Ответы на вопросы по химии. Д. И. Менделеева. Структура периодической системы

• Название: Д. И. Менделеева. Структура периодической системы
• Дата: 06.01.2019
• Размер: 0.81 Mb.
• Имя файла: Ответы на вопросы по химии.docx
• Тип: Документы; #62656
• страница: 6 из 16

ОРБИТАЛЬ – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

Электрон движется в атоме вокруг ядра не по фиксированной линии-орбите, а занимает некоторую область пространства. Например, электрон в атоме водорода может с определенной вероятностью оказаться либо весьма близко к ядру, либо на значительном удалении, однако существует определенная область, где его появление наиболее вероятно. Графически орбиталь изображают в виде поверхности, очерчивающей область, где вероятность появления электрона наибольшая, иначе говоря, электронная плотность максимальна. У атомаводорода орбиталь электрона имеет сферическую (шаровую) форму:



К настоящему моменту описано пять типов орбиталей: s, p, d, f и g.Названия первых трех сложились исторически, далее был выбран алфавитный принцип. Формы орбиталей вычислены методами квантовой химии.

Орбитали существуют независимо от того, находится на них электрон (занятые орбитали), или отсутствует (вакантные орбитали). Атом каждого элемента, начиная с водорода и заканчивая последним полученным на сегодня элементом, имеет полный набор всех орбиталей на всех электронных уровнях. Их заполнение электронами происходит по мере увеличения порядкового номера, то есть, заряда ядра.

s-Орбитали, как было показано выше, имеют сферическую форму и, следовательно, одинаковую электронную плотность в направлении каждой оси трехмерных координат:



На первом электронном уровне каждого атома находится только одна s-орбиталь. Начиная со второго электронного уровня помимо s-орбитали появляются также три р-орбитали. Они имеют форму объемных восьмерок, именно так выглядит область наиболее вероятного местонахождения р-электрона в районе атомного ядра. Каждая р-орбиталь расположена вдоль одной из трех взаимоперпендикулярных осей, в соответствии с этим в названии р-орбитали указывают с помощью соответствующего индекса ту ось, вдоль которой располагается ее максимальная электронная плотность:

В современной химии орбиталь – определяющее понятие, позволяющее рассматривать процессы образования химических связей и анализировать их свойства, при этом внимание сосредотачивают на орбиталях тех электронов, которые участвуют в образовании химических связей, то есть, валентных электронов, обычно это электроны последнего уровня.

У атома углерода в исходном состоянии на втором (последнем) электронном уровне находится два электрона на s-орбитали (отмечены синим цветом) и по одному электрону на двух р-орбиталях (отмечены красным и желтым цветом), третья орбиталь – р_z-вакантная:


Вопрос №17

Химия водорода. Изотопы водорода. Строение и свойства иона осксония.
Водород (лат. Hydrogenium), H, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,0079. При обычных условиях Водород - газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.

Историческая справка. В трудах химиков 16 и 17 веков неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 году Г. Кавендиш собрал и исследовал выделяющийся газ, назвав его "горючий воздух". Будучи сторонником теории флогистона, Кавендиш полагал, что этот газ и есть чистый флогистон. В 1783 году А. Лавуазье путем анализа и синтеза воды доказал сложность ее состава, а в 1787 определил "горючий воздух" как новый химический элемент (Водород) и дал ему современное название hydrogene (от греч. hydor - вода и gennao - рождаю), что означает "рождающий воду"; этот корень употребляется в названиях соединений Водорода и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование "Водород" было предложено М. Ф. Соловьевым в 1824 году.

Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н₂, метана СН₄, аммиака NH₃, воды Н₂О, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т. д. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула Водорода. Обыкновенный Водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: легкого Водорода, или протия (¹H), и тяжелого Водорода, или дейтерия (²Н, или D). В природных соединениях Водорода на 1 атом ²Н приходится в среднем 6800 атомов ¹Н. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым Водородом, или тритием (³Н, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T_½ = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10^-15% от общего числа атомов Водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп ⁴Н. Массовые числа изотопов ¹Н, ²Н, ³Н и ⁴Н, соответственно 1, 2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только один протон, дейтерия - один протон и один нейтрон, трития - один протон и 2 нейтрона,⁴Н - один протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов Водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом Водорода имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона.

Молекула Н₂ состоит из двух атомов, соединенных ковалентной химической связью. Однако существование Водорода в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы Н₂.

Физические свойства Водорода. Водород - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм.

Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na⁺H^- построен подобно хлориду Na⁺Cl^-. Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду:

Н₂ + ¹/₂О₂ = Н₂О

CuO + H₂ = Cu + H₂O,

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О, и т. д.

С галогенами Водород образует галогеноводороды:

Н₂ + Cl₂ = 2НСl.

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН₂ + N₂ = 2NН₃

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н₂ + S = H₂S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н₂ + С (аморфный) = СН₄ (метан).

Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды:

Н₂ + 2Li = 2LiH.

Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН₃ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:

С_nН_2n + Н₂ = С_nН_2n+2.

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН₄ + H₂О = СО + ЗН₂,

и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН₄ + ¹/₂О₂ = СО + 2Н₂

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂.

Водород, добываемый из природного газа, самый дешевый.

Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путем удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород, при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор КОН или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях Водород получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской Водород в баллонах.

Применение Водорода. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 века для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водорода - дейтерий и тритий.

Гидроксо́ний (оксоний, гидроний) Н_зО⁺ — комплексный ион, соединение протона с молекулой воды.

Водородные ионы в водных и спиртовых растворах кислот существуют в виде гидратированных или сольватированных ионов гидроксония. Для измерения концентрации водородных ионов используется водородный электрод. Ион гидроксония был обнаружен также в газовой фазе. Этот катион часто используется для представления природы протонов в водном растворе. Также существуют такие катионы, как H₅O₂⁺ ,H₇O₃⁺, H₉O₄⁺.
Вопрос №18

Квантовые числа. Правила заполнения многоэлектронных атомов: принцип минимальной энергии, правило Клечковского, Паули и Гунда.
Квантовые числа

Квантовые числа - это энергетические параметры, определяющие состояние электрона и тип атомной орбитали, на которой он находится. Квантовые числа необходимы для описания состояния каждого электрона в атоме. Всего 4-ре квантовых числа. Это: главное квантовое число - n, орбитальное квантовое число - l, магнитное квантовое число - ml и спиновое квантовое число - ms.

Главное квантовое число - n.

Главное квантовое число - n - определяет энергетический уровень электрона, удалённость энергетического уровня от ядра и размер электронного облака. Главное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с n=1 (n=1,2,3,…) и соответствует номеру периода.

Орбитальное квантовое число - l.

Орбитальное квантовое число - l - определяет геометрическую форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает любые целочисленные значения, начиная с l=0 (l=0,1,2,3,…n-1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. “Набор” таких орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа называется энергетическим уровнем. Каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Значению орбитального квантового числа l=0 соответствует s-орбиталь (1-ин тип). Значению орбитального квантового числа l=1 соответствуют p-орбитали (3-ри типа). Значению орбитального квантового числа l=2 соответствуют d-орбитали (5-ть типов). Значению орбитального квантового числа l=3 соответствуют f-орбитали (7-мь типов).

Значение орбитального квантового числа - l.	Типы орбитали.	Количество типов орбитали.
l=0	s-орбиталь	1
l=1	p-орбитали	3
l=2	d-орбитали	5
l=3	f-орбитали	7

f-орбитали имеют ещё более сложную форму. Каждый тип орбитали - это объём пространства, в котором вероятность нахождения электрона - максимальна.

Магнитное квантовое число - ml.

Магнитное квантовое число - ml - определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число принимает любые целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует 2l+1 энергетически равноценных ориентаций в пространстве - орбиталей.

Для s-орбитали:

l=0, m=0 - одна равноценная ориентация в пространстве (одна орбиталь).

Для p-орбитали:

l=1, m=-1,0,+1 - три равноценные ориентации в пространстве (три орбитали).

Для d-орбитали:

l=2, m=-2,-1,0,1,2 - пять равноценных ориентаций в пространстве (пять орбиталей).

Для f-орбитали:

l=3, m=-3,-2,-1,0,1,2,3 - семь равноценных ориентаций в пространстве (семь орбиталей).

Спиновое квантовое число - ms.

Спиновое квантовое число - ms - определяет магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Спиновое квантовое число может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона - спинам. Для обозначения электронов с различными спинами используют

Энергетический уровень	Значения главного квантового числа n	Значения побочного квантового числа l
K	1	0 (s)
L	2	0, 1 (s, p)
M	3	0, 1, 2 (s, p, d)
N	4	0, 1, 2, 3 (s, p, d, f)

ся символы: 5 и 6.

Принцип наименьшей энергии

В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей связи его с ядром).

Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом n и побочным квантовым числом l, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел n и l является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n + 1 = 4 + 0 = 4, а во втором n + l = 3 + 2 =5; на подуровне 5s (n + l = 5 + 0 = 5) энергия меньше, чем на 4d (n + l = 4 + 2 = 6); на 5р (n + l = 5 + 1 = 6) энергия меньше, чем на 4f (n + l = 4 + 3 = 7) и т.д.

В.М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значениемn, а с наименьшим значением суммы n + l.

В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением n. Например, на подуровнях Зd, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, т.е. Зd - 4р – 5s и т.д. В периодической системе элементов Менделеева последовательность заполнения электронами уровней и подуровней выглядит следующим образом



Следовательно, согласно принципу наименьшей энергии во многих случаях электрону энергетически выгоднее занять подуровень «вышележащего» уровня, хотя подуровень "нижележащего" уровня не заполнен

Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 4s и лишь после этого подуровень Зd.  

Следующий элемент этого периода — ₂₄Сr. На основании трех основных положений — принципа Паули, правила Гунда и принципа наименьшей энергии — его электронную конфигурацию можно представить так 

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

Принцип Паули

В1925 г. швейцарский физик В.Паули (в 1945 г. ему была присуждена Нобелевская премия по физике) установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): В атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковыми свойствами.

Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Хотя бы одно из квантовых чисел n, l, ml и ms, должно обязательно различаться проекцией спина. Поэтому в атоме могут быть лишь два электрона с одинаковыми n, l и ml: один с ms = +1/2 другой c ms = -1/2 . Напротив, если проекции спина двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел n, l или ml.

Зная принцип Паули, посмотрим, сколько же электронов в атоме может находиться на определенной «орбите» с главным квантовым числом n. Первой «орбите» соответствует n = 1. Тогда l = 0, ml=0 и ms может иметь произвольные значения: +1/2 или -1/2 . Мы видим, что если n = 1, таких электронов может быть только два.

В общем случае, при любом заданном значении n электроны прежде всего отличаются побочным квантовым числом l, принимающим значения от 0 до n 1. При заданных n и l может быть (2l + 1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа ml. Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям n, l и ml соответствуют два разных значения проекции спина ms.

Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом n выражается суммой



Правило Гунда

При данном значении l (т.е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

Если, например, в трех p-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т.е. размещаться на трех разных p-орбиталях:

В этом случае суммарный спин равен 3/2 , поскольку его проекция равна m_s = +1/2-1/2+1/2=1/2 . Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом:

потому что тогда проекция суммарного спина m_s = +1/2-1/2+1/2=1/2 . По этой же причине именно так, как приведено выше, расположены электроны в атомах углерода, азота и кислорода.

Рассмотрим далее электронные конфигурации атомов следующего третьего периода. Начиная с натрия ₁₁Nа, заполняется третий энергетический уровень с главным квантовым числом n = 3. Атомы первых восьми элементов третьего периода обладают следующими электронными конфигурациями.
Вопрос №19

Галогены. Общая характеристика. Получение галогенов
К элементам VII (в новой номенклатуре ЮПАК она обозначена как 17 группа) относятся фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), иод (I), астат (At). Название этих элементов - галогены (греч. "рождающие соли") - обусловлено тем, что большинство их соединений с металлами представляют собой типичные соли (KCl, NaCl и т.д.).

Многие соединения галогенов, например, поваренная соль (от лат. sal) известны людям с незапамятных времен. Соляную кислоту (лат. spiritus salis) впервые выделили алхимики сухой перегонкой купоросов, квасцов и поваренной соли. Свободный хлор (от греч. сhloros - желто-зеленый) был получен Карлом Шееле (1742-1786) действием соляной кислоты на пиролюзит (MnO₂). Долгое время его называли окисленной муриевой кислотой, считая оксидом элемента мурия (от греч. muria - рассол). Взаимодействие хлора с раствором KOH изучал Клод Бертолле (1748-1822) - выделенный им хлорат калия до сих пор носит его имя.

Проблема выделения свободного фтора (от греч. phthoros - гибель) волновала многие поколения химиков. Однако решить ее удалось лишь в 1886г. Муассану, получившему незначительные количества F₂ электролизом HF.

Бром (от греч. bromos - зловонный) был открыт в 1825 г. Балларом из соляного рассола действием пиролюзита в кислой среде.

В 1811 г. из золы морских водорослей Бернаром Куртуа был получен иод (от греч. iodes - фиолетовый).

Астат ₈₅Аt (иногда его называют астатином) получен бомбардировкой ядер висмута -частицами

.

Ввиду сильной радиоактивности химия соединений астата изучена недостаточно.

Электронная конфигурация и некоторые характеристики атомов галогенов приведены в табл.1.