существуют таблицы пересчета концентраций, как, например, представ ленная ниже (табл. 4).

Пересчет различных методов оценки содержания растворенного вещества Таблица Метод оценки m, моль/ w сM, моль/л N, экв/л (растворителя) Массовая до- N Мэ c М Мr m Мr w= w= w= w= w ля, w 10 3 m Мr + Молярная 10 3 w 1000m N c Мr = c Мr c Мr = c Мr = c Мr = концентрация, m Мr + Мr n сM Нормальность, 10 3 w 1000mn N = c Мr n N= N= N=N N m Мr + Мэ Моляльность, N cМ 10 3 w m= m= m m= Мr m=m Мr n N c Мr Мr (1 w ) Физико-химические системы ПРИМЕРЫ 1. Найти моляльность и молярную долю растворенного вещества в 67%-ном (по массе) растворе сахарозы C12H22O11.

Решение Массу сахарозы, приходящуюся на 1000 г воды, найдем из пропорции:

1000 : 33 = x : 67, x = 67 · 1000/33 = 2030 г.

Поскольку молярная масса сахарозы равна 342 г/моль, то моляльность m = 2030/342 = 5,96 моль/кг.

Молярная доля растворенного вещества N2 = n2 / (n1 + n2). В 100 г рас твора содержится 67 г сахарозы и 38 г воды, откуда n1 = 33/18 = 1, моль и n2 = 67/342 = 0,196 моль.

Следовательно: N2 = 0,196/ (1,83 + 0,196) = 0,097.

2. Найти моляльность и молярность 15%-го (по массе) раствора H2SO4 ( = 1,10 г/мл).

Решение Для вычисления моляльности найдем сначала массу серной кислоты, приходящуюся на 1000 г воды:

1000 : 85 = x : 15, x = 15 · 1000/85 = 176,5 г.

Молярная масса H2SO4 равна 98 г/моль;

следовательно, m = 176,5/98 = 1,80 моль/кг.

Для расчета и молярности раствора найдем массу серной кислоты, со держащуюся в 1000 мл (т.е. в 1000 · 1,1 = 1100 г) раствора:

1100 : 100 = y : 15, y = 1100 · 15/100 = 165 г.

См = 165/98 = 1,68 моль/л.

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ ТРЕБУЕМОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ ПО ПРАВИЛУ СМЕЩЕНИЯ («ПРАВИЛО КРЕСТА») Решение задач такого типа поясним на примерах:

1. Приготовить 90 г 40 %-го раствора (какого-либо вещества) из 65 %-го и 20 %-го растворов этого вещества.

1 (большая концентрация) = 65 %;

2 (меньшая концентрация) = 20 %;

3 (требуемая концентрация) = 40 %;

m3 (требуемая масса) = 90 г.

Физико-химические системы Найти:

m1 (масса 65 %-го раствора);

m2 (масса 20 %-го раствора).

Решение 1. Записываем массовые доли рестворов следующим образом:

65 % 40 % 20 % 2. Далее из больших чисел вычитаем меньшие и записываем «крестом»:

65 % 20 массовых частей 65 %-го раствора 90 г 40 % 20 % 25 массовых частей 20 %-го раствора Числа справа показывают в каких массовых соотношениях необходимо взять данные растворы для приготовления требуемого раствора.

Рассчитываем 3. Всего массовых частей:

20 + 25 = 45 масс. ч.

4. Масса одной части составляет:

90 г = 2 г/масс.ч.

45 мас.ч.

5. Масса первого раствора (65 %-ной концентрации):

m1 = 2 г/масс. ч. · 20 масс. ч.= 40 г.

Масса второго раствора (20 %-ной концентрации):

m2 = 2 г/масс. ч. · 25 масс. ч.= 50 г.

6. Проверка:

40 + 50 = 90 г.

Ответ Масса 65 %-го раствора составляет 40 г, масса 20 %-го раствора – 50 г.

Физико-химические системы 2. Приготовить 180 г 10 %-го раствора (какого-либо) из 45 %-го рас твора этого вещества 1 = 45 %;

2 = 0 %;


3 = 20 %;

m3 = 180 г.

Найти:

m1;

m2.

Решение 1. Поступаем как и в предыдущем примере, но вместо меньшей концен трации внизу записываем 0 %:

45 % 10 массовых частей 45 %-го раствора 180 г 10 % 10 % (вода) 35 массовых частей воды 2. Всего массовых частей:

10 + 35 = 45 масс. ч.

3. Масса одной части составляет:

180 г = 4 г / масс.ч.

45 масс.ч.

4. Масса первого и второго растворов соответственно:

m1 = 4 г/масс. ч. · 10 масс. ч.= 40 г.

m2 = 4 г/масс. ч. · 35 масс. ч.= 140 г.

5. Проверка: 40 + 140 = 180 г.

Ответ Масса 40 %-го раствора составляет 40 г, масса воды – 140 г.

3. Какой объем раствора с массовой долей H2SO4 60 % ( = 1,5 г/мл) и раствора с массовой долей H2SO4 30 % ( = 1,2 г/мл) необходимо взять для приготовления 240 г H2SO4 с массовой долей кислоты 50 %?

Физико-химические системы 1 = 60 %;

1 = 1,5 г/мл;

2 = 30 %;

2 = 1,2 г/мл;

3 = 50 %;

m3 = 240 г.

Найти:

V1;

V2.

Решение 1.

60 % 20 массовых частей 60 %-го раствора 240 г 50 % 30 % 10 массовых частей 30 %-го раствора 2. Всего массовых частей:

20 + 10 = 30 масс. ч.

3. Масса одной части составляет:

240 г = 8 г / масс.ч.

30 масс.ч.

4. Масса первого и второго растворов соответственно:

m1 = 8 г/масс. ч. · 20 масс. ч.= 160 г.

m2 = 8 г/масс. ч. · 10 масс. ч.= 80 г.

m m 5. = ;

V= ;

V 160 V1 = = 106,7 мл ;

V2 = = 106,7 мл 1,5 1, Ответ Необходимо взять 106,7 мл 60 %-го раствора и 66,7 мл 30 %-го раство ра.

Физико-химические системы ЗАКОНЫ РАУЛЯ ДЛЯ РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (кол лигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещест ва и от количества растворителя.

ДАВЛЕНИЕ НАСЫЩЕННОГО ПАРА НАД РАСТВОРАМИ.

I ЗАКОН РАУЛЯ При испарении жидкости над ее поверхностью образуется пар. Процесс испарения обратим, одновременно с ним идет и конденсация пара. Когда скорость испарения и скорость конденсации сравняются, установится равновесие и насыщенный пар при данной температуре будет иметь по стоянное давление. Так, при 20 оС давление насыщенного пара воды равно 2,32 кПа, этилового спирта – 5,85 кПа (с повышением температу ры давление насыщенного пара увеличивается).

При растворении небольшого количества какого-нибудь нелетучего ве щества (температура кипения которого примерно на 150 оС выше темпе ратуры кипения растворителя) в данном растворителе снижается кон центрация молекул растворителя, и, следовательно, уменьшается число молекул растворителя, вылетающих с поверхности жидкости в единицу времени. В этом случае равновесие между жидкостью и насыщенным паром устанавливается при более низком давлении по сравнению с дав лением пара над чистым растворителем.

Рис. Схема процессов испарения из чистого раствори теля (а) и из раство ра (б) Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раство ром всегда меньше, чем над чистым растворителем.

Чем больше концентрация раствора (т.е. чем меньше молекул раствори теля содержится в единице объема), тем меньше давление насыщенно го пара.

Понижение давления пара растворителя над раствором выражается с помощью I закона Рауля:

Физико-химические системы Давление насыщенного пара растворителя над раствором равно давле нию его над чистым растворителем, умноженному на молярную долю растворителя.

pA = poANA, где pA – давление насыщенного пара растворителя над раствором;

poA – давление насыщенного пара над чистым растворителем;

NA – молярная доля растворителя.

Второй вариант формулировки закона Рауля:

Относительное понижение давление насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

(poA – pA) / poA = NB, где NB – молярная доля растворенного вещества;

Примечания:

*I Закон Рауля идеально выполняется для бесконечно раз бавленных растворов, чем более разбавлен раствор, тем он лучше подчиняется закону Рауля.

**Закон неприменим к растворам электролитов.

ТЕМПЕРАТУРЫ КРИСТАЛЛИЗАЦИИ И КИПЕНИЯ РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ. II ЗАКОН РАУЛЯ Следствием снижения давления насыщенного пара растворителя над раствором является повышение температуры кипения раствора (Tкип) по сравнению с чистым растворителем и понижение температуры его замерзания ( Тзам).

Температурой кристаллизации (замерзания) раствора считают темпера туру, при которой начинается образование кристаллов.

Согласно II Закону Рауля понижение температуры замерзания раствора или повышение темпера туры кипения раствора прямо пропорционально его моляльной концен трации т.е Tзам = КкрСm, и Ткип = КэбСm, Физико-химические системы где Ккр – криоскопическая постоянная;

Кэб – эбулиоскопическая постоянная;

Cm– моляльная концентрация.

Для разных растворителей Кэб и Ккр различны.

Коэффициенты Ккр и Кэб показывают молярное понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора, соответ ственно.

Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные зависят только от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещест ва.

Поэтому вышеприведенные уравнения позволяют вычислить относи тельную молекулярную массу растворенного вещества, если известно понижение температуры замерзания или повышение температуры кипе ния раствора определенной концентрации.

Некоторые значения Ккр и Кэб приведены в разделе «Справочные мате риалы» (см. табл. 24).

ПРИМЕРЫ 1. В 100 г воды растворено 68,4 г сахарозы. Определить давление пара раствора при 20 оС, если давление пара воды при этой темпе ратуре равно 2,3 кПа. Молярная масса сахарозы М(сах) = 342 г/моль.

М(воды) = 18 г/моль.

Решение 1) согласно второй формулировке закона Рауля:

(p0A – pA)/p0A = N(сах) (I) 2) по определению:

N(сах) = (сах) /( (сах) + (воды)), где - количество вещества (моль) 3) по известной формуле = m/M;

тогда (сах) = 68,4 г/ 342г/моль = 0,2 моль;

(воды) = 100 г/ 18г/моль = 5,56 моль, отсюда:

N(сах) = 0,2 / 0,2 + 5,56 = 0,0347;

Физико-химические системы 4) из уравнения (I) p = pо (1 – N(сах));

подставляем полученные данные:

p = 2,3 (1 – 0,0347) = 2,2 кПа.

Ответ давление пара раствора p = 2,2 кПа.

2. При 25 оС давление насыщенного пара воды составляет 3,166 кПа (23,75 мм рт.ст.). Найти при той же температуре давление насыщен ного пара над 5% водным раствором карбамида (мочевины) CO(NH2)2.

Решение Для расчета по формуле p1 = N1pо нужно вычислить молярную долю рас творителя N1. В 100г раствора содержится 5 г карбамида (молярная мас са 60,05 г/моль) и 95 г воды (молярная масса 18,02 г/моль). Количества воды и карбамида соответственно равны:

n1 = 95/18,02 = 5,272 моль, n2 = 5/ 60,05 = 0,083 моль.

Находим молярную долю воды:

n1 5,272 5, N1 = = = = 0, n1 + n 2 5,272 + 0,083 5, Следовательно, p1 = 0,985 · 3,166 = 3,119 кПа (или 23,31 мм рт.ст).

Ответ Давление насыщенного пара р = 3,911 кПа.

3. Водный раствор замерзает при температуре 271,5 К. Определить температуру кипения этого раствора, если криоскопическая и эбу лиоскопическая постоянные для воды равны 1,85 и 0,513 соответст венно.

Решение 1) Находим понижение температуры замерзания раствора Tзам = 273 – 271,5 = 1,5 К.

2) Согласно уравнению (1) Tзам = КкрСm, откуда m = Tзам/ Ккр;

Сm = 1,5/ 1,85 = 0,81 моль/кг.

Физико-химические системы 3) Согласно II Закону Рауля: Tкип = КэбСm, тогда Tкип =0,513·0,81 = 0,416К.

4) Температура кипения раствора Ткип = 373 + 0, 416 = 373,416 К или 100,416 оС Ответ температура кипения раствора равна 100,416 оС.

4. Раствор, содержащий 8 г некоторого вещества в 100 г диэтилово го эфира, кипит при 36,86 оС, тогда, как чистый эфир кипит при 35,60 оС. Определить молекулярную массу растворенного вещества, если Кэб (диэтилового эфира) = 2,02.

Решение 1) Из условия задачи находим: Tкип = 36,86 – 35,60 = 1, 2) Согласно II Закону Рауля: Tкип = КэбСm, отсюда моляльность раство ра: Сm = Tкип/ Кэб;

подставляем данные: Сm = 1,26/2,02 = 0,624 моль/кг эфира.

3) Из условия задачи следует, что в 1000 г растворителя находится 80 г растворенного вещества. Поскольку эта масса соответствует 0,624 моль, то молярную массу вещества найдем из соотношения:

М = 80/ 0,624 = 128,2 г/ моль.

Ответ Mолекулярная масса вещества равна 128,2 г/моль.

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И СПОСОБЫ ЕЕ УСТРАНЕНИЯ В природе чистая вода не встречается, она всегда содержит примеси различных веществ – неорганических и органических.

Жесткость воды – это совокупность свойств, обусловленных содержани ем в воде катионов Ca2+ и Mg2+ Если концентрация катионов Ca2+ и Mg2+ велика, то воду называют жест кой. Количественно степень жесткости воды выражают числом милли моль эквивалентов (мэкв) катионов Ca2+ и Mg2+, содержащихся в 1 л во ды. Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей же сткостью.

Физико-химические системы Один миллимоль эквивалентов жесткости отвечает содержанию 20, мг/л Ca2+ или 12,16 мг/л Mg2+.

Общая жесткость воды вычисляется по формуле:

Ca2 + Mg2 + Ж= +, 20,04 12, где [Ca2+] и [Mg2+] – концентрация ионов Ca2+ и Mg2+, мг/л;

либо по формуле:

1000 mв Ж=, [Mэк (В) V ] где mB – масса растворенного вещества, г;

Mэк (B) – молярная масса эквивалентов вещества, г/моль;

V – объем воды.

Общая жесткость воды подразделяется на карбонатную (временную) и некарбонатную (постоянную). Первая из них обусловлена присутстви ем гидрокарбонатов кальция и магния, вторая – присутствием солей сильных кислот – сульфатов или хлоридов кальция и магния.

Жесткость воды хозяйственно-питьевых водопроводов не должна пре вышать 7 мэкв/л.

Гидрокарбонаты при кипячении разрушаются, а образующиеся малорас творимые соединения Ca2+ и Mg2+ выпадают в осадок:

Ca(HCO3)2 CaCO3+ CO2+ H2O Mg(HCO3)2 Mg(OH)2+ 2CO Количественно временную жесткость характеризуют содержанием гид рокарбонатов, удаляющихся из воды при ее кипячении в течение 1 часа.

Жесткость, оставшаяся после такого кипячения, называется постоянной жесткостью.

Хотя в санитарно-гигиеническом отношении жесткая вода не представ ляет опасности, она непригодна для многих технических целей. Так, при продолжительном питании паровых котлов жесткой водой их стенки по степенно покрываются плотной коркой накипи, которая плохо проводит теплоту, - это вызывает преждевременный износ котлов, а также может привести к аварии, связанной с перегревом котлов. Жесткая вода вредна для металлических конструкций, трубопроводов, кожухов охлаждаемых машин, радиаторов автомобилей.

Физико-химические системы Для водоумягчения применяют методы осаждения и ионного обмена.

Так, карбонатную жесткость можно устранить кипячением (см. выше) или добавлением гашеной извести:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3+ 2H2O Mg(HCO3)2 +2Ca(OH)2 Mg(OH)2 +2CaCO3+ 2H2O При одновременном добавлении извести и соды можно избавиться от карбонатной и некарбонатной жесткости (известково-содовый способ);

карбонатная жесткость при этом устраняется известью (см. выше), а не карбонатная – содой:

CaSO4 + Na2CO3 CaCO3+ Na2SO MgSO4 + Na2CO3 MgCO3+ Na2SO Для устранения жесткости воды используются также ионообменные смолы.

ПРИМЕР Жесткая вода содержит гидрокарбонат кальция (массовая доля 0,015 %) и гидрокарбонат магния (массовая доля 0,005 %). Какую массу гидроксида кальция надо добавить к воде объемом 10 л для устранения жесткости? Плотность воды принять равной 1 кг/л.

Решение Масса взятого образца воды составляет:

m = V ;

m = 10 1 кг = 10 4 г.

Определяем массу гидрокарбонатов кальция и магния в воде:

m(Ca(HCO3)2) = m (Ca(HCO3)2) ;

m(Ca(HCO3)2) = 104 · 0,00015 г = 1,5 г.

m(Mg(HCO3)2) = m (Mg(HCO3)2) ;

m(Mg(HCO3)2) = 104 · 0,00005 г = 0,5 г.

Находим количества веществ гидрокарбонатов:

m(Ca(HCO3 )2 ) n(Ca(HCO3 )2 ) = ;

M(Ca(HCO3 )2 ) 1, моль = 9,26 103 моль ;

n(Ca(HCO3 )2 ) = m(Mg(HCO3 )2 ) n(Mg(HCO3 )2 ) = ;

M(Mg(HCO3 )2 ) Физико-химические системы 0, моль = 3,42 103 моль.

n(Mg(HCO3 )2 ) = Записываем уравнения реакций взаимодействия гидрокарбонатов каль ция и магния с гидроксидом кальция:

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3+ 2H2O (а) Mg(HCO3)2 +2Ca(OH)2 Mg(OH)2 +2CaCO3+ 2H2O (б) На основании уравнения (а) записываем:

na(Ca(OH)2) = n(Ca(HCO3)2);

na(Ca(OH)2) = 9,26 · 10–3 моль.

Из уравнения (б) следует:

nб(Ca(OH)2) = 2n(Mg(HCO3)2);

nб(Ca(OH)2) = 2 · 3,42 · 10–3 моль = 6,48 · 10–3 моль.

Рассчитываем общее количество вещества гидроксида кальция, которое потребуется для устранения жесткости воды:

n(Ca(OH)2) = na(Ca(OH)2) + nб(Ca(OH)2);

n(Ca(OH)2) = (9,26 + 6,84)10–3 моль = 1,61 · 10–2 моль.

Определяем массу требуемого гидроксида кальция:

m(Сa(OH)2) = n(Ca(OH)2) · M(Ca(OH)2);

m(Сa(OH)2) = 1,61 · 10–2 · 74 г = 1,19 г.

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ С. АРРЕНИУСА Для объяснения особенностей водных растворов электролитов швед ским ученым С. Аррениусом (1887) была предложена теория электроли тической диссоциации.

Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадают ся (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Как и молекулы растворителя, ионы в растворе на ходятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

С точки зрения теории электролитической диссоциации:

Физико-химические системы кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качест ве катиона образуются только катионы водорода;

HCl H+ + Cl-;

• CH3COOH H+ + CH3COO-.

• основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в ка честве аниона образуются только гидроксид-ионы.

KOH K+ + OH-;

• NH4OH NH4+ + OH-.

• Кислотность и основность – важнейшие понятия, определяющие многие фундаментальные физико-химические свойства и биологическую актив ность органических соединений. В органической химии существует не сколько концепций кислот и оснований. Общепринятой является прото литическая теория Бренстеда–Лоури (1923). Почти одновременно Г.

Льюис предложил более общую концепцию кислот и оснований.

КИСЛОТНОСТЬ И ОСНОВНОСТЬ ПО БРЕНСТЕДУ-ЛОУРИ В соответствии с теорией Бренстеда–Лоури кислотность и основность соединений связывают с переносом протона H+.

Кислоты – вещества, способные отдавать протон (доноры протона);

ос нования – вещества, способные присоединять протон (акцепторы прото на).

Кислота и основание образуют сопряженную кислотно-основную пару.

Кислотные свойства проявляются в присутствии основания, основные – в присутствии кислоты.

В общем виде кислотно-основное взаимодействие описывается уравне нием:

A– BH+ АH + :B + кислота основание сопряженное сопряженная основание кислота Большинство органических соединений можно рассматривать как потен циальные кислоты, поскольку в них содержатся атомы водорода, свя занные с разными элементами (O, S, N, C). Элемент и связанный с ним атом водорода называют кислотным центром. Органические кислоты со ответственно классифицируют как OH-, SH-, NH-, и CH- кислоты.

• ОН – кислоты: муравьиная HCOOH, фенол C6H5OH, этиловый спирт C2H5OH;

• SH – кислоты: этантиол C2H5SH, тиофенол C6H5SH;

• NH – кислоты: аммиак NH3, ацетамид CH3CONH2;

• CH – кислоты: метан CH4, ацетон CH3COCH3.

Физико-химические системы Протолитическая теория расширила круг кислот и оснований по сравне нию с представлениями теории электролитической диссоциации. Одно и то же вещество, в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой, или основанием. Протолитическая теория является со временной и более общей теорией кислот и оснований.

КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ ЛЬЮИСА Согласно теории Льюиса кислотно-основные свойства соединений опре деляются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием новой связи.

Кислоты Льюиса – акцепторы пары электронов;

основания Льюиса – до норы пары электронов.

n-основания кислоты n-комплексы Льюиса Льюиса (CH3)3N+ – B–F (CH3)3N: + BF3 = (C2H5)2O+ – Al–Cl (C2H5)2O: + AlCl3 = R – Br+ – Fe–Br R – Br: + FeBr3 = Многие распространенные органические реакции относятся к кислотно основным взаимодействиям в рамках теории Льюиса. Однако в этой теории гораздо сложнее дать количественную оценку кислотности и ос новности.

ОБЩАЯ И АКТИВНАЯ КИСЛОТНОСТЬ. ИНДИКАТОРЫ Общая кислотность (щелочность) характеризуется нормальностью ки слоты (щелочи), экв/л.

Однако далеко не все кислоты (и основания) являются сильными элек тролитами и диссоциируют нацело. Величина pH (pOH) дает количест венную оценку только активной кислотности (щелочности).

Имеются 0,1 Н раствор соляной кислоты HCl и 0,1 Н раствор уксус ной кислоты CH3COOH общей кислотностью по 0,1 экв/л, при этом их активные кислотности, т.е. концентрации ионов водорода [H+], будут, соответственно, равны 10–1 моль/л (pH = 1,0) и 10–2,89 моль/л (pH = 2,89). Таким образом более сильной кислотой будет являться HCl, как диссоциирующая нацело, уксусная кислота является слабой кислотой.

Величину pH можно оценить с помощью индикаторов.

Индикаторы – это вещества, способные изменять окраску в зависимости от степени активной кислотности (или щелочности).

Каждый индикатор характеризуется интервалом перехода окраски инди катора.

Физико-химические системы Интервал перехода окраски индикатора – это область между двумя зна чениями pH, в которой происходит различимое глазом изменение цвета индикатора.

Фенолфталеин: бесцветная красная (pH 8,2 – 10,0).

Фенолфталеин относится к группе трифенилметановых красителей.

Метиловый оранжевый: оранжевая красная (pH 3,1 – 4,4).

Метилоранж относится к группе азокрасителей.

Метод определения концентрации H+ – ионов, основанный на изменении окраски индикаторов, называется колориметрическим. Определить pH раствора с достаточной точностью можно с помощью нескольких инди каторов.

В настоящее время используются универсальные индикаторы, по изме нению окраски которых можно сразу определить pH среды (с точностью до целых чисел). Они представляют собой смесь обычных индикаторов и могут быть в виде растворов или индикаторной бумаги. К ним прилагает ся индикаторная шкала сравнения.

Более точно (до второго знака после запятой) pH определяют с помо щью приборов – pH-метров. С помощью pH-метра определяют также pH мутных и окрашенных растворов.

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ ПОНЯТИЕ О ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМАХ Одно и то же вещество может находиться в различной степени раздроб ленности:

• макроскопически видимые частицы (более 0,2-0,1 мм,- разре шающая способность глаза);

если они распределены в жидкости или газе, то постепенно оседают или всплывают;

• микроскопически видимые частицы (от 0,2-0,1 мм до 400-300 нм, разрешающая способность микроскопа при освещении белым светом);

в газовой или жидкой фазе также оседают или всплыва ют;

• коллоидные частицы (от 400-300 нм до 1 нм – с комплексом новых свойств, присущих данной форме организации вещества,- неви димые в оптический микроскоп, так как они меньше длины волны видимого света);

для этих частиц при сохранении гетерогенности характерно распределение частиц по всему объему;

• отдельные молекулы или ионы (если вещество находится в окру жающей среде в виде молекул или ионов, то такие растворы на зываются истинными, то есть гомогенными однофазными раство рами).



Pages:   || 2 | 3 | 4 |
 





 
© 2013 www.libed.ru - «Бесплатная библиотека научно-практических конференций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.