1. Періодична система елементів з точки зору квантової теорії будови атома. Групи,підгрупи, періодитаряди. Поясніть причину періодичної повторюваності

властивостей хімічних елементів. Електроні аналоги кисню

Періодичний закон Д.І.Менделєєва (1834 – 1907) послужив наряду з іншим також поштовхом до вивчення будови атома. На той час атом продовжували вважати не лише найдрібнішою, але й неподільною (елементарною) частинкою. Запереченням цього, прямим доказом складності атома стало відкриття самовільного розпаду атомів деяких елементів, назване радіоактивністю. Досліди французького вченого А. Бекереля по впливу урановмісних солей на фотопластинку, відкриття П’єром та Марією Кюрі нових радіоактивних елементів, встановлення Е.Резерфордом природи α-, β- та γ-променів, що утворюються при радіоактивному розпаді, та виявлення ядер атомів діаметром 10-6 нм, які займають незначну частину атома (адже на той час уже було встановлено, що атом має діаметр 10-1 нм), визначення Р.Міллікеном заряда електрона, доведення Дж.Франком та Г.Герцомдискретності його енергії в атомі, встановлення Г.Мозлі заряду ядра, рівного номеру елемента, відкриття Е.Резерфордом протона та Дж.Чедвікомнейтрона дозволили запропонувати наступну модель будови атома: в центрі – позитивно заряджене ядро, яке має значну масу і займає незначний об’єм, містить протони та нейтрони, число протонів дорівнює порядковому номеру елемента, сума числа протонів та електронів – масовому числу, позитивний заряд зосереджений в ядрі, навколо ядра атома рухаються негативно заряджені електрони, масою яких можна знехтувати., число яких рівне числу електронів, чому атом в цілому є електронейтральним.))))))))

--------Періодичну систему складено у вигляді таблиці, в якій хімічні елементи розташовані у певному порядку: за зростанням їхніх атомних мас. Зараз існує багато видів зображення Періодичної системи. Найбільш поширеним є зображення у вигляді таблиці з розташуванням елементів зліва направо. Усі хімічні елементи у Періодичній системі об’єднані в періоди та групи. Періодична система включає сім періодів та вісім груп.Періодами називають горизонтальні ряди хімічних елементів, у яких властивості елементів змінюються від типових металічних до неметалічних. Вертикальні стовпчики хімічних елементів, які містять елементи, схожі за хімічними властивостями, утворюють групихімічних елементів.

Перший, другий та третій періоди називають малими, оскільки вони містять невелику кількість елементів (перший — два елементи, другий та третій — по вісім елементів). Елементи другого та третього періодів називають типовими, їх властивості закономірно змінюються від типового металу до інертного газу. Усі інші періоди називають великими(четвертий та п’ятий містять по 18 елементів, шостий — 32 та сьомий — 24 елементи). Особливу схожість властивостей проявляють елементи, що знаходяться усередині великих періодів, наприкінці кожного парного ряду. Це так звані тріади: Ферум – Кобальт – Нікол, які утворюють родину Феруму, та дві інші: Рутеній – Родій – Палладій та Осмій – Іридій – Платина, які утворюють родину платинових металів (платиноїдів).

У нижній частині таблиці Д. І. Менделєєва розташовані хімічні елементи, які утворюють родину лантаноїдів та родину актиноїдів. Усі ці елементи формально входять до складу третьої групи та йдуть після хімічних елементів Лантану (номер 57) та Актинію (номер 89). Періодична система елементів містить десять рядів. Малі періоди (перший, другий та третій) складаються з одного ряду, великі періоди (четвертий, п’ятий та шостий) містять по два ряди кожний. У сьомому періоді знаходиться один ряд.

Кожний великий період складається з парного і непарного рядів. У парних рядах містяться елементи метали, у непарних рядах властивості елементів змінюються так, як у типових елементів, тобто від металічних до виражених неметалічних.

Кожна група таблиці Д. І. Менделєєва складається з двох підгруп: головної та побічної. До складу головних підгруп входять елементи як малих, так і великих періодів, тобто головні підгрупи починаються або з першого, або з другого періоду. До складу побічних підгруп входять елементи лише великих періодів, тобто побічні підгрупи починаються лише з четвертого періоду. Підгрупи утворені елементами з подібними властивостями. Головна підгрупа І  групи містить сімейство лужних металів, VІІ групи – сімейство галогенів, VІІІ групи – інертних.

Властивості елементів у підгрупах закономірно змінюються з ростом відносної атомної маси. У головних підгрупах при збільшенні атомної маси зростають металічні властивості елементів і простих речовин, а неметалічні знижуються.

Кілька простих фізичних ідей, що складають принцип побудови, дозволяють пояснити причину періодичної повторюваності властивостей хімічних елементів. В міру заповнення атомних орбіталей періодично повторюється структура зовнішнього електронного шару -валентної оболонки. А саме валентні електрони - електрони зовнішньої оболонки - відповідальні за більшість хімічних і фізичних властивосте й елементів. ((((Поглянути на групу VI, то можна побачити, що в ній знаходяться елементи, атоми яких мають 6 валентних електронів і вищий ступінь окислення їх у з'єднаннях +6. VI група розділена на дві підгрупи - головну і побічну. У головну входять елементи малих і великих періодів: O (кисень), S (сірка), Se (селен), Te (телур), Po (полоній); в побічну - елементи тільки великих періодів: всередині навіть однієї групи є елементи, більш близькі за своїми властивостями один одному і менш схожі. – Аналоги Оксигену – Селен, Телур, Полоній, Сульфур. У разі переходу від оксигену до Полонію радіуси їхнії атомів збільшуються, а енергія йонізації та відносна електронегативність – зменшується. Всі інші елементи цієї прупи – неметали. Активність послаблюється вниз к Телуру.))))

2 Еквівалент. Закон еквівалентів. Знаходження еквівалентів простих речовин, оксидів,кислот, основ тасолей. Наведіть приклади розрахунків на основ закону еквівалентів.

Хімíчний еквівалéнт - така кількість елемента(речовини), яка з’єднується з 1 молем атомів Гідрогену(1г) або заміщує таку саму кількість атомів Гідрогену в хімічних реакціях.

Еквівалентом елемента називають таку його кількість, яка з'єднуеться з 1 молем атомів Водню або заміщує таку саму кількість атомів Водню у хімічних реакціях.

Число еквівалентності речовини залежить не лише від типу реакції, до якої вона входить, а й навіть від самої реакції. Тим не менше, використання цього поняття дозволяє систематизувати й компактизувати розрахунки.

Закон еквівалентів — маси речовин, які вступають у реакцію та утворюються після неї, пропорційні молярним масам їхніх еквівалентів. (Маси, або обєми речовин, що реагують між собою пропорційні їх еквівалентним масам(обємам): m1/m2=me1/me2-----v1/v2=ve1/ve2)

Із закону сталості складу випливає, що речовини взаємодіють між собою і утворюють продукти у певних, чітко визначених (еквівалентних) кількостях.

Еквівалент визначають як реальну або умовну частинку, яка реагує (тобто приєднує, визволяє або обмінює) з одним іоном водню. Під умовною розуміємо якусь частку реальної частинки.

Еквівалент в окисно-відновних реакціях (ОВР) – це реальна або умовна частинка, яка приєднує або віддає один електрон.

Число, яке показує, яка частка молекули реагує (еквівалентна) з одним іоном водню в даній кислотно-основній реакції або з одним електроном в даній окисно-відновній реакції, називається фактором еквівалентності f, який розраховується за формулою:

f = 1/z (1)

Отже еквівалентом кисню є умовна частинка, яка дорівнює четвертій частині його молекули. Молярна маса еквівалентів речовини М_екв – маса 1 моля еквівалентів цієї речовини. Вона дорівнює добутку фактора еквівалентності на молярну масу речовини:

М_екв = f×М,

де М – молярна маса речовини, г/моль.

Молярну масу еквівалентів можна позначати також за загальним правилом літерою М, якщо в дужках вказувати ту частинку, що є еквівалентом даної речовини. Наприклад, молярна маса еквівалентів водню позначається якМ(1/2Н₂), молярна маса еквівалентів кисню – М(1/4О₂). Корисно пам^'ятати молярні маси еквівалентів водню і кисню

М(1/2Н₂) = 1г/моль, М(1/4О₂) = 8г/моль.

Для газоподібних речовин застосовують поняття молярного об^¢єму еквівалентів V_екв - об^¢єму 1 моля еквівалентів газу. Значення цієї величини розраховується за формулою:

V_екв = f×V_m,

де V_m – молярний об^¢єм газу, що за нормальних умов (0°С і 101,3 кПа) дорівнює 22,4 л/моль. Зверніть увагу, що

V(1/2Н₂) = 11,2 л/моль, а V(1/4 О₂) = 5,6 л/моль.

Еквівалент і молярна маса еквівалентів – часто величини змінні. Їх значення залежать від хімічної природи сполук і від реакцій за їх участю. З цієї причини про молярну масу еквівалентів елемента можна говорити, розглядаючи лише конкретну сполуку, а про молярну масу еквівалентів сполуки – конкретну реакцію, у якій вона приймає участь.

Кількість речовини еквівалентів n_екв можна обчислити за загальними правилами, виходячи із маси речовини, або об^¢єму газу за нормальних умов:

n_екв= m/M_екв або n_екв= V/V_екв

Приклад 7. Розрахуйте кількість речовини еквівалентів: а) в 10 г Н₂; б) в 44,8 л (н.у.) Н₂.

Розв’язання. Використовуючи наведені вище формули обчислимо:

а)   і

б) 

В хімічних розрахунках часто використовують закон еквівалентів:

Кількість молей еквівалентів всіх речовин, які беруть участь у реакції, однакова.

Для реакції аА + вВ ® сС + дД математичний вираз закону еквівалентів має вигляд:

Підставляючи замість n_екв вираз для кількості речовини через масу або об¢єм, отримуємо ще два вирази для закону еквівалентів:

   і 

Перше із цих рівнянь дозволяє дати таке формулювання: маси речовин, що приймають участь у реакції, співвідносяться як молярні маси їх еквівалентів.

Основне положання

Закон еквівалентів — маси речовин, які вступають у реакцію та утворюються після неї, пропорційні молярним масам їхніх еквівалентів.

Еквівалент елемента – частка атома, що припадає на одиницю валентності. Еквівалент елемента – така його кількість, яка з’єднується з 1 моль атомів чи заміщує ту ж саму кількість атомів в хімічних реакціях.

 Е = 1/В,

де Е – еквівалент елемента, В – валентність елемента у сполуці

Еквівалент нітрогену в

 Закон еквівалентів:

Маси реагуючих елементів співвідносяться між собою так само, як їх еквівалентні маси.

 

 Еквівалентна маса – частина атомної маси, що припадає на одиницю валентності; маса одного еквівалента елемента.

 Еквівалентна маса нітрогену в

Молярна маса еквівалента елемента в сполуці чисельно дорівнює відношенню його молярної маси до ступеня окислення цього елемента в сполуці, узятого по модулю, чи до його валентності:

МЕ = М/В,

де МЕ – еквівалентна маса елемента, М – маса моль атомів елемента, В – валентність елемента в сполуці.

МЕ(Сl) = 35,5/1 = 35,5 г/моль; МЕ(О) = 16/2 = 8 г/моль; МЕ(N) = 14/3 = 4,66 г/моль; МЕ(С) = 12/4 = 3 г/моль.

Еквівалентом складної речовини називається така його кількість яка взаємодіє без залишку з одним еквівалентом водню або з одним еквівалентом будь-якої іншої речовини. В окисно-відновних реакціях еквівалентна маса окисника чи відновника визначається числом електронів, які приєднуються (або віддаються).

Молярна маса еквівалента складної речовини дорівнює сумі молярних мас еквівалентів складових:

- для оксиду: mе оксиду = mе елемента + 8 чи відношенню молярної маси оксиду до подвоєної кількості атомів кисню: mе оксиду = Моксиду/ 2n; М_екв(оксиду) = М_екв(елемента) + М(1/4 О₂)

або

М_екв(оксиду) = М_екв(елемента) + 8

- для кислоти: mе кислоти = mе кисл. залишку + 1 чи відношенню молярної маси кислоти до її основності: mе кислоти = Мкислоти/ основність. М_екв(кислоти) = М(1/2 Н₂) + М_екв(кислотного залишку)

або

М_екв(кислоти) = 1 + М_екв(кислотного залишку),

Необхідно врахувати, що основність кислоти визначається по конкретній реакції. Наприклад: Н2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O - основність кислоти в даній реакції дорівнює 1. Н2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O - основність кислоти в даній реакції дорівнює 2;

- для основи: mе основи = mе металу + 17 чи відношенню молярної маси основи до його кислотності: mе основи = Моснови/кислотність. Кислотність основи визначається за рівнянням реакції. Наприклад: Cr(OH)3 + HCl  Cr(OH)2Cl + H2O - кислотність гидроксиду хрому в даній реакції дорівнює 1; М_екв(основи) = М_екв(основного залишку) + М_екв(ОН^-)

враховуючи, що М_екв(ОН^-) = 17 г/моль

М_екв(основи) = М_екв(основного залишку) + 17

- для солі: mе солі = mе катіону + mе аніону чи відношенню молярної маси солі до добутку кількості іону (катіону чи аніону) на його заряд по модулю: mе солі = Мсолі/ nz, де n – число катіонів (чи аніонів); z – заряд іону (по модулю). Мекв(солі)= Мекв(осн.залишку)+Мекв(кисл.залишку)

Молярна маса еквівалента водню дорівнює 1 г і займає обєм 11,2 л при нормальних умовах (Vе (H2) ). Молярна маса еквівалента кисню дорівнює 8 г і займає обєм, рівний 5,6 л при нормальних умовах (Vе (O2)).