Завдання для самоконтролю

1. Обчисліть молярну масу еквівалентів Нітрогену в оксидах: N₂O, NO, NO₂, N₂O₃, N₂O₅.

2. Обчисліть молярну масу еквівалентів металу в сполуках: Mn₂O₇, MnO₂, K₂O, MgCl₂, Ba(OH)₂, Ca₃(PO₄)₂.

3. Обчисліть молярну масу еквівалентів металу, якщо при взаємодії 7,2 г металу з хлором було отримано 28,2 г солі. Молярна маса еквівалентів хлору 35,45 г/моль.

4. При відновленні 5,1 г метал (ІІІ) оксиду утворилось 2,7 г води. Визначте молярну масу еквівалентів металу і атомну масу металу. Молярна маса еквівалентів води дорівнює 9 г/моль.

5. На нейтралізацію 10 г лугу витрачено 9,9 г хлоридної кислоти. Обчисліть молярну масу еквівалентів лугу.

6. При пропущенні сірководню крізь розчин, який містить 2,98 г метал (І) хлориду, утворюється 2,2 г сульфіду. Обчисліть молярну масу еквівалентів металу.

7. Обчисліть молярні маси еквівалентів металу та його оксиду, якщо відомо, що 24 г металу сполучаються з 16 г кисню.

8. На нейтралізацію 1 г основи витрачено 0,56 дм³ гідроген хлориду (н.у.). Обчисліть молярну масу еквівалентів основи.

9. Унаслідок взаємодії 0,75 г двовалентного металу з кислотою виділилось 420 см³ водню (н.у.). Який метал використали для реакції?

10. Визначте молярну масу еквівалентів двовалентного металу, якщо 2 г металу витісняють 1,12 л водню при нормальних умовах.

Розділ 1.3.  Будова атома

Атом – електронейтральна мікросистема, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. Ядра атомів складаються з двох типів мікрочастинок (нуклонів) –протонів і нейтронів . Електрон прийнято розглядати одночасно і як мікроматеріальну частинку, і як хвилю. Подвійність властивостей електрона виявляється у тому, що він, з одного боку, має властивості частки (має певну масу спокою m), а з іншого боку – його рух нагадує хвилю. Із поняття подвійної природи електрона випливає важливий висновок, відомий під назвою принципу невизначеності Гейзенберга: мікрочастинка (електрон), так само як і електронна хвиля, не має одночасно точних значень координат та імпульсу (m∙υ). Цей принцип виявляється у тому, що чим точніше визначаються координати частинки, тим більш невизначеним стає її імпульс (або пов’язана з ним швидкість частинки υ), і навпаки. Тому не можна говорити про визначену траєкторію руху електрона – можна лише судити про ймовірність його перебування у певній ділянці простору.

Електронна орбіталь – невизначена лінія переміщення електрона, а деяка частина простору навколо ядра, у межах якого ймовірність перебування електрона найбільша. Електронна орбіта не характеризує послідовність переміщення електрона від точки до точки, а визначається ймовірністю перебування електрона на визначеній відстані від ядра. Електронна хмара не має різко обкреслених меж. Математичний опис електронної орбіталі можливий лише за умови цілком визначених дискретних значень певних характеристик електрона, які називають квантовими числами: головним (n), орбітальним (l), магнітним (m_l) і спіновим (m_s).

1. Головне квантове число n характеризує величину енергії електрона і може приймати тільки позитивні цілочисельні значення: 1, 2, 3 та ін. Зі збільшенням головного квантового числа енергія електрона зростає. Стан електрона, що відповідає певному значенню головного квантового числа, називають енергетичним рівнем електрона в атомі. Крім енергії електрона головне квантове число визначає розміри електронної хмари: чим вище значення головного квантового числа, тим більша електронна хмара (електронний шар). Електронні шари позначають великими буквами латинського алфавіту K, L, M, N, O, причому K шар є першим від ядра атома, йому відповідає головне квантове число n = 1, L шар – другим, M шар – третім і ін. Зі збільшенням головного квантового числа змінюється число і характер електронних орбіталей у межах даного електронного шару. Максимальна кількість електронів N у даному електронному шарі, описується формулою: N = 2n².

2. Орбітальне квантове число l описує форму електронної хмари і може приймати будь-які цілочисельні значення від 0 до (n–1). Відповідні орбіталі позначаються малими літерами латинського алфавіту: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Орбітальне квантове число відображає енергію електрона на підрівні. Електрони з різними орбітальними квантовими числами трохи відрізняються один від одного: їхня енергія тим вище, чим більше число l. Число можливих підрівнів у кожному енергетичному рівні збігається з порядковим номером електронного шару, але фактично жоден енергетичний рівень не містить більше чотирьох підрівнів. Це справедливо для стаціонарного стану атомів всіх елементів. Так, першому енергетичному рівню відповідає s-підрівень; другому рівню – два підрівня: s і p; третьому рівню – три підрівня: s, p і d; четвертому і наступним – чотири підрівня: s, p, d і f.

3. Магнітне квантове число m_l визначає орієнтацію орбіталей у просторі. Магнітне квантове число m_l може приймати цілочисельні значення від –l до +l, у тому числі нульове значення. Воно визначає число орбіталей у електронному шарі: s-підрівень (m_l = 0), 3p-підрівень містить три орбіталі:

р-підрівень

m_l –1 0 +1

d-підрівень містить п’ять орбіталей

d-підрівень

m_l –2 –1 0 +1 +2

f-підрівень містить сім орбіталей

f-підрівень

m_l –3 –2 –1 0 +1 +2 +3

Орбіталі з різними магнітними квантовими числами, але з однаковим головним і орбітальним квантовими числами, характеризуються однієї і тією же енергією. m_l – вектор, якому відповідає визначене числове значення і визначений напрямок, що виражається в знаках "+" і "–".

4. Спінове квантове число m_s раніш зв’язували з напрямком обертання електрона навколо своєї осі, але тепер його вважають чисто квантово-механічною величиною. Спін електрона може мати два значення: +½ і –½.