Материал: Химия. учебное пособие. Вострикова Г.Ю., Хорохордина Е.А

Чтобы найти объем водорода, выделившегося в реакции при нормальных условиях, составим пропорцию:

54 г Al выделяют из кислоты (22,4·3) л водорода (по уравнению реакции);

2700 г Al выделяют из кислоты V_х л водорода (по условию задачи);

Для условий, отличных от нормальных, объем газа рассчитаем по формуле (1.8):

Абсолютную плотность водорода рассчитаем по формуле (1.10):

Относительную плотность водорода по воздуху рассчитаем по формуле (1.13):

Массу образовавшегося в реакции хлорида железа рассчитаем по уравнению реакции, составив пропорцию:

2700 г Al образуют

54 г Al образуют 267 г AlCl₃;

Массовую долю железа в AlCl₃ рассчитаем, исходя соответственно из атомных и молярных масс атомов и молекул:

133,5 г AlCl₃ составляют 100 %;

27 г Al составляют х %;

Задача 5. Вычислите молярную и молярную массу эквивалента трехвалентного металла, если 5,4 г его вытесняют из кислоты 7,06 л водорода, измеренных при 25 ^oС и давлении 105 кПа.

Решение. Запишем уравнение реакции взаимодействия Ме (III) с кислотой:

2Me + 6HCl → 2MeCl₃ + 3H₂.

Из уравнения реакции следует, что 2 моля металла вытесняют из кислоты 3 моля водорода, т.е. 3 · 22,4 = 67,2 л, измеренных при нормальных условиях. Приведем этот объем к заданным условиям, воспользовавшись формулой (1.7):

По условию задачи водорода выделилось в 10 раз меньше, что соответствует не 3, а 0,3 моля, значит, и металла было не 2, а 0,2 моля. По пропорции находим M_Me:

0,2 моля – 5,4 г

1 моль – М_Ме;

Эквивалентную массу металла определяем по формуле (1.18):

Этот металл – алюминий (Al).

Задача 6. Вычислить молярный объем эквивалента CO₂ в реакции

СаСО₃ + H₂O + CO₂ = Са(НСО₃)₂.

Решение. В соответствии с уравнением реакции 1 моль CO₂ (22,4 л) взаимодействует с 1 молем СаСО₃. Молярная масса эквивалента СаСО₃ равна половине его молярной массы, следовательно, молярный объем эквивалента CO₂ равен половине молярного объема газа:

л/моль.

Вопросы для самоконтроля

1. Сущность понятий: атом, молекула, химический элемент, простое и

сложное вещество, атомные и молекулярные массы.

2. Моль, молярная масса атомов и молекул, молярный объем.

3. Валентность, составление формул сложных веществ по валентности.

4. Закон сохранения массы веществ, закон постоянства состава, объёмных отношений, объединённый закон Гей-Люссака и Бойля–Мариотта, закон Авогадро и его следствия, число Авогадро.

5. Абсолютная и относительная плотность газов, молярный объём.

6. Эквивалент, молярная масса эквивалента элемента и химического

соединения, закон эквивалентов.

Задания для решения

1. Какое количество вещества (моль) содержится в 0,1 м³ водорода (н.у.) и в 0,1 кг этого газа?

2. Вычислите относительную плотность по воздуху газовой смеси, в которой объёмные доли метана СН₄ и этана С₂Н₆ равны 52 и 48 % соответственно. Тяжелее или легче воздуха эта смесь?

3. При температуре 62 °С и давлении 1,01∙10⁵ Па масса пара равна 0,24∙10‾³ кг и занимает объем 87 ∙10‾⁶ м³. Вычислите молекулярную массу вещества.

4. Определите давление 0,1 кг пропана в сосуде объёмом 10^-2м³ при температуре минус 2 °С.

5. Вычислите молярные массы эквивалентов следующих веществ:

CaO, KOH, Мg(OH)₂, Са(НСО₃)₂, H₃PO₄, Na₂CO₃, SO₂, NH₃.

Для газообразных веществ (SO₂ и NH₃) найдите молярные объемы эквивалентов.

6. Вычислите количество вещества и число молярных масс эквивалентов, содержащихся в 14,8 г гидроксида кальция, 106 г карбоната натрия, 1,46 г гидрокарбоната магния.

7. Вычислите молярную массу эквивалента Н₃PO₄ в реакциях обмена, в результате которых образуются кислые и нормальные соли.

8. Рассчитайте молярную массу эквивалента металла и его атомную массу, если 1,215 кг его вытесняют из серной кислоты 1,12·10^-3 м³ водорода (н.у.). Валентность металла равна двум.

Литература: [1 – §1, 3]; [2 – гл. 1, § 4-12]; [3 - гл. 1, §1-4].

Тема 2. Квантово-механические представления о строении атома Теоретические сведения

В химии своеобразными элементарными частицами являются атомы, из которых построены все химические индивиды. Громадное многообразие химических соединений обусловлено различным сочетанием атомов химических элементов в молекулы и немолекулярные вещества. Способность же атомов вступать в химические соединения, его химические и физические свойства определяются структурой атома. Отсюда для химии первостепенное значение имеет внутреннее строение атома и в первую очередь структура его электронной оболочки.

Согласно периодическому закону Д.И. Менделеева свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов. Заряд ядра равен порядковому номеру элемента и определяет число электронов в атоме и, следовательно, строение его электронной оболочки. Атом давно перестал быть неделимым. После открытия естественной радиоактивности (1896-1898 гг.), катодных лучей и электронов (1897 г.) были предложены первые модели строения атома (1904 г. – Д. Томсон, 1911 г. – Э. Резерфорд, 1913 г. – Н. Бор).

Теория Бора была важным этапом в развитии представлений о строении атома: она объяснила физическую природу атомных спектров и позволила их рассчитывать. Но теория страдала внутренней противоречивостью. Эти противоречия показали, что нельзя автоматически распространять законы природы, справедливые для больших тел (механика, электродинамика), на объекты микромира. Поэтому и возникла необходимость разработки новой физической теории для микрообъектов.

Эта проблема была решена в 20-х годах XX века, после возникновения и развития новой отрасли теоретической физики - квантовой механики. Главной особенностью квантовой механики является её вероятностно-статистический характер, который объясняется корпускулярно-волновым дуализмом малых частиц.

Шредингер в 1925 году предположил, что состояние движущего в атоме электрона должно описываться известным в физике уравнением стоячей электромагнитной волны. Это уравнение связывает энергию электрона с пространственными координатами и волновой функцией ψ, соответствующей амплитуде трехмерного волнового процесса. Физический смысл имеет величина ψ²dυ, равная вероятности нахождения электрона в элементарном объеме околоядерного пространства dυ=dx·dy·dz.

В 1927 г. В. Гейзенберг постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения микрочастицы принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. Чем более точно определяются координаты частицы, тем более неопределенным становится импульс движения и наоборот.

Под понятием «электронное облако» условно понимается часть пространства вблизи ядра атома, в которой сосредоточена преобладающая часть (90 %) заряда и массы электрона.

Для электрона, находящегося под действием сил притяжения к ядру, уравнение Шредингера имеет бесконечное множество решений. Но, чтобы решения имели физический смысл для описания движения электрона в атоме, его безразмерные коэффициенты должны удовлетворять стандартным условиям. В соответствии с трехмерностью пространства автоматически появляются три таких коэффициента, три квантовых числа (главное, орбитальное, магнитное), которые могут принимать только определенные взаимозависимые значения.

Главное квантовое число (n). Главное квантовое число n может принимать целочисленные значения: 1,2,3...∞. Наименьшей энергией об­ладает электрон с n = 1, с увеличением n энергия растет. Электроны, характеризующееся определенным значением n, образуют энергетический уровень. Главное квантовое число определяет энергию электрона и размеры электронного облака.

Орбитальное квантовое число (l). Орбитальное квантовое число (или побочное) определяет момент количества движения электрона вокруг ядра и форму электронного облака. Орбитальное квантовое число может принимать только целочисленные значения от 0 до (n-1). Каждому значению n соответствует n возможных значений l:

n = 1, l = 0; n = 2, l = 0, 1; n = 3, l = 0, 1, 2 и т.д.

В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от n, но и от l. Каждой комбинации главного и орбитального квантовых чисел отвечает электронная подоболочка или энергетический подуровень. Подуровни обозначаются буквами s, p, d, f.

Наименьшей энергией при одном и том же n обладают электроны на s-подуровне, затем на p-, d- и f. s-электронное облако обладает сферической симметрией, р-облако напоминает гантель, d-облако представляет собой четырехлепестковую фигуру, еще более сложную конфигурацию имеет f-облако (табл. 2.1).

Таблица 2.1

Характеристические данные орбитального квантового числа (l)

Магнитное квантовое число (m_l). Ориентация электронного облака в пространстве определят­ся магнитным квантовым числом m_l. Магнитное квантовое число может принимать любые целочисленные значения от + l через 0 до - l, всего (2 l + 1) значений:

l = 0, m_l = 0; l =1, m_l = -1, 0, +1;

l = 2, m _l = -2, -1, 0, +1, +2; l = 3, m_l = -3,-2,-1,0,1,2,3.

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями трех квантовых чисел n, l и m_l, т.е. определенными энергией, размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, получило название атомной электронной орбитали. Атомная орбиталь - математическая модель электронного облака. Число орбиталей в подуровне определяется числом значений магнитного квантового числа для этого подуровня.

Исследования атомных спектров привели к выводу, что помимо квантовых чисел n, l и m_l, электрон характеризуется еще одной квантовой величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Это спиновое квантовое число.

Спиновое квантовое число (m_s). Физический смысл этого числа можно упрощенно рассматривать как результат вращения электрона вокруг своей оси по часовой стрелке либо против. Спин электрона может иметь только два значения + 1/2 и - 1/2.

Для определения состояния электрона в атоме большое значение имеет сформулированное Б. Паули положение (принцип Паули), согласно которому в атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь может быть занята не более чем двумя электронами, характеризующимися опре­деленными n, l, m_l, но различающимися значением спинового квантового числа: +1/2 или -1/2. Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, называются спаренными в отличие от одиночных (неспаренных).