Состояние электрона в атоме полностью характеризуется с помощью четырех квантовых чисел n, l, ml

Химические свойства

 

Щёлочи	Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус - синий метилоранж - жёлтый фенолфталеин – малиновый	––
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO2 ® K2CO3 + H2O KOH + CO2 ® KHCO3	––
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO3 ® NaNO3 + H2O	Cu(OH)2 + 2HCl ® CuCl2 + 2H2O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH)2 + K2SO4 ® 2KOH + BaSO4¯ 3KOH+Fe(NO3)3 ® Fe(OH)3¯ + 3KNO3	––
5. Термический распад.
––	Cu(OH)2 –t°® CuO + H2O

 

 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫНЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

 

ОКСИДЫ

 

Классификация

 

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

 

ОКСИДЫ
Несолеобразующие	CO, N2O, NO
Солеобразующие	Основные-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2 Na2O; MgO; CuO
	Амфотерные (обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2
	Кислотные -это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7 SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3
	Основным оксидам соответствуют основания, кислотным– кислоты, амфотерным – и те и другие

Получение

 

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

 

2Mg + O₂ ® 2MgO

4P + 5O₂ ® 2P₂O₅

S + O₂ ® SO₂

2CO + O₂ ® 2CO₂

2CuS + 3O₂ ® 2CuO + 2SO₂

CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂O

4NH₃ + 5O₂ –^кат.® 4NO + 6H₂O

 

2. Характерные свойства ковалентной связи – направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость – определяют химические и физические свойства органических соединений.

Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными.

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей.

Полярность связи обусловлена неравномерным распределением электронной плотности вследствие различий в электроотрицательностях атомов. По этому признаку ковалентные связи подразделяются на неполярные и полярные.

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов. Электроны тем подвижнее, чем дальше они находятся от ядер.

Полярность и поляризуемость ковалентных связей определяют реакционную способность молекул по отношению к полярным реагентам.

 

 

3)какое количество молекул углекислого газа содержиться в 22 молях газа?

Ответ: 1,3244*10^25

Инструкция

Зная такую величину, как количество вещества ν, найдите число молекул в нем. Для этого количество вещества, измеренное в молях, умножьте на постоянную Авогадро (NА=6,022∙10^23 1/моль), которая равна числу молекул в 1 моле вещества N=ν/ NА. Например, если имеется 1,2 моль поваренной соли, то в ней содержится N=1,2∙6,022∙10^23 ≈7,2∙10^23 молекул.

Если известна химическая формула вещества, с помощью периодической таблицы элементов найдите его молярнуюмассу. Для этого по таблице найдите относительные атомные массы атомов, из которых состоит молекула, и сложите их. В результате получите относительную молекулярную массу вещества, которая численно равна его молярной массе в граммах на моль. Затем, на весах измерьте массу исследуемого вещества в граммах. Чтобы найтиколичество молекул в веществе, умножьте массу вещества m на постоянную Авогадро (NА=6,022∙10^23 1/моль) и поделите результат на молярную массу M (N=m∙ NА/M).

Пример

Определите количество молекул, которое содержится в 147 г серной кислоты. Найдите молярную массу серной кислоты. Ее молекула состоит из 2-х атомов водорода одного атома серы и 4-х атомов кислорода. Их атомные массы равны 1, 32 и 16. Относительная молекулярная масса равна 2∙1+32+4∙16=98. Она равна молярной массе, поэтому М=98 г/моль. Тогда количество молекул, содержащихся в 147 г серной кислоты, будет равно N=147∙6,022∙10^23/98≈9∙10^23 молекул.

Чтобы найти количество молекул газа в нормальных условиях при температуре 0ºС и давлении 760 мм рт. столба, найдите его объем. Для этого измеряйте или высчитайте объем емкости V, в которой он находится в литрах. Чтобы найти количество молекул газа поделите этот объем на 22,4 л (объем одного моля газа в нормальных условиях), и умножьте на число Авогадро (NА=6,022∙10^23 1/моль) N= V∙ NА/22,4.

 

4. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями, т. е. системами, состоящими из двух равных по величине и противоположных по знаку зарядов (+q и -q), находящихся на некотором расстоянии ℓ друг от друга

Поляризуемость связи выражается в смещении электронов связи под влиянием внешнего электрического поля, в том числе и другой реагирующей частицы. Поляризуемость определяется подвижностью электронов.

Дипольный момент молекулы служит количественной мерой ее полярности. Дипольные моменты молекул обычно измеряют в дебаях (D): 1D = 3,34·10^-30 Кл·м.

5. Гомогенная система — система, химический состав и
физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно,
без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела). В гомогенной системе
из двух и более химических компонентов каждый компонент распределен в массе другого в
виде молекул, атомов, ионов. Составные части гомогенной системы нельзя отделить друг от
друга механическим путем. Примеры гомогенных систем: лед, жидкие или твердые растворы,
смесь газов и др.
Гетерогенная система — неоднородная система, состоящия из однородных частей (фаз),
разделенных поверхностью раздела. Однородные части (фазы) могут отличаться друг от
друга по составу и свойствам. Число веществ (компонентов), термодинамических фаз и
степеней свободы связаны правилом фаз. Примерами гетерогенных систем могут служить:
жидкость — насыщенный пар; насыщенный раствор с осадком; многие сплавы.
Твердый катализатор в токе газа или жидкости тоже гетерогенная система
(гетерогенный катализ).

природа реагирующих веществ,
- концентрация реагентов,
- температура,
- наличие катализатора.

скорость гомогенной реакции

 

Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В  продукты реакции этот закон выражается уравнением: v = k c_A c_B,

где v - скорость реакции; c_A и c_B - концентрации веществ А и В, моль/л;
k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

 

7. Жесткость воды - совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворенных солей щелочноземельных металлов, кальция и магния.

Виды жесткости: карбонатная (временная) и некарбонатная (остаточная/постоянная).

Единицы измерения жесткости: 1 ммоль/л или 1 моль/м3 эквивалентов ионов Ca(2+), Mg(2+), Fe(2+).

Способы устранения карбонатной жесткости: 1) кипячение; 2) известкование - добавление негашеной CaO и гашеной Ca(OH)2 извести.

Способы устранения некарбонатной жесткости: 1) добавление рассчитаного количества соды (Na2CO3); 2) добавление фосфатов натрия.

8 17 Cl 1s2 2s2 2p6 Зs2 3р5.

9. Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают

Атом – нейтральная частица, состоящая из положительного ядра и электронов.

Молекула – устойчивая группа атомов, связанных химическими связями.

 

Простым веществом называется вещество, молекулы которого состоят из атомов одного элемента, например водород, кислород и азот и т. д. Каждый элемент имеет определенный химический знак, соответствующий первым буквам латинского названия данного элемента.

Соединениями или сложными веществами называются вещества, молекулы которых состоят из атомов разных элементов, например вода.

Аллотропия - существование одного и того же элемента в виде двух или нескольких простых веществ. Аллотропия может быть результатом образования молекул с различным числом атомов (например, кислород О₂ и озон О₃) или различных кристаллических форм (например, углерод образует графит и алмаз).

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С. Моль – количество вещества, содержащее 6,02 • 10²³ структурных единиц (атомов, молекул, ионов).

n = N/N_A, где n – количество вещества (моль), N – число частиц, a N_A – постоянная Авогадро. Количество вещества может обозначаться также и символом v.

Постоянная Авогадро N_A = 6,02 • 10²³ частиц/моль.

Молярная масса M (г/моль) – отношение массы вещества m (г) к количеству вещества n (моль): М = m/n, откуда: m = М • n и n = m/М. Относительная атомная масса (A_r) – отношение средней массы атома элемента естественного изотопического состава к ¹/₁₂ массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительная молекулярная масса (M_r) – отношение средней массы молекулы вещества естественного изотопического состава к ¹/₁₂ части массы атома изотопа углерода ¹²С.

10. Растворимым называется анод, материал которого может окисляться в ходе электролиза.

При электролизе водных растворов бескислородных кислот и их солей (кроме HF и фторидов) у анода разряжаются анионы (отрицательно заряженные ионы).

Фарадея законы, основные законы электролиза, отражающие общий закон сохранения вещества в условиях протекания электрохимической реакции. Установлены M. Фарадеем в 1833-34.

Согласно 1-му закону, масса вещества г, прореагировавшего в процессе электролиза, прямо пропорциональна силе токаI и времени электролиза t, то есть количеству пропущенного электричества Q = It (предполагается, что I не зависит от t; в противном случае масса гпропорциональна где t₁ и t₂ - моменты включения и выключения тока).

Согласно 2-му закону, для разных электродных процессов при одинаковом количестве пропущенного электричества Qмассы прореагировавших веществ относятся друг к другу так же, как эквиваленты химические этих веществ. Оба закона Фарадея объединяются одним уравнением:

где M - молярная масса вещества, участвующего в электролизе, z - число элементарных зарядов, соответствующее превращению одной молекулы этого вещества, 1/F- коэффициент пропорциональности, общий для всех веществ, F - постоянная Фарадея, равная 96484,56 Кл/моль.

12. Вольта элемент, гальванический элемент, у которого электроды — пластинки меди (положительные) и цинка (отрицательные), а электролитом служит раствор поваренной

соли или серной кислоты; эдс 1,0 в. Вольта элемент был создан в ходе экспериментов, которые А. Вольта проводил в 1792—94 для исследования электрических явлений, протекающих в цепи из двух разнородных металлов и электролита. Вольта элемент по существу — первыйхимический источник тока, широко использовавшийся в лабораторной практике в начале 19 в. (см. Вольтов столб,Химические источники тока).

ДАНИЕЛЯ-ЯКОБИ ЭЛЕМЕНТ, медно-цинковый гальванический элемент. Состоит из Си и Zn электродов, к-рые погружены в р-ры CuSO₄и ZnSO₄ соотв., разделенные пористой перегородкой: Источником электрич. энергии служит своб. энергия хим. р-ции Zn + + CuSO₄->ZnSO₄ + Си. Эдс элемента складывается из разницы потенциалов электродов, а также диффузионного потенциала на границе ; при 25 °С и равенстве концентраций р-ров составляет ~ 1,10 В. Элемент разработан в 1836-40 Дж. Даниелем и независимо от него Б. С. Якоби; в наст, время используется в осн. в лаб. исследованиях. О.Л.Петрий.

ЭДС гальванического элемента равна разности электродных потенциалов составляющих его электродов. В соответствии с принятой формой записи гальванического элемента его ЭДС равна электродному потенциалу правого электрода (окислителя) минус электродный потенциал левого электрода (восстановителя).

 

Пользуясь этими соотношениями и таблицей стандартных электродных потенциалов, можно предсказать возможность осуществления многих окислительно-восстановительных реакций.

В случае элемента Даниэля–Якоби (–)Zn¦Zn²⁺||Cu²⁺¦Cu(+)

Для нестандартных условий ЭДС элемента Даниеля–Якоби находится из разности электродных потенциалов, вычисленных по уравнению Нернста:

13. Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ,
образовавшихся в результате реакции.
Закон сохранения массы веществ.

Все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения.

На основании этого закона состав веществ выражается химической формулой с помощью химических знаков и индексов. Например, Н₂О, СН₄, С₂Н₅ОН и т.п.

Закон постоянства состава справедлив для веществ молекулярного строения. Наряду с веществами, имеющими постоянный состав, существуют вещества переменного состава. К ним относятся соединения, в которых чередование нераздельных структурных единиц (атомов, ионов) осуществляется с нарушением периодичности.

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях.

Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково. Рассмотрим реакцию взаимодействия гидроксида алюминия с серной кислотой: 2Al(OH)₃+3H₂SO₄= Al₂(SO₄)₃+6H₂O.

 

Закон кратных отношений гласит — Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.

Закон объемных отношений гласит, что при постоянном давлении и температуре объемы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции, то есть отношение объемов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел.

В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

В частности, при нормальных условиях, т.е. при 0° С (273 К) и 101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22,4 л. Этот объем называют молярным объемом газа V_m.

15. В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов приданной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР). Произведение растворимости характеризует растворимость труднорастворимого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей, например, CaSO₄ с ПР = 2,5∙10^–5 и BaSO₄ с ПР = 1,1∙10^–10, большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше. Растворение осадка происходит тогда, когда произведение концентраций ионов сделается меньше величины ПР электролита, т. Условие выпадения осадка будет [Ме2+][52-]>ПРМез.

16. Ионная связь, как правило, возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять.

Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь в отличие от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

16) Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общаяэлектронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел

Свойства ионной связи

Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь в отличие от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

 

18.Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

1. Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).

NH₄Cl+HOH<—>NH₄OH+HCl

NH₄⁺ +Cl^-+HOH<—>NH₄OH+H⁺+ Cl^-

NH₄⁺ +HOH<—>NH₄OH+H⁺

В растворе накапливаются ионы H⁺, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.

2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).

CH₃COONa+HOH<—>CH₃COOH+NaOH

CH₃COO^-+Na⁺+HOH<—>CH₃COOH+Na⁺+OH^-

CH₃COO^-+HOH<—>CH₃COOH+OH^-
В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.

3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).

CH₃COONH₄ +HOH<—>CH₃COOH+NH₄OH

CH₃COO^- + NH₄⁺ +HOH<—>CH₃COOH+NH₄OH

В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.

4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.

Соли подобного типа гид­ролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H⁺ и OH^-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр);
α = (c_гидр/c_общ)·100 %
где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или

19) Атомные спектры, оптические спектры, получающиеся при испускании или поглощении электромагнитного излучения свободными или слабо связанными атомами (например, в газах или парах). Являются линейчатыми, то есть состоят из отдельных спектральных линий, характеризуемых частотой излучения v, которая соответствует квантовому переходу между уровнями энергии E_i и E_k атома согласно соотношению: hv = E_i- E_k где h -постоянная Планка. Спектральные линии можно характеризовать также длиной волны = c/v (с - скорость света), волновым числом = v/c и энергией фотона hv. Частоты спектральных линий выражают в с ^-1, длины волн - в нм и мкм, а также в А, волновые числа - в см -1, энергии фотонов - в эВ. Типичные атомные спектры наблюдаются в видимой, УФ- и ближней ИК-областях спектра. Спектры испускания, или эмиссионные, получают при возбуждении атомов различными способами (фотонами, электронным ударом и т.д.), спектры поглощения, или абсорбционные, - при прохождении электромагнитного излучения, обладающего непрерывным спектром, через атомарные газы или пары. Для наблюдения атомных спектров применяют приборы с фотографической или фотоэлектрической регистрацией.

Главное квантовое число n характеризует энергию электронной орбитали. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞, обозначаемые также буквами K, L, M, N, O, P, Q … Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии.

Главное квантовое число характеризует также удаленность максимума электронной плотности от ядра. Чем больше n, тем больше объем орбитали. Совокупность электронов с одинаковым значением n называют энергетическим уровнем или оболочкой, слоем.

Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем (подоболочкой). Граничная поверхность s-орбиталей имеет форму сферы(рис.4.1,а), р-орбиталей – гантели (рис.4.1,b-d). Граничные поверхности d-орбиталей показаны на рис.4.1,e-i. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей.

Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня.

Энергия подуровней возрастает в ряду s, p, d, f (Es<Ep<Ed<Ef).

Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве и может принимать целочисленные значения от +l до –l, включая 0. d-подуровень содержит пять орбиталей, s-подуровень – одну (рис.4.1,a), p-подуровень – три (рис.4.1,b-d), а f-подуровень – семь орбиталей.

Атомной орбиталью называют также волновую функцию, характеризуемую определенным набором трех квантовых чисел

Спиновое квантовое число ms характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси и может принимать два значения - +1/2 и -1/2.

Состояние электрона в атоме полностью характеризуется с помощью четырех квантовых чисел n, l, ml

21) Электронная структура атомов и периодическая система элементов

При l =0, т.е. на s-подуровне *, имеется всего одна орбиталь *, которую принято изображать в виде клетки. В атоме Н единственный электроннаходится на самом низком из возможных энергетических состояний, т.е. на s-подуровне первого электронного слоя (на 1s-подуровне). Электронную структуру атома Н можно представить схемой:

В атоме гелия, порядковый номер которого в периодической системе * (или заряд ядра Z) равен 2, второй электрон тоже находится в состоянии 1s. Электронная структура атома гелия:

У этого атома завершается заполнение ближайшего к ядру K-слоя и тем самым завершается построение первого периода системы элементов.

Рассмотренные для атомов H и He способы описания электронных оболочек называются электронно-графическими формулами (орбиталиизображаются в виде клеток) и электронными формулами (подуровни обозначаются буквами, а количество электронов на них указано верхним индексом).

У следующего за гелием элемента лития (Z =3) третий электрон уже не может разместиться на орбитали K-слоя: это противоречило быпринципу Паули *. Поэтому он занимает s-состояние второго энергетического уровня (L-слой, n =2). Его электронная структура записывается формулой 1s²2s¹, что соответствует схеме:

Далее формирование электронных оболочек у элементов 2-го периода происходит следующим образом:

Для атома углерода уже можно предположить три возможных схемы заполнения электронных оболочек в соответствии с электронно-графическими формулами:

Анализ атомного спектра показывает, что правильна последняя схема. Такой порядок размещения электронов в атоме углерода представляет собой частный случай общей закономерности, выражаемой правилом Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Пользуясь правиломХунда, нетрудно составить схему электронного строения для атома азота (Z =7):

Этой схеме соответствует формула 1s²2s²2p³. Затем начинается попарное размещение электронов на 2p-орбиталях. Электронные формулы остальных атомов второго периода:

O 1s²2s²2p⁴ F 1s²2s²2p⁵ Ne 1s²2s²2p⁶

Правило Клечковского (также Правило n+l) — эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Правило Клечковского. Порядок заполнения электронов в атоме происходит в порядке возрастания n+l. При одинаковой сумме раньше заполняются электроны с меньшим значением n. Правило Клечковского. Принцип наименьших энергий.

Правило Гунда

Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.

Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2 р -подуровне. Согласно правилу Гунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2 р -орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Принцип Паули

Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Согласно принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, m_l, m_s).

Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1 s -орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами на одной орбитали можно схематически представить так:

Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой орбиталью, то есть 2 s -орбиталь.

 

22. Электролизом называют окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

на катоде идет процесс того вещества у которого более положительный электродный потенциал
на аноде у которого более отрицательный электродный потенциал.

На отрицательно заряженном электроде - катоде происходит электрохимическое восстановление частиц (атомов, молекул, катионов), а на положительно заряженном электроде - аноде идет электрохимическое окисление частиц (атомов, молекул, анионов).

25) Обменные реакции в растворах электролитов

В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот щелочами

HClO₄ + NaOH →NaClO₄ + H₂O,

2HNO₃ + Ba(OH)₂ → Ba(NO₃)₂ + 2H₂O,

выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением

H⁺ + OH^– → H₂O,

из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично уравнения реакций

BaCl₂ +H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HCl,

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄ + 2NaNO₃

выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва²⁺ и SO₄^2— осадка малорастворимого электролита – сульфата бария

Ва²⁺ + SO₄^2– → BaSO₄↓.

На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей

CH₃COONa + HCl → CH₃COOH + NaCl.

Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов

CH₃COO^– + Na⁺ + H⁺ + Cl^– → CH₃COOH + Na⁺ + Cl^–,

или в сокращенном виде

CH₃COO^– + H⁺ → CH₃COOH.

Аналогично протекают реакции между щелочами и солями слабых оснований. Например,

FeSO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺ + SO₄^2– + 2 Na⁺ + 2 OH^– → SO₄^2– + 2 Na⁺ + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺ + 2 OH^– → Fe(OH)₂↓.

Таким образом, реакции в растворах электролитов идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита. При написании ионно - молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.

Все рассмотренные уравнения реакций являются необратимыми т.к. равновесие в них смещено вправо вследствие малой растворимости BaSO₄ иFe(OH)₂, образовании уксусной кислоты CH₃COOH и воды H₂O.

Однако в обменные реакции могут вступать растворы сильных и слабых электролитов, что может приводить к образованию слабых электролитов. Такие реакции являются обратимыми. Например:

FeS + 2HCl FeCl₂ + H₂S.

Запишем его в ионно-молекулярной форме, оставив в виде молекул нерастворимый сульфид железа (FeS) и слабодиссоциируемый газообразный сероводород (H₂S). Сильные электролиты (HCl и FeCl₂) запишем в виде ионов.

FeS + 2 H⁺ + 2Cl^- Fe²⁺ +2Cl^- + H₂S.

Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

FeS + 2 H⁺ Fe²⁺ + H₂S.

Взаимодействие кислой соли и щелочи приводит к образованию средней соли и воды. Например:

KHCO₃ + KOH K₂CO₃ + H₂O.

Запишем полное ионно-молекулярное уравнение

K⁺ + HCO₃^– + K⁺ + OH^– 2K⁺ + CO₃^2– + H₂O.

Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

HCO₃^– + OH^– CO₃^2– + H₂O.

При взаимодействии основной соли и кислоты образуется средняя соль и вода. Например:

NiOHNO₃ + HNO₃ Ni(NO₃)₂ + H₂O.

Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения

NiOH⁺ + NO₃^– + H⁺ + NO₃^– Ni²⁺ + 2 NO₃^– + H₂O

NiOH⁺ + H⁺ Ni²⁺ + H₂O.

Амфотерные гидроксиды [Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃ и др.] растворяются в растворах щелочей с образованием комплексных солей. Например:

Zn(OH)₂ + 2KOH K₂[Zn(OH)₄].

Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения

Zn(OH)₂ + 2K⁺ + 2OH^– 2K ⁺ + [Zn(OH)₄]^2–

Zn(OH)₂ + 2OH^– [Zn(OH)₄]^2–.

В сокращенном ионно-молекулярном уравнении сумма электрических зарядов левой части уравнения всегда равна сумме электрических зарядов правой части уравнения.

 

 

27. Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствор