Будова атома 1 страница

Квантово-механічна модель атома

Підтверджена експериментально в 1927 р. двоїста природа електрона, що має властивості не тільки частки, але і хвилі, спонукала вчених до створення теорії будови атома, що враховує обоє ці властивості. Подвійність властивостей електрона виявляється в тім, що він, з одного боку, має властивості частки (має певну масу спокою), а з іншого боку – його рух нагадує хвилю і може бути описаний певною амплітудою, довжиною хвилі, частотою коливань і ін. Тому не можна говорити про яку-небудь визначену траєкторію руху електрона – можна лише судити про той чи інший ступінь імовірності його перебування в даній точці простору.

Електронна орбіталь – не визначена лінія переміщення електрона, а деяка частина простору навколо ядра, у межах якого імовірність перебування електрона найбільша. Електронна орбіта не характеризує послідовність переміщення електрона від точки до точки, а визначається імовірністю перебування електрона на визначеній відстані від ядра. Електронна хмара не має різко обкреслених границь, і навіть на великій відстані від ядра існує імовірність перебування електрона. Стан електрона в атомі описується чотирма квантовими числами.

1. Головне квантове число n характеризує величину енергії електрона і може приймати тільки позитивні цілочислені значення: 1, 2, 3 і т. ін. Зі збільшенням головного квантового числа енергія електрона зростає. Стан електрона, що відповідає певному значенню головного квантового числа, називають енергетичним рівнем електрона в атомі. Крім енергії електрона головне квантове число визначає розміри електронної хмари: чим вище значення головного квантового числа, тим більше електронна хмара (е лектронний шар). Електронні шари позначають великими буквами латинського алфавіту K, L, M, N, O, причому K-шар є першим від ядра атома, йому відповідає головне квантове число n = 1, L-шар – другим, M-шар – третім і т.ін. Зі збільшенням головного квантового числа змінюються число і характер електронних орбіталей у межах даного електронного шару. Максимальна кількість електронів N у даному електронному шарі, описується формулою: N = 2n².

2. Орбітальне квантове число l описує форму електронної хмари і може приймати будь-які цілочислене значення від 0 до (n – 1). Відповідні орбіталі позначаються малими літерами латинського алфавіту: s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2), f (l = 3). Орбітальне квантове число відображає енергію електрона на підрівні. Електрони з різними орбітальними квантовими числами трохи відрізняються друг від друга: їхня енергія тим вище, чим більше число l. Число можливих підрівнів у кожному енергетичному рівні збігається з порядковим номером електронного шару, але фактично жоден енергетичний рівень не містить більше чотирьох підрівнів. Це справедливо для стаціонарного стану атомів всіх елементів. Так, першому енергетичному рівню відповідає s-підрівень; другому рівню – два підрівня: s і p; третьому рівню – три підрівня: s, p і d; четвертому і наступним – чотири підрівня: s, p, d і f.

3. Магнітне квантове число m_l визначає орієнтацію орбіталей у просторі. Магнітне квантове число m може приймати цілочислені значення від – l до + l, у тому числі нульове значення. Воно визначає число орбіталей у електронному шарі: s-підрівень (m = 0), 3p-підрівень містить три орбіталі

р-підрівень

m_l = –1, 0, +1

d-підрівень містить п'ять орбіталей

d-підрівень

m_l = –2, –1, 0, +1, +2

f-підрівень містить сім орбіталей

f-підрівень

m_l = –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3.

Орбіталі з різними магнітними квантовими числами, але з однаковим головним і орбітальним квантовими числами, характеризуються однієї і тією же енергією. m – вектор, якому відповідає визначене числове значення і визначений напрямок, що виражається в знаках "+" і "–".

4. Спінове квантове число ms раніш зв'язували з обертанням електрона навколо своєї осі, але тепер його вважають чисто квантово-механічною величиною. Спін електрона може мати два значення: +½ і –½.

Основні принципи розподілу електронів в атомі

Електронна оболонка атома заповнюється електронами у відповідності правилам.

1. Принцип найменшої енергії: електрон в атомі займає той вільний підрівень, на якому він має мінімальне значення енергії. Тобто, електрон залишається на тім підрівні, на якому забезпечується найбільш міцний зв'язок з ядром. Послідовність заповнення підрівнів відповідає приведеному вище фактичному розташуванню підрівнів у структурі електронної оболонки атома:

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d →4р→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d

2. Принцип Паулі: в атомі не може бути навіть двох електронів з однаковими значеннями чотирьох квантових чисел. На орбіталі може знаходитися два електрони з різними спінами (m_s = +½ і m_s = –½).

Максимальне число електронів на підрівні визначають за формулою: К = 2 (2 l + 1). s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴.

3. Правило Гунда (Хунда): у межах підрівня електрони розподіляються так, щоб сумарне квантове число мало максимальне значення (спочатку по одному електрону на орбіталь, а потім спарювання. Правильний розподіл 3р-електронів:

У залежності від того, який підрівень заповнюється останніми електронами, розрізняють s-, p-, d-, f-елементи: s – елементи, в атомах яких останні електрони займають s-підрівень зовнішнього квантового рівня (Na, Mg, K, Ca); р – елементи, в атомах яких останні електрони займають р-підрівень зовнішнього квантового рівня (C, О, Cl, S); d – елементи, в атомах яких останні електрони займають d-підрівень (Тi, Cr, Fe, Cu); f-елементи, в атомах яких останні електрони займають f-підрівень другого від позаквантового рівня (Pr, Er, Eu).

Теоретична послідовність розташування квантових рівнів і підрівнів виглядає так:

1s→2s→2p→3s→3p→3d→4s→4p→4d→4f→5s→5p→5d→5f→6s→6p→6d→6f→7s→7p→7d→7f

4. Правила Клечковського:

1. заповнення електронних шарів відбувається в порядку збільшення сум головного й орбітального квантових чисел (n + l). Так, сума (n + l) для електронів 3d-орбіталі дорівнює 5 (3 + 2), для електронів 4s-орбіталі – 4 (4 + 0). Тому спочатку електронами заповнюється 4s-орбіталь, а потім 3d-орбіталь.

2. Якщо для двох орбіталей суми (n + l) мають однакові значення, то спочатку електронами заповнюється орбіталь з меншим значенням головного квантового числа. Наприклад, для електронів 3d- і 4p-орбіталей сума n + l = 5 (відповідно 3 + 2 і 4 + 1). Але тому що для електронів 3d-орбіталі головне квантове число n = 3, а для електронів 4p-орбіталі n = 4, у першу чергу заповнюються 3d-орбіталі. Лише після того, як заповнені орбіталі менших енергій, починається заповнення орбіталей більших енергій.

За правилом Клечковського послідовність розташування підрівнів наступна:

1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→5d→4f→5d^2–5→6p→7s→6d¹→5f→ 6d^2–5→7p

Контрольні запитання і задачі

1. Серед приведених електронних конфігурацій вказати неможливу та пояснити причину неможливості їх реалізації: а) 1s⁴; б) 3р⁵; в) 2p⁸; г) 6s¹; д) 2d⁷⁰; е) 6p⁶; ж) 2f⁷.

2. Який підрівень заповнюється у атомах після підрівня 2р; 4s; 5р; 4d; 5f; 6s?

3. Скільки неспарених електронів у незбудженого атому: а) Йоду (№ 53); б) Індію (№ 49); в) Фосфору (№ 15); г) Титану (№ 22)?

4. Запишіть електронну формулу атому з порядковим номером а) 35; б) 22; в) 17; г) 48; д) 66; є) 80; ж) 51; з) 88.

5. Вкажіть елемент, у якого електронна конфігурація зовнішнього рівня: а) 6s²6p²; б) 4s²4p⁵; в) 4s²4p¹; г) 3s²3p³; д) 5s1; є) 5s²5p⁶.

6. Запишіть електронну формулу атома Купруму. До якої родини елементів він належить?

7. Запишіть електронну формулу йонів: а) Mg²⁺; б) Fe²⁺; в) S^2–; г) Br ^–; д) Ti ²⁺.

8. Назвіть елементи, яким відповідають такі електронні конфігурації: 1s²; 1s²2s¹; 1s²2s²2p¹; 1s²2s²2p⁶; 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s².

9. Складіть електронну формулу атома і графічну схему заповнення електронами валентних орбіталей цього атома в нормальному стані: Фосфору, Молібдену, Телуру, Осмію, Стануму.

10. Зобразіть схематично будову атомів. У якого з елементів сильніше виражені металічні властивості? Поясніть. а) Sr i Ba; б) Rb i Sr; в) As i Bi; г) Tl i Pb; д) P i Cl.

Лабораторна робота № 1

ВИЗНАЧЕННЯ ТЕПЛОВОГО ЕФЕКТУ ХІМІЧНОЇ РЕАКЦІЇ

Теоретична частина. Хімічні реакції найчастіше супроводжуються тепловими явищами, що вивчаються в особливому розділі хімії – термохімії. У цьому розділі використовують термохімічні рівняння, у яких зазначено тепловий ефект реакції. Тепловий ефект реакції – це кількість теплоти, що виділяється або поглинається в реакції при сталому тиску або об’ємі, причому продукти реакції мають таку ж температуру, що й вихідні речовини. Термохімічні розрахунки виконують за законом Гесса: тепловий ефект хімічної реакції при постійному тиску й об’ємі не залежить від способу її проведення, а залежить лише від початкового та кінцевого стану реагуючих речовин.

Тепловий ефект реакції залежить від природи реагуючих речовин та їх агрегатних станів, тому в термохімічних рівняннях символами (г, р, т) позначають стан речовин – газоподібний, рідкий, твердий. Згідно з наслідком із закону Гесса: DH = ∑n_прод. H – ∑n_вих. H , тобто стандартна ентальпія реакції дорівнює різниці між сумою стандартних ентальпій утворення продуктів реакції (H ) та сумою стандартних ентальпій утворення вихідних речовин (H ), помножених на відповідні стехіометричні коефіцієнти (n). Якщо ентальпія реакції є меншою від нуля DH < 0, то реакція екзотермічна (виділення теплоти), якщо ентальпія реакції більше нуля DH > 0, то реакція ендотермічна (поглинання теплоти).

Стандартною ентальпією утворення називається кількість теплоти, яка виділяється або поглинається під час утворення 1 моль речовини з простих речовин.

Стандартний стан у термохімії: температура 298 К, тиск 101,325 кПа. Стандартну ентальпію утворення прости х речовин, які перебувають у стабільній модифікації, приймають за нуль.

Ентропія S – це функція стану, що характеризує прагнення системи до розупорядкування та зниження стійкості. Ентропію реакції можна визначити як різницю між сумою ентропій продуктів реакції та сумою ентропій вихідних речовин DS = ∑n_прод. S – ∑n_вих. S _.

Енергія Гіббса DG є критерієм напрямку перебігу процесу. Якщо DG < 0 – процес самодовільний, якщо DG = 0, то система перебуває у стані рівноваги, якщо DG > 0 – процес несамодовільний. Енергія Гіббса також підпорядковується наслідку закону Гесса:

DG_x = ∑n_прод. – ∑n_вих. .

Дослід 1. Визначення теплового ефекту хімічної реакції

Обладнання та реактиви: калориметр, циліндр, термометр, розчин з молярною концентрацією натрій гідроксиду 1 моль/л, розчин з молярною концентрацією хлоридної кислоти 1 моль/л.

Хід роботи

1. Зважте внутрішню склянку калориметра на технохімічних вагах.

2. Відміряйте циліндром 50 мл розчину натрій гідроксиду (NaOH), внесіть його в склянку і визначте температуру.

3. Відміряйте циліндром 50 мл розчину хлоридної кислоти (HCl).

4. Обполоскавши термометр дистильованою водою, опустіть його в розчин HCl і визначте температуру.

5. Розчин кислоти влийте у розчин лугу і простежте за зміною температури. Запишіть максимальну температуру розчину.

6. Отримані дані занесіть у таблицю 1.

Таблиця 1

Маса склянки, г	Об’єм, мл	Температура, 0C	Загаль­на ма­са розчину (mp), г
HCl	NaOН	початкова HCl, tпоч	початкова NaOH, tпоч	розчину, tmаx	Dt = tmаx –tпоч

7. Виконайте розрахунки:

7.1. Теплота, що виділяється чи поглинається в калориметрі, розраховується за формулою:

Q = (m_p · C_p + m_ск · С_ск) · Dt,

де m_p – маса розчину (г), C_p – питома теплоємність розчину дорівнює питомій теплоємності води, тобто 4,184 Дж/(г·К), m_ск – маса склянки (г), С_ск – питома теплоємність скла дорівнює 0,753 Дж/(г·К).

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________7.2. Обчисліть кількість еквівалентів речовини (кислоти чи лугу), що приймає участь в реакції

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________7.3. Обчисліть теплоту нейтралізації для 1 моль еквівалента кислоти (чи лугу).

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________DН = – Q

7.4. Обчисліть тепловий ефект реакції нейтралізації одного еквівалента сильної кислоти (чи лугу). Обчисліть теоретичне значення теплового ефекту реакції Н⁺_(р) + ОН^–_(р) = Н₂О_(р) за стандартними величинами ентальпії утворення речовин (DН = –286,0 кДж/моль; DН = – 230,2 кДж/моль; DН = 0).

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

8. Визначте відносну похибку досліду за формулою:

Висновок:________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

Контрольні запитання і задачі

1. Що вивчає термохімія?

2. Дайте визначення тепловому ефекту реакції. Назвіть типи хімічних реакцій за тепловими ефектами?

3. Сформулюйте закон Гесса та його наслідки.

4. Як називаються рівняння, у яких зазначено тепловий ефект реакції?

5. Як визначити тепловий ефект реакції за стандартними ентальпіями утворення?

6. Від чого залежить тепловий ефект реакції?

7. Які параметри стандартного стану?

8. Що характеризує ентропія?

9. За значенням якої термодинамічної функції можна визначити напрямок перебігу процесу?

10.Визначте стандартну ентальпію утворення фосфіну РН₃, користуючись рівнянням:

2РН₃(г.) + 4О₂(г.) = Р₂О₅(кр.) + 3Н₂О(р.) DН⁰ = –2360 кДж

11. Обчисліть значення реакцій перетворення глюкози:

а) С₆Н₁₂О₆ (к.) = 2С₂Н₅ОН (р) + 2СО₂ (г.); б) С₆Н₁₂О₆ (к.) + 6О₂ (г.) = 6СО₂ (г.) + 6Н₂О (р.)

Яка з цих реакцій поставляє організму більше енергії?

12. Визначте утворення етилену, використовуючи дані:

1) С₂H₄(г.) + 3О₂ (г.) = 2СО₂ (г.) + 2Н₂О (г.); = –1323 кДж.

2) С (графіт) + О₂ (г.) = СО₂ (г.); = – 393,5 кДж.

3) Н₂(г.) + ½O₂(г.) = Н₂O(г.) = –241,8 кДж.

13. Обчисліть значення реакцій та визначте, які з них можливі в стандартних умовах при 25 ^оС: а) Cu(кр.) + ZnO(кр.) = CuO(кр.) + Zn(кр.); в) N₂(г.) + ¹/₂O₂(г.) = N₂O(г.);

б) 4HCl(г.) + O₂(г.) = 2Cl₂(г.) + 2H₂O(р.); г) Fe₂O₃(кр.) + 3CO(г.) = 2Fe(кр.) + 3CO₂(г.)

14. Обчисліть значення та визначте, які з оксидів можуть бути відновлені алюмінієм при 298К: СаО, FeO, CuО, РbO, Fe₂O₃, Cr₂O₃.

Таблиця 2

Термодинамічні властивості хімічних сполук

Речовина	, кДж/моль	, кДж/моль	Речовина	, кДж/моль	, кДж/моль
Al2O3	–1676,0	–1582,0	Fe2O3(к)	–822,2	–740,3
Al2S3	–509,0	–23,0	HCl(г)	–92,3	–95,2
Al(OH)3	–1315,0	–1157,0	H2S(г)	–21,0	–33,8
Р2О5(к)	–1492	–1348,8	N2O(г)	82,0	104,1
CO(г)	–110,5	–137,1	NO(г)	90,3	80,6
CO2(г)	–393,5	–394,4	NO2(г)	33,0	51,5
CS2(p)	+88,7	+64,4	NH4Cl	–314,2	–203,2
Н2О(р)	–285,8	–237,3	NH3	–46,2	–16,7
Н2О(г)	–242,0	–228,8	KCl	–435,9	–408,8
C2H4(г)	52,3	68,1	KClO3	–391,2	–289,9
СаО	–635,5	–604,2	KBr	–392,2	–379,2
CaCO3	–1207,7	–1129,6	РbO	–219,3	–189,1
С6О12О6(к)	–1273	–919,5	РbO2	–276,6	–218,3
С2Н5ОН(р)	–277,6	–174,8	ZnO(к)	–350,6	–320,7
CuO(к)	–162,0	–129,9	ZnS(к)	–205,6	–200,9
Cr2O3	–1440,6	–1050,0	SO2(г)	–297,2	–300,4
FeO	–264,8	–244,3	SnO2	–580,8	–519,3

Значення і для простих речовин дорівнюють нулю.

Лабораторна робота № 2

ХІМІЧНА КІНЕТИКА ТА РІВНОВАГА

Теоретична частина. Хімічна кінетика вивчає швидкість і механізм перебігу хімічних процесів. Швидкість реакцій визначається зміною концентрації реагуючих речовин в одиницю часу. Концентрацію звичайно виражають числом молів у 1 л розчину, час – у секундах. Швидкість реакції залежить від природи реагуючих речовин і умов протікання реакції: концентрації реагентів, температури, присутності каталізаторів, поверхні розділу фаз у гетерогенній системі, а також від тиску, якщо реагенти – гази, тому що в цьому випадку зі зміною тиску змінюється концентрація реагентів. Залежність швидкості реакції від концентрації для елементарних процесів виражається законом дії мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, які зведені у ступінь їх стехіометричних коефіцієнтів.

Для реакції aА + bВ → dD + fF швидкість виражається рівнянням v = k × с^a(A) × с^b(B),

де с(A), с(B)– молярні концентрації речовин (моль/л), k – константа швидкості, що залежить від природи речовини, температури, каталізаторів і не залежить від концентрації реагуючих речовин. Якщо в реакції, крім газу чи рідини, бере участь також тверда речовина, концентрація якої постійна, то швидкість реакції змінюється тільки в залежності від концентрації газів і розчинних речовин, тому що маса твердої речовини не впливає на швидкість реакції.

При підвищенні температури на кожні 10 °C швидкість реакції зростає в 2 – 4 рази (температурний коефіцієнт). Якщо відома швидкість реакції при температурі t₁ і температурний коефіцієнт, то швидкість реакції при будь-якій температурі приблизно може бути обчислена за формулою Вант-Гоффа: .

Енергія активації – мінімальна надлишкова енергія, яку повинні мати молекули по відношенню до значення середньої енергії реагуючих молекул для того, щоб реакція стала можливою. Залежність константи швидкості реакції від температури визначається за рівнянням Арреніуса.

ln =

Усі хімічні реакції можна розділити на оборотні і необоротні. Перші протікають одночасно в прямому і зворотному напрямках, але з різною швидкістю. Через якийсь час після їхнього початку швидкості прямої і зворотної реакцій стають однаковими і настає хімічна рівновага. У принципі всі хімічні реакції оборотні, однак у визначених умовах реакція протікає в одному напрямку до повного зникнення вихідних речовин. Такі реакції є необоротними. До них відносяться процеси, що супроводжуються випаданням осаду, виділенням газу, утворенням малодисоціюючих речовин, а також процеси, що супроводжуються дуже великим виділенням теплоти. Усякий самодовільний процес супроводжується надлишком енергії Гіббса DG; тому критерієм протікання хімічної реакції служить нерівність D G < O. Коли наступить рівновага, ця величина досягає мінімуму, тобто критерієм рівноваги є рівність DG = 0. Величина DG зв'язана з тепловим ефектом реакції рівнянням: DG=DН–ТDS, де DS – зміна ентропії в процесі. Значення DG і DS залежать від концентрації реагуючих речовин. Тому для зіставлення різних реакцій і для характеристики впливу температури на процес необхідно користатися якими-небудь порівнянними станами. У якості останніх приймають стан реакційної суміші, у якій концентрація кожної речовини дорівнює одиниці. Такі умови називають стандартними, а стандартні величини позначаються індексом ° (наприклад, DG °).

Для будь-якої реакції aА + вВ ↔ fF + dD, у стані рівноваги виконується співвідношення:

K = , де – концентрації речовин у момент рівноваги, K – константа хімічної рівноваги, що залежить від температури.

Напрямок зсуву рівноваги в залежності від зміни температури, концентрації чи тиску визначається принципом Ле-Шательє: якщо на систему, що знаходиться у стані рівноваги, подіяти ззовні яким-небудь фактором (зміна концентрації, температури або тиску), то у системі виникають процеси, що зменшують ефект цього впливу. Так, при підвищенні температури рівновага зміщується у бік реакції, що йде з поглинанням тепла. При підвищенні тиску рівновага зміщується у бік тих реакцій, що зменшують об’єм системи і т.ін.

Дослід 1. Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції

Обладнання та реактиви: штатив із пробірками, секундомір, розчин з молярною концентрацією натрій тіосульфату 0,25 моль/л, розчин з молярною концент­рацією сульфатної кислоти 0,25 моль/л.

Хід роботи. У три пробірки налийте розчин натрій тіосульфату і дистильовану воду в кількостях, зазначених у таблиці 2. Відміряйте 3 мл розчину сульфатної кислоти, долийте її в 1 пробірку, перемішайте вміст пробірки і відзначте час від моменту зливання до помутніння. Взаємодія натрій тіосульфату із сульфатною кислотою протікає за рівняннями: