Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Основы технологии переработки руд. Учебное пособие
.pdf
.
990,22)(
)(
)(
;
015,18)(
)(
)(
2
2
2
m
NaM
Nam
Nan
m
HM
OHm
OHn
)(
)(
)(
Хn
Хт
ХМ
2
стЕ
В газе объемом V при давлении Р и абсолютной температуре Т содержится
РV/RТ молей вещества, где R – универсальная газовая постоянная.
Молярная масса М (Х) вещества Х равна отношению массы вещества m (Х) к
соответствующему количеству вещества n (Х):
Молярная масса связывает количеством вещества и его массу и обозначается
г/моль. Молярная масса численно равна относительной молекулярной массе.
Например, молярная масса кислорода:
М (О
) = 32 г/моль, Мr (О2) = 32.
2
М.В. Ломоносов и Антуан Лавуазье впервые изучили химические процессы на
основании тщательных количественных наблюдений. Результаты этих исследований
были положены в основу закона сохранения массы. Это один из фундаментальных
законов химии – масса продуктов реакции равна массе всех исходных реагентов. В
химических реакциях не происходит измеримых изменений массы, атомы не
рождаются вновь и не разрушаются, они претерпевают некоторые изменения лишь в
наружных электронных оболочках. Строение атомов при этом не изменяется, так
как ядро и внутренние оболочки атомов не претерпевают изменений.
Между массой и энергией существует соотношение, которое постулируется
как закон сохранения массы – энергии. Математическое выражение этого
фундаментального закона было дано Эйнштейном:
,
41
2
стЕ
где m – значение массы, г;
с – скорость света, м/с2.
Эта зависимость отражает объективно существующее свойство материи:
именно в такой пропорции, в таком соотношении изменяются масса и энергия при
изменении движения, происходящего в материальном мире. Рассмотрим для
примера реакцию горения углерода. В этой химической реакции выделяется 393,51
кДж/моль энергии (теплой эффект химической реакции), носителем которой
выступает углекислый газ СО
:
2
С
(к)
+ О
2 (г)
= СО
2 (г)
Согласно закону сохранения массы – энергии эквивалентные изменения Е и m
должны подчинятся выражению:
Из этого выражения легко подсчитать, что масса 1 моля СО
в результате
2
рассеивания 393,51 кДж энергии меньше массы исходного углерода и кислорода на
4,4 . 10
-12
кг:
∆m=∆Е/с2= 393,51. 103 /(2,997925 . 108)2 [Дж
. м -2 . с -2
] = 4,4 . 10
-12
кг
Такое ничтожное изменение массы ∆m практически нельзя заметить в ходе
эксперимента. В настоящее время существуют весы, измеряющие отклонения массы
порядка 10
-8 _
-9
10
кг. Поэтому, закон сохранения массы применяется к химическим
реакциям.
Если в химической реакции а молей реагента А реагирует с в молями реагента
В с образованием е и d молей продуктов Е и D соответственно, тогда уравнение
химической реакции
42
в
а
Bn
An
)(
)(
23
10)31(022045,6
A
N
а А +в В = е Е + d D
называется стехиометрическим. Числа а, в, е, d называются
стехиометрическими коэффициентами. Отношение количества вещества реагентов
равно отношению коэффициентов, стоящих перед ними. Например, для
приведенного выше стехиометрического уравнения реакции, это соотношение будет
выглядеть так:
Другим важным законом, применяемым при расчетах по уравнениям реакций,
протекающих а газообразной фазе является закон Авогадро (итал.). Он звучит так:
при одинаковых температуре и давлении равные объемы всех газов содержат одно и
то же число молекул. Закон Авогадро является одним из главных законов
идеального газа. Согласно закону Авогадро: один моль любого идеального газа при
нормальных условиях (Р=101325 Па=760 мм.рт.ст. и Т=0 °С) занимает объем 22,4 л;
плотности двух идеальных газов при одних и тех же давлении и температуре прямо
пропорциональны их молярным массам; число структурных элементов (атомов,
молекул, ионов и других частиц) в единице количества вещества (в одном моле) –
постоянная Авогадро. Названа в честь Амедео Авогадро, обозначается NА.
моль
-1
Постоянная Авогадро является одной из фундаментальных физических
констант, важная для определения других постоянных. Рассмотрим несколько
простых примеров, демонстрирующих расчеты с применением перечисленных
понятий.
Пример 1 - Какое количество вещества оксида меди (11) содержится в 120 г
43
его массы?
,
)(
)(
)(
CuOn
CuOm
CuOM
5,1
/80
120
)(
)(
)(
мольг
г
CuOM
CuOm
CuOn
5,0
160
80
)(
)(
)(
32
32
32
OFeM
OFem
OFen
.1031002,65,0)(
2323
32
A
NOFenN
25,0
64
16
)(
)(
)(
2
2
2
SOM
SOm
SOn
Решение. Относительная молекулярная масса Мr (СuО) = 64 + 16 = 80,
следовательно, молярная масса М (СuО) = 80 г/моль. Применяя соотношение
находим количество вещества:
моль.
Пример 2 - Сколько молекул содержится в оксиде железа (111) массой 80 г?
Решение. Молярная масса вещества равна
М(Fe2O3) = 2 . 56 + 3 .16 = 160 г/моль.
Определяем количество вещества Fe2O3 в 80 г оксида:
Исходя из того, что 1 моль содержит 6.02
число молекул в 0,5 моль оксида железа (111):
моль.
.
1023 структурных единиц. Находим
Пример 3 - Определите объем сернистого газа SO2 массой 16 г при
нормальных условиях.
Решение. Определяем количество вещества SO2:
моль.
44
Определяем объем сернистого газа при нормальных условиях:
6,525,04,22)()(
22
SOnVSOV
m
2,0
254
8,50
)(
)(
)(
2
2
2
IM
Im
In
.102,11062,0)()(
2323
22
A
NInIN
Пример 4 – Сколько структурных единиц содержится в молекулярном йоде
массой 50,8 г?
Решение. Молярная масса I2 равна 254 г/моль. Определяем количество
вещества молекулярного йода:
моль
Определяем число структурных единиц (молекул) йода:
моль.
3.2 Строение атомов
По современным представлениям атом состоит из положительно заряженного
ядра (в состав ядра входят нейтроны и протоны) и определенного числа электронов.
Эта устойчивая микросистема подчиняется квантовым законам и является
носителем свойств химического элемента. Согласно теории квантовой механики
вероятность нахождения электронов в заданной области пространства описывается
волновой функцией. Волновая функция находится в зависимости от трех
пространственных координат и называется орбиталью (электронным облаком,
энергетическим подуровнем). Орбиталь представляет собой областью пространства,
в котором наиболее вероятно обнаружение электрона. Для характеристики
поведения электрона в атоме используют квантовые числа. Главное квантовое число
n, орбитальное число l, магнитное число ml и спиновое ms.
45
Волновая функция координат, описывающая состояние электрона, которое
характеризуется совокупностью квантовых чисел n, l, ml называется атомной
орбиталью. Атомные орбитали, которым отвечают значения l, со значениями 0, 1, 2,
и 3 получили названия s, p, d и f – орбиталями соответственно. Например, атомные
орбитали с n = 3 и l = 2 обозначается символом 3d, а атомные орбитали с n = 1 и l = 0
обозначаются символом 1s.
Электроны в атомах находятся на энергетических уровнях, то есть обладают
определенным запасом энергии. Число энергетических уровней в атоме
определяется номером периода. Энергетические уровни в свою очередь
подразделяются на энергетические подуровни. Распределение электронов атома по
различным квантовым состояниям называется электронной конфигурацией атома.
Согласно принципу наименьшей энергии электрон, присоединяемый к атому,
занимает в нем свободный уровень с наименьшей энергией. Принцип Паули
обеспечивает то, что не все электроны в любом атоме занимают уровень с
минимальным запасом энергии. Принцип Паули имеет формулировку: в атоме не
может быть двух электронов и более с одинаковыми квантовыми числами.
Вследствие принципа число электронов, занимающих 1s уровень, ограничено.
Физический смысл этого принципа заключается в том, что в одной и той же точке
пространства и тот же момент времени не могут находиться два электрона. Они в
состоянии занять одну орбиталь только если они обладают противоположными
спинами. Это означает, что электроны имеют различные значения спинового
квантового числа. На основании изучения спектров различных атомов а также
квантовомеханических вычислений, была установлена определенная
последовательность энергетических уровней в многоэлектронных атомах. В этой же
последовательности происходит заселение электронами энергетических уровней и
подуровней в атомах:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f=6d<7p
Приведем пример атома натрия. Атом натрия содержит 11 электронов.
46
Уровень с минимальным запасом энергии 1s атома натрия занимают два электрона,
подуровень 2s – также два, подуровень 2р – шесть электронов и 3s – подуровень
занимает последний электрон. Электронная формула, являющаяся условной
записью конфигурации атома натрия выглядит следующим образом:
Na [1s2 2s2 2p6 3s1]
Заселение электронами атомных орбиталей определяется правилами
Клечковского, которое учитывает зависимость энергии орбитали от определенных
значений квантовых чисел n и l.
Размещение электронов по атомным орбиталям на одном энергетическом
подуровне определяется правилом Хунда (Гунда), согласно которому
минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по
атомным орбиталям данного подуровня, при котором абсолютное значение
суммарного спина атома максимально. При не соблюдении этого правила
размещения электронов, атом будет находиться в возбужденном состоянии
(характеризоваться более высокой энергией).
Важнейшие свойства атома, являющиеся следствием его строения, является
энергия ионизации и сродство атома к электрону. Энергия ионизации – это та
энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома с
превращением последнего в положительно заряженный ион при температуре 0 К.
Энергию ионизации принято выражать в электрон-вольтах (эВ).
Таким образом, можно удалить из атома два, три и более электрона. При этом
положительный заряд образующегося иона возрастает. Продемонстрируем это на
примере атомов бериллия, бора и углерода:
Ве В С
I
1
I
2
9, 3 8,3 11,3
18, 2 25,2 24,4
47
I3 253, 9 37,9 47,9
Резко возрастает потенциал ионизации при отрыве электрона с главным
квантовым числом меньшим, чем у предыдущего электрона. В случае Be (1s2 2s2)
разность между I1 и I2 на много меньше, чем между I2 и I
, так как удаление третьего
3
электрона, находящегося, в отличие от двух предыдущих, на более близком от ядра
расстоянии требует заметно большей энергии.
Сродством атома к электрону называется изменение энергии при
присоединения электрона к атому с образованием отрицательно заряженного иона
при температуре 0 К (с учетом того, что атом и ион находятся в основном
состоянии). При этом электрон занимает низшую свободную атомную орбиталь,
если внешняя атомная орбиталь занята двумя электронами. Если внешняя занятая
атомная орбиталь вырождена (имеет одинаковые значения энергии) и занята не
полностью, присоединяемый электрон заселяет ее по правилу Хунда.
Свойства элементов – восстановительные (определяемые энергией
ионизации), окислительные (сродство к электрону), электроотрицательность и
другие определяются электронным строением атомов. Электронное строение атомов
изменяются периодически, поэтому и свойства атомов изменяются тоже
периодически. Периодический закон сформулировал Д.И. Менделеев (1869).
Современная формулировка периодического закона выглядит так: свойства
элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической
зависимости от заряда ядра их атомов. Наглядным выражением периодического
закона Д.И. Менделеева является созданная им периодическая система химических
элементов.
3.3 Металлическая связь
Металлы являются простыми веществами (состоят из атомов одного вида).
48
Все металлы обладают при обычных условиях сходными характерными свойствами,
такими как, высокая электро- и теплопроводность, отрицательный температурный
коэффициент электропроводности, блеск, непрозрачность (обусловлены
способностью отражать электромагнитные волны), пластичность. Для металлов
характерно твердое состояние в обычных условиях (исключение ртуть) и
кристаллическое строение. Установлена взаимосвязь между кристаллическим
строением металлов и их положением в периодической системе Д.И. Менделеева.
Так, щелочные металлы (I группа, главная подгруппа, IA) характеризуются
объемно-центрированной кубической решеткой; она же характерна и для
большинства переходных металлов IV, V, VI групп. Металлы VIII и IВ групп, как
правило, обладают кубической плотноупакованной структурой. Но возможно и
существование других кристаллических модификаций, которые отличаются типом
структуры например, железо, Fe.
От типа кристаллической структуры зависят свойства металлов, в том числе,
пластичность и ковкость. Так, для меди, серебра, золота, γ-железа,
характеризующихся плотноупакованной решеткой, характерна высокая
пластичность и ковкость, в то время как хром, ванадий, мoлибден, обладающие
кубической объемно-центрированной либо гексагональной плотноупакованной
структурой характеризуются гораздо меньшей пластичностью и ковкостью.
Например, щелочные металлы имеют меньшую плотность, они мягкие, их можно
резать даже ножом. Низкая плотность щелочных металлов свидетельствует, что их
кристаллическая решетка имеет существенно большие межатомные расстояния в
сравнении с другими металлами. Поэтому, а также из-за небольшого числа
валентных электронов у атомов щелочных металлов, связи между атомами в
кристаллах сравнительно более слабые.
Если представить, что изолированные атомы (состояние пара) начинают
конденсироваться в твердое состояние, то электроны на орбиталях вследствие
уменьшения расстояний между атомов начнут взаимодействовать друг с другом.
При дальнейшем уменьшении расстояний между атомов взаимодействие между их
электронными облаками увеличивается и в конечном итоге возникнет совокупность
49
очень близко расположенных энергетических уровней атомов. Расстояния между
ними очень малы, настолько, что все они образует непрерывную валентную зону.
Атомы металлов, как известно, характеризуются относительно небольшим числом
валентных электронов, именно поэтому валентная зона заполняется не полностью.
Так, атом натрия имеет всего один валентный электрон, в простом веществе
(металлический натрий), эти электроны заполнят только некоторые энергетических
уровней валентной зоны. Те энергетические подуровни, которые остались
незанятыми электронами, образуют зону проводимости. В кристаллических
структурах металлов зона проводимости перекрывается с валентной зоной. То есть
имеется непрерывный ряд очень близко расположенных энергетических уровней. В
твёрдых металлах при обычных температурах валентные электроны распределяются
не только по валентной зоне, но и по нижним уровням зоны проводимости;
значительная часть электронов может перемещаться, энергия этих электронов
соответствует зоне проводимости. «Электронный газ» компенсирует силы
взаимного электростатического отталкивания положительных ионов и тем самым
связывает их в твердое тело. Тип химической связи атомов в веществах,
обладающих металлическими свойствами, называют металлической.
Металлическая и ковалентная связь имеют сходство, поскольку эти связи
основаны на обобществлении валентных электронов. Но ковалентная связь
связывает два соседних атома, в то время как металлическая связь – все атомы
металлов, которые участвуют в обобществлении валентных электронов. В
ковалентной связи отсутствует взаимное смещение атомов без разрушения тела
вещества, в металлической связи атомы могут значительно смещаться без
нарушения связи. Именно этим обусловлена высокая пластичность металлов и
хрупкость кристаллов обладающих ковалентной связью.
Прочность металлической связи устанавливается по значениям теплоты
сублимации. Теплота сублимации – это та энергия, которую нужно затратить для
перевода твердого тела в газообразное состояние (изолированные атомы). Теплота
сублимации, как правило, достаточно велика и находится в пределах от 80 кДж/моль
(для цезия) до 870 кДж/моль (для вольфрама). Особенно прочная связь возникает в
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]