Задачи для самостоятельного решения

1. Дайте определение понятиям: «произведение растворимости», «растворимость» .

2. Вычислите произведение растворимости хромата серебра, ес­ли в 500 мл воды при 25°С растворяются 0,011 г Аg₂ СгО₄.

3. Произведение растворимости АgС1 равно 1,810^-10 Вычислите растворимость соли (моль/л и г/л) в воде и 0,01М КС1. Коэффициен­ты активностей ионов принять равными 1.

4 . Смешали 10 мл 0,01М раствора СаС1₂и 40 мл 0.01М раствора оксалата аммония (NH₄)₂C₂O₄ . Выпадет ли осадок оксалата кальция, если К^опр(CaC₂O₄) =2∙10^-9 ?

5. В раствор, содержащий 0,01 моль/л BaCl₂, и 0,01 моль/л SrCl₂ , медленно добавляют раствор сульфата натрия. Какой осадок выпадет первым,

если К^опр(BaSO₄) =1,1 ∙10^-10; К^опр(SrSO₄)=3,2 ∙ 10^-7?

Строение атома

Для описания химических свойств элементов и соединений необходимо знать строение электронных оболочек атомов. Электрон - особая структура, имеющая отрицательный заряд, и обладающая свойствами как частицы, так и волны. Описание движения электрона в поле притяжении ядра атома с помощью классической механики невозможно. Для этого используются методы теории вероятности, общей теории электромагнетизма и квантовой механики.

Существует так называемая волновая функция ψ, связывающая вероятность положения электрона в пространстве с его полной энергией. Соответствующее волновое уравнение Шредингера связывает волновую функцию ψ и полную энергию электрона, потенциальную энергию электрона и его массу. Важно, что квадрат волновой функции | ψ|² пропорционален вероятности нахождения электрона в определенной области пространства вблизи атома. Такая область получила название атомная орбиталь (АО). Графический образ – квадрат.

Понятие АО вытекает из решения волнового уравнения и определяется как область пространства вблизи атомного ядра, вероятность нахождения электрона в которой максимальна и составляет 90-95%. Данная область имеет определенную форму, размеры и энергию, которые определяются набором 3-х т.н. квантовых чисел(n, l, m_l), вытекающих из решения волнового уравнения.

n – главное квантовое число которое последовательно принимает значения 1,2,3,4 …;

l – орбитальное квантовое число которое при n=const последовательно принимает целочисленные значения от 0 до (n-1);

m_{l –} магнитное квантовое число, которое при n, l = const последовательно принимает целочисленные значения от (-l) до (+l), включая 0;

m_s – спиновое квантовое число,которое имеет два значения – либо (+1/2) либо (-1/2).

Главное квантовое число n– определяет размеры и потенциальную энергию атомной орбитали(АО). Совокупность АО с постоянным n определяет энергетический уровень (ЭУ).

Орбитальное квантовое число l - «ответственно» за форму АО.. Орбитальному числу l= 0 отвечают s–орбитали, числу l=1- р-орбитали, числу l =2 - d-орбитали. Совокупность АО с постоянным значением l при данном n образует энергетический подуровень (ЭПУ).

Магнитное квантовое число m_l – определяет ориентацию орбитали в пространстве.

Так, для p - энергетического подуровня (l=1) значения m_l следующие: -1, 0, +1. Таким образом, можно определить число АО на данном энергетическом подуровне, которое равно 2l + 1.

Тогда, на s–ЭПУ - 1 АО, на p–ЭПУ – 3 АО, а на d–ЭПУ -5 АО.

Набор трёх квантовых чисел характеризует атомную орбиталь – объём пространства, в котором электрон может находиться в атоме. Согласно принципу запрета Паули атомная орбиталь не может принять более чем два электрона и обязательно с разнонаправленными спинами

( обозначены стрелками):

1 – вакантная атомная орбиталь; 2- атомная орбиталь с неспаренным электрпоном;

3- атомная орбиталь с электронной парой

Электрон в атоме имеет собственный вращательный момент механического движения, который также квантуется. В зависимости от знака вращения соответствующее квантовое число (m_s) – спиновое - имеет два значения +1/2 и -1/2. Следовательно, электрон в атоме описывается набором 4-х квантовых чисел, три из которых относятся к атомной орбитали, которую он занимает и собственное спиновое квантовое число.

Принципы заселения ЭПУ электронами.

1. Принцип минимума энергии. Наибольшая устойчивость электронной системы атома соответствует минимуму полной энергии для незаселенных состояний.

2. Принцип Паули. В атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Другими словами, на АО максимально может разместиться не более 2-х электронов с противоположным значением спиновых чисел.

3. Правило Гунда. При заселении ЭПУ суммарное спиновое число для электронов должно быть максимально положительным.

4. Правило Клечковского. Заселение ЭПУ происходит от меньших значений суммы (n+l) к большим значениям (n+l). При одинаковых значениях этой суммы первым заполняется ЭПУ с меньшим значением главного квантового числа n.

Тогда последовательность заселения пустых ЭПУ представляется такой

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s и т.д.

Существует два основных вида составления электронных состояний нейтральных атомов или простых ионов.

Электронная формула (электронная конфигурация). Для нейтрального атома число электронов равно заряду ядра этого атома. Эти электроны, в соответствии с принципами заселения, размещаются на вакантных ЭПУ и записываются слева направо в порядке увеличения энергии ЭПУ. Так, для атома кремния порядковый номер 14. Тогда электронная формула нейтрального атома будет иметь вид: Si 1s²2s²2p⁶3s²3p². Часто используется сокращенная запись, в которой невалентные электроны обозначаются через устойчивую конфигурацию предшествующего благородного газа. Для кремния это неон. В таком случае можно записать: Si [Ne] 3s²3p².

В торой формой записи электронных состояний является энергетическая диаграмма, которая отражает различие в энергии энергетических подуровней и степень их заполнения электронами.

Электронные конфигурации простых катионов и анионов получаются путем удаления или добавления определенного числа электронов на валентные АО. Так, для хлора электронная формула нейтрального атома1s²2s²2p⁶3s²3p⁵. Для аниона Cl^- добавляется один электрон 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ . Для степени окисления хлора +5 необходимо удалить 5 электронов с р-подуровня: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁰.

При составлении электронных формул d-элементов нужно учитывать тот факт, что при наличии хотя бы одного электрона на (n-1)d-ЭПУ, энергия этого подуровня становится меньше, чем энергия ns валентного подуровня. Соответственно, при образовании катионов первыми будут «уходить» электроны именно с ns-подуровня. Так, сокращенная электронная формула нейтрального атома титана: Ti[Ar]3d²4s², для Ti (+2) формула иона будет следующей: [Ar]3d²4s⁰.

Для некоторых элементов оказывается энергетически выгодным переход электронов с ns ЭПУ на (n-1)d энергетический подуровень. В частности, такая ситуация реализуется для атомов хрома, молибдена, меди, серебра и т.д. Например, хром имеет следующую конфигурацию валентных ЭПУ: [Ar]3d⁵4s¹.

Изоэлектронные состояния реализуются для близко расположенных атомов в Периодической таблице в различных степенях окисления, при которых в них содержится равное число электронов. Так, атом водорода в степени окисления (-1) имеет электронную формулу 1s². Такую же конфигурацию будут иметь и атом гелия, и катионы лития(+1), бериллия(+2), бора (+3).

Геометрические и энергетические характеристики атомов.

При движении по периоду слева направо возрастает как заряд ядра атомов , так и суммарный заряд электронов. Следовательно, сила притяжения между ядром и электронами, в соответствии с законом Кулона, возрастает, тогда валентные ЭПУ будут «сжиматься» и размеры атомов будут уменьшаться. В таком случае затраты энергии для отрыва валентных электронов будут увеличиваться. Ранее величина, характеризующая энергию отрыва наиболее слабо связанного электрона от нейтрального атома, носила название первый потенциал ионизации (I₁)и измерялась в электронвольтах (эВ/атом). В настоящее время используется понятие – энергия ионизации (Ei) - энергия, затрачиваемая для образования 1 моль однозарядных катионов из нейтральных атомов и измеряемая в кДж/моль. Энергия ионизации всегда затрачивается, т.е. является эндотермическим процессом. Естественно, обе этих величины будут увеличиваться по периоду, хотя и не вполне монотонно.

С этих же позиций кажется вполне очевидным, что при движении сверху вниз по группе размеры атомов увеличиваются, а энергия ионизации уменьшается.

С другой стороны, атомы некоторых элементов могут принимать электроны с образованием анионов. Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется сродством к электрону ( в электронвольтах на атом) или энергией сродства к электрону (в кДж/моль). Этот эффект может быть как эндотермическим, так и экзотермическим.

Полусумма энергий ионизации и сродства к электрону характеризует меру способности атома смещать к себе электронную плотность от других атомов. Эта величина называется электроотрицательностью Обычно электроотрицательность выражается в условных единицах. Минимальные значения (0,7-0,8) соответствуют щелочным металлам, максимальные – активным неметаллам (у фтора 4,1 у кислорода 3,5). Cлева направо по периоду значения χ увеличиваются, а сверху вниз по группе уменьшаются.

ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Для атома с электронной структурой 1s²2s²2p³ определите значения всех четырёх квантовых чисел для каждого электрона.

2. Энергетическое состояние внешнего электрона атома описывается следующими значениями квантовых чисел: n=3, l=0, m_l= 0. Атомы каких элементов имеют такой электрон? Составьте электронные формулы атомов этих элементов.

3. Напишите все квантовые числа для электронов атомов: лития, бора, азота, фтора.

4. Напишите электронные формулы для атомов натрия, хрома, железа, аргона, марганца, азота, кислорода, кремния, кобальта, отвечающие низшему энергетическому состоянию атомов.

5. Атому какого из элементов отвечает каждая из приведённых электронных формул:

а)1s²2s²2p³ ; б)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ ; в)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶5d¹6s² ; г)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s² ; д)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹ ?

6. Атомам каких элементов и каким состояниям этих элементов отвечают следующие электронные формулы: 1s²2s² и 1s²2s¹2p¹; 1s²2s²2p¹ и 1s²2s¹2p³ &