Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов элементов

а) расчет эквивалентов

Э_{(элемента)}= М_{(элемента)} / Z

где M - моль| атомов элемента

Z – модуль степени| окисления элемента в соединении

Э_(S)(H₂S⁺⁶O₄ ) = M_(S)/Z = 1/6 M_(S) ; Z =6

Эквивалент Сульфура в молекуле сульфатной кислоты равняется 1/6 моля атомов Сульфура.

б) расчет молярных масс эквивалентов

Для расчета молярной массы эквивалента нужно численное значение молярной массы атома элемента умножить на 1/6 и выразить в г / моль.

М (S) = 32 г / моль

M_Э ₍_S₎ ((H₂SO₄) = 1/6 · 32 = 5,3 г / моль

Молярная масса эквивалента| Сульфура в молекуле сульфатной кислоты равняется

5,3 г / моль атомов Сульфура.

Расчеты эквивалентов и молярных масс эквивалентов соединений

а) эквиваленты соединений

Э_{(соединения)}= М_{(соединения)} / n · Z

где M - моль| молекул соединения

n – число атомов элемента, который стоит первым в формуле соединения

Z – модуль степени| окисления этого же элемента

Э (K⁺₂SO₄ ) = М (K₂SO₄ ) / n· Z = ½ М (K₂SO₄ ) ; n = 2; Z = 1

б) молярная масса эквивалентов соединений

М (K₂SO₄) = 174 г / моль

М_Э (K₂SO₄) = ½ · 174 = 87 г / моль

Стехиометрические расчеты по химическим уравнениям

В химическом уравнении каждая формула отвечает молю данного вещества. Коэффициент перед формулой указывает на число молей| вещества, которое|какое| принимает участие в данной реакции. Рассчитав молярные массы веществ, и учитывая соответствующие коэффициенты, находят количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂

ν, моль 1М 2М 2М 1М 1М

m, г 106 2·36,5 2·58,5 18 44

106 + 73 = 117 + 18 + 44

179 г = 179г

Для газообразных веществ уравнение отображает объемные соотношения.

Na₂CO₃ + 2HCl _(газ) = 2NaCl + H₂O + CO_2(газ)

ν, моль 1М 2М 2М 1М 1М

V, л (н.у.) 2·22,4 22,4

Знание массовых, молярных или объемных соотношений в реакциях дает возможность проводить разнообразные|многообразные| стехиометрические| расчеты по уравнениям реакции.

СТРОЕНИЕ|стройка| АТОМОВ И СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ

Атом - это сложная электронейтральная микросистема, которая в первом приближении состоит из ядра и электронов. ( Современная модель атома - 1911 год Резерфорд.)

Ядро - центральная часть атома, которая являет собой положительно заряженную систему, которая состоит из протонов, нейтронов и многих других менее устойчивых частиц.

Ядро = протоны + нейтроны.

Протон ₁¹р маса = 1 а.е.м. заряд = +1 = 1,6 · 10^-19 кулон

Нейтрон ₀¹n масса = 1 а.е.м. заряд отсутствует

Число протонов в ядре предопределяет его положительный заряд и равняется порядковому номеру, который|какой| имеет элемент в периодической|периодичной| системе Д.И. Менделеева.

Сумма масс протонов и нейтронов в ядре атома называется массовым числом.

Атомы одного и того же элемента, которые имеют в ядре одинаковое число протонов, но отличаются числом нейтронов называются изотопами. Концентрация разных изотопов в естественных образцах элементов разная и измеряется массовыми процентами .

Среднеарифметическая величина концентрации изотопов представляет собой среднюю относительную атомную массу.

Изотопы Карбона

Массовое число → 12 13 14

С С С

Заряд ядра → 6 6 6

Число протонов 6 6 6

Число нейтронов 12-6 13-6 14-6

Положительный заряд ядра в электронейтральном атоме компенсируется электронами.

Электроны ( е ) – микрочастицы, которые имеют массу = 1 / 1840 массы протона; отрицательный заряд (-1 ), который равняется 1,6 · 10^-19 кулон.

Электрон имеет корпускулярно – волновые свойства . Как корпускула ( частица) электрон имеет массу, заряд, скорость, и действует как целое. Волновые свойства – в особенностях его движения, дифракции и интерференции, – явлениях, характерных для волновой формы движения. Благодаря своей волновой природе, движение электрона в поле ядра являет собой осцилляции (стоячая волна). Такая форма движения электрона предопределяет образование в поле ядра части пространства, наполненной отрицательным зарядом – это так называемая электронное облако.

Каждый из электронов электронного облака многоэлектронных атомов имеет определенную энергию, так называемую характеристическую|характеристичную| энергию. Энергетическое состояние|стан| электронов в атомах определило датский| физик Н.Бор в 1913 году в виде постулатов Бора.

ПОСТУЛАТЫ БОРА:

1. Электроны двигаются в поле ядра по определенным стационарным орбиталя|м. Орбиталь Бора следует понимать как уровень энергии, а не линейную траэкторию|.

2. Электрон, который двигается по стационарной орбитал|и не излучает и не поглощает энергию.

Переход электрона на более близкую к|до| ядру орбиталь| сопровождается выделением энергии.

Наименьшую энергию имеет электрон наиболее приближенный к|до| ядру.

Электронное облако многоэлектронных атомов энергетически условно структурировано на энергетические уровни, подуровни, орбитали|.

Энергия электронов на уровнях, подуровнях и орбиталях| описывается набором квантовых чисел.

Таблица № 1 КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА

Квантовое число	Сим вол	Значение	Определяет
Главное	n	1,2,3..	а) Энергию электрона на энергетическом уровне; б) номер энергетического уровня
Орбитальное(побочное)	l	от 0 к (n -1)	а) Энергию электрона на подуровне; б) форму электронного облака; в) символ подуровня; г) число подуровней в уровне
Магнитное орбитальное	m_l	-l 0 +l	а) Направление электронного облака в магнитном поле; б) число орбиталей в подуровне
Магнитное спиновое (спин)	m_s	+ ½ или - ½	Проекцию собственного момента импульса электрона при вращении его вокруг собственной оси (гипотетической)

Таблица №2 ВЗАИМОСВЯЗЬ КВАНТОВЫХ ЧИСЕЛ

n					Энергетические (электронные) уровни
l символ подуровня	s	0 , 1 s p	0, 1, 2 s p d	0, 1, 2, 3 s p d f	Подуровни
ml		0 -1	0 -1 -2 0 -1 1 0	0 -1 -2 -3 0 -1 -2 1 0 -1 1 0 2 1	Орбитали

|На основании табдицы 2 можно составить потенциаьный ряд: а) строчная форма

а) 1s| 2sp| 3spd| 4spdf| ..

б|б|) графическая форма.

б)

s p d f

ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ

Условное изображение распределения электронов в электронном облаке по уровням, подуровням и орбиталям называется электронной формулой атома.

1. Принцип минимальной энергии: чем меньший запас энергии имеет система, тем более стойкой она является.

2. Правило Клечковского: распределение электронов по уровням и подуровням электронного облака происходит в порядке возростания значения суммы главного и орбитального квантовых чисел ( n + 1 ). В случае равенства значений ( n + 1) первым заполняется тот подуровень, который имеет меньшее значение n .

1 s 2 s p 3 s p d 4 s p d f 5 s p d f 6 s p d f 7 s p d f Номер уровня n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5 5 5 5 6 6 6 6 7 7 7 7 Орбитальное 1* 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 0 1 2 3 квантовое число

n+1| 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Ряд Клечковского

1* - смотри таблицу №2.

3. Правило Хунда : при заполнении орбиталей одного подуровня низшему уровню энергии отвечает размещение электронов с параллельными спинами.

↑

или

↓

4. Принцип Паули : в атоме не могут быть даже двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.

↑

1s¹⁺¹

↑↓

1s¹