Перелік завдань. 1. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

1. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

2НВr+Са(ОH)₂ = ?

б) Визначте молярну масу еквівалента металу, якщо для повного розчинення 8,16 г цього металу необхідно 20 г H₂SO₄.

2. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) При згорянні 5,00 г металу утворюється 9,44 г метал оксиду. Визначте молярну масу еквівалента цього металу.

3. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) На відновлення 1,80 г оксиду металу витрачено 883 см³ водню, який вимірювали за нормальних умов. Обчислите молярні маси еквівалентів оксиду і металу.

4. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) Деяка кількість металу, молярна маса еквівалента якого дорівнює 27,9 г/моль, витискує з кислоти 700 см³ водню (умови нормальні). Визначте масу металу.

5. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) При відновленні 6,5 г оксиду металу утворилося 4,45 г металу. Обчисліть молярну масу еквівалента металу.

6. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) Чому дорівнює молярна маса еквівалента води при взаємодії її з металічним натрієм?

7. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) Молярна маса еквівалента металу дорівнює 8,99 г/моль. Обчисліть атомну масу металу та молярну масу еквівалента його оксиду.

8. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) Для розчинення 16,8 г металу необхідно 14,7 г сульфатної кислоти. Обчислите молярну масу еквівалента металу та об’єм водню, що виділився (у.н.).

9. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

+ Н₂О?

б) Обчислите молярну масу еквівалента сульфуру, якщо 3,24 г аргентуму утворюють 3,72 г сульфіду.

10. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

2 ?

б) На нейтралізацію 2,45 г кислоти пішло 2,00 г натрій гідроксиду. Визначте молярну масу еквівалента кислоти.

11. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) 1,60 г кальцію та 2,16 г цинку витискують з кислоти однакову кількість водню. Обчислите молярну масу еквівалента цинку, знаючи, що молярна маса еквівалента кальцію дорівнює 20 г/моль.

12. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

?

б) Обчислите атомну масу двовалентного металу і визначте, який це метал, якщо 8,34 г металу окиснюються 0,680 дм³ кисню (у.н.).

13. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

H₂SO₄ + KOH=KHSO₄ +Н₂О?

б) При відновленні 0,8 г оксиду купруму воднем утворилося 0,18 г води. Визначте молярну масу еквівалента металу.

14. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

Н₃РО₄ + Са(ОН)₂ = СаНРО₄ + 2Н₂О?

б) Деякий елемент утворює сполуку з Оксигеном, що містить 31,58% (за масою) Оксигену. Обчислите молярну масу еквівалента металу.

15. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

Cr(OH)₃ +2HNO₃ = CrOH(NO₃)₂ + 2H₂O?

б) Визначте молярну масу еквівалента фосфатної кислоти в реакції утворення ортофосфату натрію.

16. а) Чому дорівнюють молярні маси еквівалентів реагентів:

Fe(OH)₃ + H₂SO₄ = Fe(OH)SO₄ + 2Н₂О?

б) У 2,48 г оксиду одновалентного металу міститься 1,84 г металу. Чому дорівнює молярна маса еквівалента металу?

1.2. Будова атома, періодичний закон і періодична система елементів. Хімічний зв'язок.

Переважна більшість природних речовин, перш ніж стати продуктами вживання громадського суспільства, піддаються хімічній переробці. Видобуток металів з руд, виробництво синтетичних матеріалів, переробка кам'яного вугілля, нафти, природного газу, деревини, гірських порід — все це складні хімічні процеси, що здійснюються на виробництві з метою видобутку корисних продуктів. Для розуміння цих процесів і управління ними треба знати властивості речовин, їх здатність брати участь в хімічних процесах. А для цього потрібно знати склад і будову речовин.

При всіх хімічних процесах змінюється не ядро атомів, а тільки електронні оболонки. Хімічна енергія, таким чином, сполучена з енергією електронів.

Електрон (e) – частинка, що має елементарний негативний заряд (1,602×10^-19 Кл). Маса покою мала і становить 1/1837,14 маси протону.

За законами квантової механіки електрон поряд із властивостями речовини (частинки) володіє і властивостями електромагнітного поля. Таким чином, у властивостях електрону, у законах його руху проявляється нерозривність двох якісно різних форм існування матерії: речовини і поля, як і любому мікрооб’єкту, притаманна двоїста корпускулярно-хвильова природа.

Рух електрону в атомі носить ймовірностно-хвильовий характер. Простір навколо ядра, в якому з найбільшою ймовірністю може знаходитися електрон, називають атомною орбіталлю (АО). Атомна орбіталь, як люба геометрична фігура, характеризується трьома параметрами (координатами), що одержали назву квантових чисел (n, l, m_l). Вони визначають розмір (n), форму (l) і орієнтацію (m_l) атомної орбіталі у просторі. Займаючи ту чи іншу атомну орбіталь, електрон утворює електронну хмару (електронну орбіталь). Форми електронних хмар аналогічні атомним орбіталям (рис. 1). Електронна хмара характеризується чотирма квантовими числами (n, l, m_l, m_s).

Набором цих чисел можна повністю охарактеризувати стан любого електрону в атомі. Головне квантове число n визначає основну характеристику електрону в атомі – його енергію та енергетичний рівень. Воно визначає також розміри атомних орбіталей. Для електронів, що знаходяться у станах, що не збуджені, n приймає значення від 1 до 7 (відповідно номера періоду в періодичній системі елементів Д.І.Менделєєва). Сукупність електронів в атомі, що мають однакове значення n, називають електронним шаром. Ці шари позначають:

n 1 2 3 4 5 6 7

К L M N O P Q.

Рис.1. Форми і просторова орієнтація s-, p-, d-орбіталей

Орбітальне квантове число l вказує на різницю в енергії зв’язку електронів, що знаходяться у межах одного енергетичного рівня. Електрони даного енергетичного рівня групуються у підрівні. Орбітальне квантове число визначає форму електронних орбіталей атома. l приймає значення цілих чисел від 0 до n – 1. Для n = 1 l = 0; для n = 2 l = 0,1; для n = 3 l = 0,1,2; для n = 4 l = 0,1,2,3. Число підрівнів у кожному енергетичному рівні дорівнює значенню його головного квантового числа. Більше чотирьох підрівнів не заповнюється, тому що значення l = 0,1,2,3 описують стан електронів в атомах усіх відомих елементів. Атомні орбіталі, для яких l = 0,1,2,3, відповідно називають s-, p-, d- та f-орбіталями, а електрони, що займають ці орбіталі, - відповідно s-, p-, d- та f-електронами.

Магнітне квантове число m_l характеризує магнітний момент і просторове розташування електронних хмар. Число можливих значень магнітного квантового числа при заданому l дорівнює 2l+1, при цьому m_l змінюється від -l через 0 до +l. Так, якщо l=3, то m_l має 7 значень (2´3+1=7): -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3.

Спінове квантове число m_s характеризує рух електрону навколо своєї вісі. Воно має значення +¹/₂ та ^–1/₂.

­¯

Енергетичний стан електрону схематично позначають у вигляді квантових (енергетичних) комірок, електрони у цих комірках позначають стрілками

Розподіл електронів у атомах елементів в атомних орбіталях визначається принципом Паулі, принципом найменшої енергії та правилом Хунда.

1. Принцип Паулі: в атомі не може бути двох або більше електронів, що мають однаковий набір усіх чотирьох квантових чисел. Через те, що атомна орбіталь характеризується трьома квантовими числами: n, l, m_l, то в ній можуть знаходитися не більш, ніж два електрони з протилежними спінами. Згідно з принципом Паулі максимальне число електронів на рівні N=2n².

2. Принцип найменшої енергії. Правило Клечковського: послідовність розміщення електронів по атомних орбіталях у незбудженому стані повинна відповідати найбільшому зв’язку з ядром, тобто електрон повинен володіти найменшою енергією. Згідно з цим правилом електрони заповнюють рівні та підрівні у такій послідовності (шкала енергій): 1s² ® 2s² ® 2p⁶ ® 3s² ® 3p⁶ ® 4s² ® 3d¹⁰ ® 4p⁶ ® 5s² ® 4d¹⁰ ® 5p⁶ ® 6s² ® 5d¹ ® 4f¹⁴ ® 5d^2-10 ® 6p⁶ ® 7s² ® 6d¹ ® 5f¹⁴ ® 6d^2-10 ® 7p⁶, де s, p, d, f - енергетичні підрівні, цифри попереду літер означають енергетичний рівень, у якому знаходяться електрони, а індекс зверху справа показує число електронів на даному підрівні. Додержуючись шкали енергій, спочатку заповнюється 4s-підрівень, а потім 3d; 5s-підрівень, а потім 4d. Така послідовність заповнення рівнів та підрівнів обумовлена принципом найменшої енергії та правилом Клечковського: тому, що енергія електрону в основному визначається значеннями головного квантового числа n та орбітального l, то спочатку заповнюються ті підрівні, для яких сума значень n + l є меншою; якщо суми значень n + l рівні, то спочатку йде заповнення підрівня з більшим значенням l. Звідси витікає, що після 3p-підрівня заповнюється 4s-підрівень (n+l = 4 + 0 = 4), потім 3d-підрівень (n + l =3 + 2 = 5) і 5s-підрівень (n + l = 5+ 0 =5).

3. Правило Хунда: орбіталі у межах даного підрівня заповнюються спочатку по одному, тобто кожний електрон розташовується в окремій квантовій комірці у вигляді неспареного електрону. Іншими словами, за даним значенням l електрони розташовуються так, що сумарне спінове число їх (Sm_s) максимальне. Сумарний спін спарених електронів дорівнює нулю. Наприклад, якщо три р-орбіталі (р_x,р_y,р_z) необхідно заповнити трьома р-електронами, то вони повинні розподілитися по одному у кожній окремій орбіталі (комірці). Схематично розподіл електронів у квантових ячейках буде таким:

Sm_s = + ½ + ½ + ½ = + ³/₂ Sm_s = - ½ + (- ½)+ (- ½) = - ³/₂

Будова електронних оболонок тісно зв’язана з періодичною системою елементів Д.І. Менделєєва. Номер періоду дорівнює кількості енергетичних рівнів (електронна оболонка атомів елементів 2-го періоду має два енергетичних рівня, 3-го періоду – три, 4-го періоду – чотири тощо). Усього 7 енергетичних рівнів та відповідно 7 періодів. Довжина періодів визначається максимальною ємністю рівнів; 2, 8, 18, 32 електрони. У першому періоді 2 елементи, у другому та третьому – 8 елементів; у четвертому та п’ятому – 18 елементів; у шостому – 32 елемента; сьомий період не закінчений.

В залежності від того, на який енергетичний підрівень в атомі поступає останній електрон, елементи поділяються на s, p, d, f–елементи. При цьому s-елементи складають I та II головні підгрупи періодичної системи (а також Н та He); р-елементи складають III, IV,V,VI,VII,VIII головні підгрупи періодичної системи елементів; d-елементи складають побічні підгрупи періодичної системи.

У s- і p-елементів валентні електрони знаходяться на зовнішньому енергетичному рівні; у d-елементів – на s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня і передзовнішнього незавершеного d-підрівня.

На основі розглянутих положень можна представити розподіл електронів на енергетичних рівнях і підрівнях в атомах любих елементів. Цей розподіл електронів у атомі записується у вигляді електронних формул. Щоб скласти електронну формулу атома любого елемента, слід знати номер даного елемента у періодичній системі та перелічені вище положення. Наприклад, електронна формула атома Фосфору буде складатися таким чином: Фосфор знаходиться у 3-му періоді, порядковий номер 15, це означає, що 15 електронів будуть розташовуватися на трьох енергетичних рівнях (₁₅Р 1s²2s²2p⁶3s²3p³).

Електронна структура атома може бути зображена у вигляді розміщення електронів у квантових комірках (атомних орбіталях). Для атома Фосфору це буде мати вигляд:

s

­¯

n = 1

p

­¯

­¯

­¯

­¯

n = 2

­

­

­

­¯

d

n = 3

Приклад. Складіть електронну формулу атома Ванадію, підкресліть валентні електрони. До якого електронного сімейства відноситься цей елемент?

Розв’язання. Електронні формули відображують розподіл електронів в атомі за енергетичними рівнями і підрівнями. При цьому слід враховувати, що електрон займає той енергетичний підрівень, на якому він буде володіти найменшою енергією. Тому, що число електронів у атомі елемента дорівнює його порядковому номера у таблиці Д.І. Менделєєва, для елемента Ванадію (№23) електронна формула відповідно до шкали енергій буде

₂₃V1s²2s²2p⁶3s²4s²3d³ або ₂₃V1s²2s²2p⁶3s²3d³4s²

Останній, 23-й електрон атома Ванадію займає d - орбіталь, таким чином, Ванадій відноситься до d-електронного сімейства.

Властивості елементів тісно пов’язані з будовою їх атомів. Періодична повторюваність властивостей елементів обумовлена періодичним повторюванням схожих електронних групувань атомів. Наприклад, усі атоми головної підгрупи першої групи H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr мають на зовнішньому рівні по одному s-електрону; усі атоми елементів головної підгрупи другої групи Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra – по два електрони (це s-елементи); атоми елементів головної підгрупи третьої групи B, AI, Ga, In, TI – два s-електрони і один p-електрон; атоми елементів головної підгрупи четвертої групи C, Si, Ge, Sn, Pb – два s-електрони і два p-електрони (тобто зовнішній енергетичний рівень цих атомів має однакову конфігурацію s²p²). Конфігурація зовнішнього енергетичного рівня атомів елементів головної підгрупи п’ятої групи – s²p³, головної підгрупи шостої групи – s²p⁴, сьомої – s²p⁵, восьмої – s²p⁶. Відповідно елементи головних підгруп III - VIII груп називаються p-елементами і належать до p-електронного сімейства. Елементи побічних підгруп належать до d-електронного сімейства. Елементи, що йдуть за Лантаном (лантаноїди) та за Актинієм (актиноїди), належать до f-електронного сімейства.

Хімічна природа елемента обумовлюється здатністю його атома губити і здобувати електрони. Ця здатність може бути кількісно оцінена енергією іонізаціїатома і енергією спорідненісті до електрону.

Енергією іонізації називають кількість енергії, необхідної для відриву електрону від атома, що знаходиться у незбудженому стані. Спорідненістю до електрону називають енергетичний ефект процесу приєднання електрону до нейтрального атома з перетворенням його у негативно заряджений іон. Енергія іонізації є мірою металічних і у першому наближенні відновних властивостей елементів. Енергія спорідненості до електрону є мірою неметалічних і непрямих оксидаційних властивостей елементів. Найбільш повну характеристику металічних і неметалічних властивостей елементів, а також здатності атома даного елемента до відтягування на себе електронної густини у порівнянні до других елементів сполуки дає величина, що називається електронегативністю (ЕН). Електронегативність атома може визначатися як арифметична напівсума його енергії іонізації та спорідненості до електрону. Чим більше ця величина, тим у більшому ступені елемент проявляє неметалічні властивості. Електронегативність має розмірність енергії. Користуватися її абсолютними значеннями незручно. Якщо прийняти електронегативність Літію за одиницю і порівняти з нею електронегативність інших елементів, то можна отримати прості і зручні для співставлення величини (таблиця 2).

У межах головних підгруп зверху вниз енергія іонізації, енергія спорідненості до електрону та електронегативність зменшуються, таким чином, у головних підгрупах зверху вниз збільшуються металічні властивості елементів, основні властивості гідроксидів і відновні властивості відповідних сполук.

У періодах зліва направо енергія іонізації, енергія спорідненості до електрону і електронегативність збільшується. У періодах зліва направо відбувається поступове зменшення металічних і зростання неметалічних властивостей.

Таблиця 2