Молярні маси еквівалентів складних речовин

Молярна маса еквівалентів кислоти ( ) – відношення молекулярної маси кислоти (М_К) до основності, яка визначається кількістю атомів Гідрогену, що беруть участь у реакції: (г/моль).

Для реакції H₂SO₄+2NaOH=Na₂SO₄+2H₂O М_Е(H₂SO₄)=М(Н₂SO₄)/2= 98/2 = 49 г/моль,

а для реакції H₂SO₄+NaOH=NaНSO₄+H₂O М_Е(H₂SO₄)=М(Н₂SO₄)/1 = 98/1 = 98 г/моль.

Молярна маса еквівалентів основи ( ) – відношення молекулярної маси основи (М_О)  до кислотності, яка визначається кількістю гідроксогруп, що вступають у реакцію: (г/моль).

М_Е(Сa(OH)₂) = М(Сa(OH)₂)/2 = 74/2 = 37 г/моль.

Молярна маса еквівалентів солі ( ) – відношення молекулярної маси солі ( ) до добутку кількості атомів металу на їх валентність: (г/моль), де  – кількість атомів металу,  – його валентність.

М_Е(Al₂(SO₄)₃) = М(Al₂(SO₄)₃)/( ) = 342/(2·3) = 57 г/моль.

Молярна маса еквівалентів оксиду ( ) обчислюється за формулою:

(г/моль), де  – число атомів металу або неметалу у молекулі.

М_Е(Al₂O₃) = Μ(Al₂O₃)/( )=102/(2·3) = 17 г/моль

Молярну масу еквівалентів оксиду також можна обчислити як суму молярних мас еквівалентів елемента і Оксигену. М_Е(Al₂O₃) = M_E(Al) + M_E(O) = 9 + 8 = 17 г/моль.

Для газоподібних речовин користуються молярними об’ємами еквівалентів (V_Е). V_Е(Н₂) = 11,2 л/моль, V_Е(О₂) = 5,6 л/моль, V_Е(Сl₂) = 11,2 л/моль.

За законом еквівалентів:

1. Хімічні елементи сполучаються один з одним, а речовини реагують і утворюються в еквівалентних кількостях.

2. Маси (об’єми) речовин, що реагують, пропорційні молярним масам (об’ємам) їхніх еквівалентів: , .

Якщо одна з реагуючих речовин газоподібна, то у формулі закону еквівалентів замість маси використовують її об’єм (н.у.) та молярний об’єм еквівалентів:

.

Лекція 2. Будова атома План лекції

1. Будова атома. Квантові числа.

2. Основні принципи розподілу електронів в атомі.

3. Періодичний закон i періодична система елементів Д. I. Менделєєва.

4. Періодичність зміни хімічних та фізичних властивостей елементів.

1. 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).

Головне квантове число n характеризує величину енергії електрона і приймає 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. Головне квантове число визначає розміри електронної хмари: чим вище значення головного квантового числа, тим більша електронна хмара (електронний шар K, L, M, N, O, P, Q). Максимальна кількість електронів N у даному електронному шарі, описується формулою: N = 2n².

Орбітальне квантове число l описує форму електронної хмари і приймає цілочисельні значення від 0 до (n–1). Відповідні орбіталі позначаються 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.

Магнітне квантове число m_l визначає орієнтацію орбіталей у просторі, приймає 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 орбіта лі, d-підрівень містить п’ять орбіта лей, f-підрівень містить сім орбіталей.

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.