Химия. Примеры решения задач контрольной работы

Сложное сопротивление Контрольная работа по сопромату

Начертательная геометрия
Инженерная графика
Машиностроительное черчение
Химия
Современная теория строения атомов и молекул
Закон эквивалентов
Рассчитайте мольную массу
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
СВОЙСТВА РАСТВОРОВ
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Окислительно-восстановительные реакции
ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗ
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Полимеры
ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ
Пример решения задачи № 2
Гидромеханические методы
Теплопередача
Расчет коэффициента теплопередачи
Классы неорганических соединений
Элементы химической термодинамики
Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация
Дисперсные системы
Растворы неэлектролитов
Степень окисления
Электрохимические процессы

Примеры решения задач

 Пример 1. Какой из подуровней: 4d или 5s заполняется электронами в первую очередь?

Р е ш е н и е . Последовательность заполнения электронами подуровней в атоме определяется правилом Клечковского, которое предполагает сравнение значений суммы (n + l) для каждого из подуровней. Следовательно, надо определить сумму квантовых чисел n и l для данных подуровней: для 4d – подуровня n = 4, l = 2, n + l = 6;

 для 5s – подуровня n = 5, l = 0, n + l = 5.

В первую очередь будет заполняться 5s – подуровень, так как для него значение (n + l) меньше, чем для 4d– подуровня, то есть 5s – подуровень имеет меньшее значение энергии, чем 4d– подуровень, а заполнение подуровней электронами происходит в порядке возрастания их энергии.

Пример 2. Запишите электронную конфигурацию и электронную схему строения внешнего уровня атома элемента с зарядом ядра, равным +33. Определите, какими химическими свойствами обладает атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим, атом какого элемента имеет Z = +33. Так как заряд ядра атома равен порядковому номеру N элемента в Периодической системе, то элементом с N = 33 является мышьяк (As).

2) Запишем электронную конфигурацию атома As (рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням). Для этого определим координаты данного элемента в Периодической системе, т.е. номер периода (арабская цифра) и номер группы (римская цифра). Группы делятся на две подгруппы – главную (обозначают символом «А») и побочную (обозначают символом «В»). Номер периода равен числу энергетических уровней в атоме, а номер группы – числу электронов на внешнем уровне (валентных электронов). Координаты As: (4, VА) т.е. элемент расположен в четвертом периоде (атом имеет четыре энергетических уровня); в пятой группе (имеет пять электронов на внешнем уровне) и главной подгруппе (р – элемент).

Число электронов в атоме равно заряду его ядра, следовательно, электронная оболочка As содержит 33 электрона. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням проводим в соответствии с порядком их заполнения, учитывая максимальное число электронов на каждом подуровне: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3

В электронной конфигурации выделим строение внешнего уровня, на котором находятся валентные электроны, способные участвовать в химическом взаимодействии – 4s2 4p3.

3) Изобразим электронную схему строения внешнего уровня, которая характеризует распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и атомным орбиталям, руководствуясь принципом Паули и правилом Гунда: 4p

  4s

↑↓

4) Определим химические свойства атома As.

Химические свойства атома определяются строением внешнего энергетического уровня. Вступая в химическое взаимодействие, любой атом стремится завершить внешний уровень. Атом As имеет 5 валентных электронов, поэтому завершение внешнего уровня возможно за счет присоединения трех электронов. Принимая их, атом мышьяка проявляет окислительные свойства: As0 + 3ē = As3- 

 4s2 4p3 4s2 4p6

Атом мышьяка может проявлять восстановительные свойства, отдавая электроны внешнего уровня - три или все пять:

As0 - 3ē  = As3+ As0 - 5ē = As5+

 4s2 4p3 4s2 4s2 4p3 3s2 3p6 3d10

Пример 3. Электронная конфигурация атома имеет вид: [Kr] 4d2 5s2. Определите, какой это элемент, и какие химические свойства проявляет атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим координаты атома данного элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева. Из электронной конфигурации атома видно, что главное квантовое число внешнего энергетического уровня равно пяти (n = 5), т.е. атом имеет пять энергетических уровней, следовательно, элемент расположен в 5-м периоде. Число валентных электронов равно четырем, значит, элемент расположен в IV группе. Так как незавершенным является d– подуровень (т.е. он заполняется последним), то мы имеем дело с d- элементом, а все d- элементы расположены в Периодической системе Д.И. Менделеева в побочных подгруппах. Таким образом, элемент (Э) имеет следующие координаты: Э (5, IVВ). Как видно из Периодической системы, этот элемент – цирконий (Zr).

2) Установим химические свойства атома циркония.

Вспомним, что все d – элементы являются металлами. Значит, атом циркония проявляет восстановительные свойства и способен только отдавать свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4:
Zr0 – 4ē = Zr4+

Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Современная формулировка Периодического закона: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что с возрастанием заряда ядра происходит периодическое повторение сходного строения внешнего энергетического уровня атомов элементов. В соответствии с этим физические и химические свойства атомов элементов периодически повторяются.

Периодическая система является графическим выражением Периодического закона. Все элементы в Периодической системе расположены в виде горизонтальных и вертикальных рядов, называемых периодами и группами.

Период – это горизонтальная последовательность элементов, в атомах которых происходит заполнение электронами одинакового числа энергетических уровней. Номер периода определяет число энергетических уровней в атомах элементов данного периода и соответствует значению главного квантового числа внешнего энергетического уровня

Группа - это вертикальная последовательность химических эле­ментов. Номер группы указывает на число валентных электронов, т.е. тех, которые могут участвовать в образовании хими­ческой связи. В одну группу объединяются элементы с одинаковым числом валент­ных электронов независимо от их электронного типа (s-, p-, d-, f-). Номер группы совпадает с высшей валентностью элемента в возбужденном состоянии и отвечает высшей положительной степени окисления атомов (кроме F, O и Br).

Каждая группа состоит из двух подгрупп – главной и побочной. В главную подгруппу входят s- и р- элементы, а в побочную – d- элементы. То есть в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение валентного уровня. Такие элементы называют электронными аналогами.

Важнейшие характеристики атома, которые изменяются периодически от величины заряда ядра и в конечном итоге определяют химические свойства элементов и их соединений, – это радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.

Эффективный радиус атома (rат) принимают равным половине межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. В пределах одного периода (при движении слева направо) при неизменном числе энергетических уровней заряд ядра атома увеличивается. Это приводит к возрастанию силы электростатического притяжения валентных электронов к ядру, вследствие чего происходит сжатие орбиталей, т.е. атомный радиус уменьшается. Внутри группы (при движении сверху вниз) заряд ядра атома и число энергетических уровней возрастают. Вследствие проявления эффекта экранирования (защиты валентных электронов от влияния ядра атома электронами внутренних энергетических уровней) силы электростатического притяжения между ядром и валентными электронами уменьшаются, и радиус атома увеличивается.

Энергия ионизации (Еи) – это энергия, необходимая для отрыва одного электрона от невозбужденного атома. Еи является количественной характеристикой восстановительных свойств атомов. Чем меньше величина Еи, тем сильнее восстановительные свойства атома.

Энергия сродства к электрону (Ее) – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Ее характеризует окислительные свойства атомов. С увеличением энергии сродства к электрону окислительная способность атома повышается.

Электроотрицательность (ЭО) – это способность атома в молекуле притягивать к себе чужие электроны, участвующие в образовании химической связи. ЭО = (Еи + Ее) / 2.

В настоящее время используется шкала относительных электроотрицательностей, в которой ЭО атома фтора, как самого сильного окислителя, условно принята равной 4 (табл.1). При образовании молекулы электроны смещаются от атома с меньшей ЭО к атому с большей ЭО. Внутри периодов наблюдается общая тенденция роста ЭО атомов, а в группах – ее падение.

Химические свойства атома зависят от конфигурации внешнего энергетического уровня, rат, Еи,  и Ее. В пределах периода (слева направо) rат уменьшается, Еи, и Ее повышаются. В результате способность атомов к отдаче электрона уменьшается, а к присоединению электрона увеличивается. Таким образом, в периоде металлические свойства атомов элементов ослабляются, а неметаллические – усиливаются. В главной подгруппе (сверху вниз) rат увеличивается, а Еи уменьшается, в результате способность атомов отдавать свои электроны повышается, а способность принимать чужие электроны снижается. Таким образом, в главной подгруппе металлические свойства атомов элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают.

 В периоде с ростом степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные свойства усиливаются. В подгруппах (сверху вниз) кислотные свойств кислородсодержащих соединений ослабевают, а основные свойства увеличиваются. Так, La(OH)3 значительно более сильное основание, чем Al(OH)3; H3AsO3 более слабая кислота, чем HNO3.

Таблица 1

Относительная  электроотрицательность элементов

Периоды

Группы

I

II

III

IV

V

VI

VII

1

H

2,2

2

Li

1,0

Be

1,6

B

2,0

C

2,6

N

3,0

O

3,5

F

4,0

3

Na

0,9

Mg

1,2

Al

1,6

Si

1,9

P

2,1

S

2,5

Cl

3,0

4

K

0,8

Ca

1,0

Ga

1,8

Ge

2,0

As

2,2

Se

2,5

Br

2,8

5

Rb

0,8

Sr

1,0

In

1,7

Sn

1,8

Sb

1,9

Te

2,1

I

2,5

6

Cs

0,7

Ba

0,9

Tl

1,8

Pb

1,6

Bi

1,9

Po

2,0

At

2,2

Химия. Примеры решения задач контрольной работы