- •1. Класифікація неорганічних сполук
- •1.1. Оксиди
- •Гідроксиди
- •2. Приклади розв’язання типових задач з теми 1
- •3. Основні поняття та закони хімії. Атомно-молекулярне вчення Програмні питання
- •3.1. Основні поняття та закони хімії
- •3.2. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 3
- •Будова атома. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.1. Будова атома
- •Основні характеристики елементарних частинок
- •5.2. Періодичний закон і періодична система д. І. Менделєєва
- •5.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 5
- •Набір квантових чисел для електронів, які характеризуються станом 4d7
- •Набір квантових чисел для атома з електронною конфігурацією 1s22s22p63s23р2
- •2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
- •Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
- •7. Хімічний зв’язок. Будова молекул. Кристалічний стан речовини
- •7.1. Ковалентний хімічний зв’язок
- •Будова молекул
- •7.3. Іонний та металічний хімічні зв’язки. Міжмолекулярна взаємодія
- •Кристалічний стан речовини
- •Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових завдань з теми 7
- •Валентність Брому і за електронною конфігурацією
- •Елементи хімічної термодинаміки Програмні питання
- •9.1. Короткі теоретичні відомості
- •9.2. Запитання для самостійної підготовки
- •10. Приклади розв’язання типових задач
- •32 Г сірки (1 моль) виділяється 296,9 кДж;
- •Вплив температури на можливість перебігу хімічних процесів
- •11. Хімічна кінетика і хімічна рівновага Програмні питання
- •11.1. Кінетика хімічних процесів
- •11.2. Рівноважні процеси
- •Константа рівноваги
- •11.3. Запитання для самостійної підготовки
- •12. Приклади розв’язання типових задач з теми 11
- •За формулою (9.4) розраховуємо зміну вільної енергії Гіббса у хімічній реакції
- •13. Розчини. Загальні властивості розчинів неелектролітів Програмні питання
- •Властивості розчинів неелектролітів
- •13.3. Запитання для самостійної підготовки
- •Приклади розв’язання типових задач з теми 13
- •Тиск насиченої пари над розчином розраховуємо за формулою:
- •15. Розчини електролітів
- •15.1. Електролітична дисоціація у розчинах електролітів
- •15.2. Особливості розчинів електролітів
- •15.3. Напрям перебігу процесів у розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння
- •Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:
- •15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН
- •15.5. Добуток розчинності
- •15.6. Гідроліз солей
- •У молекулярному вигляді:
- •15.7. Запитання для самостійної підготовки
- •16. Приклади розв’язання типових задач
- •Використовуючи формулу (13.7), знаходимо ізотонічний коефіцієнт
- •Стандартні ентальпії утворення , ентропії та енергії Гіббса утворення деяких речовин при 298 к
- •Інтегральні теплоти розчинення деяких речовин у воді
- •Список рекомендованої та додаткової літератури
2P; 3s; 3d; 4p; 5s; 4d; 6s; 4f (табл. 6.3).
Таблиця 6.3.
Розрахунок енергій ао за правилами Клечковського
АО |
2p |
3s |
3d |
4p |
5s |
4d |
6s |
4f |
N |
2 |
3 |
3 |
4 |
5 |
4 |
6 |
4 |
L |
1 |
0 |
2 |
1 |
0 |
2 |
0 |
3 |
n + l |
3 |
3 |
5 |
5 |
5 |
6 |
6 |
7 |
Задача 7. Скласти: а) електронні формули атома Германію 32Ge у нормальному і збудженому станах; б) електронні формули іонів Al3+ і S2– .
Розв’язання. а) У незбудженому (нормальному) стані атом має мінімально можливий запас енергії. З поглинанням кванту (квантів) енергії атом переходить до збудженого стану. При цьому спарені електрони, розміщені на одному енергетичному рівні, роз’єднуються, тобто у збудженому стані один з електронів, якщо це можливо, переходить на вакантну (вільну) атомну орбіталь з більшою енергією у межах одного рівня. Таким чином,
B = 2
У збудженому стані атом Германію має таку електронну конфігурацію:
32Ge* 1s22s22p63s23p63d104s14p3 … B* = 4.
Валентність атома визначається кількістю неспарених електронів. Тому у нормальному стані валентність Германію дорівнює двом (В = 2), а у збудженому – чотирьом (В* = 4), що є максимальною валентністю Германію.
б) Електронна формула атома Алюмінію має вигляд:
13Al0 1s22s22p63s23p1,
тоді як іона Al+3:
1s22s22p63s03p0.
Тобто катіону алюмінію Al+3 бракує трьох електронів порівняно з атомом Алюмінію Al0.
Електронна конфігурація атома Сульфуру має вигляд:
16S0 1s22s22p63s23p4,
а іона S2:
1s22s22p63s23p6;
тобто в аніоні S2 на два електрони більше, ніж в атомі Сульфуру S0.
Завдання 8. Визначити положення хімічних елементів у періодичній таблиці за допомогою їхніх електронних формул. До яких електронних родин належать ці елементи: а)1s22s22p63s23p64s1; б)1s22s22p63s23p63d104s24p5; в)1s22s22p63s23p63d104s24p64d35s2?
Розв’язання. Залежно від того, на якому з підрівнів під час заповнення електронної оболонки атома розміщується останній з валентних електронів електронів, елементи відносять до s-, p-, d- або f-електронних родин. Причому елементи s- і p-електронних родин формують головні підгрупи періодичної системи, а d- і f-електронних родин побічні підгрупи. Слід пам’ятати, що у короткому варіанті періодичної таблиці f-елементи (лантаноїди й актиноїди) розміщені окремо внизу таблиці.
а) Запропонований елемент Калій 19K. Оскільки його електрони розміщені на чотирьох енергетичних рівнях (nmax = 4), він знаходиться у четвертому періоді таблиці Д. І. Менделєєва і належить до s-електронної родини, бо останнім у нього заповнюється електронами саме s-підрівень: …4s1. Отже, Калій знаходиться в
головній підгрупі І групи (s-електронна родина, один валентний електрон).
б) Запропонований елемент Бром 35Вr знаходиться у четвертому періоді таблиці Д. І. Менделєєва, оскільки максимальне значення головного квантового числа nmax дорівнює чотирьом. Бром належить до р-електронної родини, оскільки його останній електрон заповнює р-підрівень: …4s24р5, та до головної підгрупи VII групи, отже загальна кількість його валентних електронів становить сім (2 + 5 = 7).
в) Запропонований елемент Ніобій 41Nb належить до d-електронної родини, оскільки останніми електронами заповнюється саме d-підрівень: …5s24d3. Ніобій знаходиться в побічній підгрупі V групи (кількість валентних електронів становить 3 + 2 = 5). Він розташований у п’ятому періоді таблиці Д. І. Менделєєва, тому що максимальне значення головного квантового числа
nmax = 5.
Завдання 9. Пояснити, чому елементи P, As і Sb, що розташовані в V групі таблиці Д. І. Менделєєва, достатньо сильно відрізняються за властивостями від елементів V, Nb і Ta, які містяться в тій самій групі.
Розв’язання. Запропоновані елементи п’ятої групи: P, As, Sb, V, Nb і Ta мають однакову кількість валентних електронів п’ять, що збігається з номером групи. Тому всі вони здатні проявляти максимальну валентність, що дорівнює п’яти. Наведемо розташування валентних електронів за підрівнями для цих елементів:
15Р … 3s23p3; 23V … 3d34s2;
33As … 4s24p3; 41Nb … 4d35s2;
51Sb … 5s25p3; 51Ta … 5d36s2.
Оскільки у Р, As i Sb валентні електрони розташовані на ns- i np-атомних орбіталях, вони розміщені у головній підгрупі періодичної системи. V, Nb, Ta елементи побічної підгрупи, оскільки валентними в них є ns- i (n 1)d-електрони.
Ось чому елементи Р, As, Sb i V, Nb, Ta хоча і знаходяться в одній групі періодичної системи, але достатньо сильно відрізняються за властивостями.
Завдання 10. Дати повну характеристику елемента 50Sn за допомогою його розміщення в періодичній системі хімічних елементів.
Розв’язання. 50Sn:
-
порядковий номер елемента 50;
-
заряд ядра атома (протонне число) Z = +50;
-
кількість протонів у ядрі Np = 50;
-
відносна атомна маса Аr(Sn) = 118,6;
-
число нейтронів у найбільш поширеному ізотопі (визначається
як різниця між відносною атомною масою елемента і кількістю протонів у ядрі атома): Nn = 68;
-
число електронів в атомі Ne = 50;
-
загальна кількість енергетичних рівнів 5;
-
розподілення електронів по енергетичних рівнях і підрівнях в атомі Стануму має вигляд:
50Sn 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p2;
-
кількість неспарених електронів , тобто валентність атома в нормальному стані В = 2;
-
валентність атома Стануму в збудженому стані В* = 4; оскільки відбувається роз’єднання електронів та перехід на АО з більшою енергією
Sn* …5s15p3 ;
-
Станум належить до р-електронної родини, оскільки останнім заповнюється р-підрівень;
-
розміщений у п’ятому періоді (nmax= 5) головної підгрупи (р-елемент) четвертої групи (кількість валентних електронів становить 2 + 2 = 4);
-
його максимальний позитивний ступінь окиснення +4; електронна формула іона Sn+4 має вигляд:
Sn+4 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s05p0;
-
С
+4
танум метал; оскільки на його зовнішньому валентному рівні є чотири валентні електрони, він не має від’ємного ступеня окиснення; -
вищий оксид SnO2 має амфотерний характер;
-
в
+4
+4
+4
ідповідний йому гідроксид (Sn(OH)4) також виявляє амфотерні
+4
властивості: SnO2 H2O = H2SnO3 або Sn(OH)4 H4SnO4.
Завдання 11. У якого з елементів І групи: а) Калію 19K чи Рубідію 37Rb; б) Аргентуму 47Ag чи Купруму 29Cu яскравіше виражені металічні властивості?
Розв’язання. а) Калій і Рубідій – елементи головної підгрупи І групи періодичної системи.
У головних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома (тобто зверху вниз) енергія іонізації зменшується, а металічні властивості, відповідно, посилюються. Отже, Рубідій має меншу енергію іонізації, а тому яскравіше виражені металічні властивості, ніж у Калію;
б) Аргентум і Купрум – елементи побічної підгрупи І групи періодичної системи.
У побічних підгрупах зі збільшенням заряду ядра атома енергія іонізації зростає, а металічні властивості, відповідно, послаблюються. Таким чином, Купрум, що розміщений вище за Аргентум та має менший заряд ядра атома, має меншу енергію іонізації, і тому яскравіше виражені металічні властивості, ніж у Аргентуму.
Завдання 12. У якого з елементів Кальцію 20Ca чи Германію 32Ge яскравіше виражені металічні властивості?
Розв’язання. Обидва елементи розміщені в IV періоді. Експериментально було встановлено, що в межах періоду зі зростанням заряду ядра ефективні радіуси атомів (тобто радіуси атомів, зв’язаних тим чи іншим типом хімічного зв’язку) зменшуються. Це обумовлене тим, що електрони, які послідовно заповнюють атомні орбіталі з близькими значеннями енергії, зі зростанням заряду ядра сильніше притягуються до нього.
Тому у межах періоду від лужного металу до інертного газу (тобто зліва направо) енергія іонізації у цілому зростає; але це зростання є немонотонним, тобто неоднаковим для елементів головних і побічних підгруп. Отже, у Кальцію 20Ca, який розміщений в періоді набагато лівіше за Германій 32Ge та має менший заряд ядра атома, енергія іонізації менша, а металічні властивості виражені яскравіше за Германій.
Завдання 13. Визначити: а) у Силіцію 14Si чи у Сульфуру 16S краще виражені неметалічні властивості; б) який з елементів Хлор 17Cl чи Йод 53I яскравіше виявляє неметалічні властивості?
Розв’язання. а) Силіцій і Сульфур знаходяться в ІІІ періоді періодичної системи, але Силіцій розташований лівіше за Сульфур.
У загальному випадку енергія спорідненості до електрона по періоду зі збільшенням заряду ядра атома (тобто зліва направо) зростає. Тому у Сульфуру енергія спорідненості до електрона більша, і неметалічні властивості виражені краще, ніж у Силіцію;
б) Хлор 17Cl і Йод 53I є елементами головної підгрупи VII групи періодичної системи.
У головних підгрупах енергія спорідненості до електрона з ростом заряду ядра атома (тобто зверху вниз) зменшується. Отже, у Хлору, який розташований вище за Йод та має менший заряд ядра атома, енергія спорідненості до електрона більша, тому його неметалічні властивості виражені яскравіше, ніж у Йоду.