Лекции по химии. Конспект лекций по курсу общая химия
 Скачать 1.01 Mb.
|
|
концентраций ионов этого электролита в соответствующих степенях есть величина постоянная при данной температуре. Чем меньше ПР, тем менее растворима соль. Значения ПР при стандартных условиях приводятся в справочниках. ЗАДАЧА. Рассчитать растворимость (L) соли AgCl в воде при стандартных условиях. Равновесие в насыщенном растворе описывается уравнением: AgCl Ag+ + Cl- Из справочника: ПР (AgCl) = [Ag+] [Cl -] = 1,7310-10 , [Ag+] = [Cl -] = ПР, тогда концентрация соли в растворе С (AgCl) = [Ag+] = 1,7310-10 = 1,3210-5 моль/л. Растворимость соли – это масса соли в 100 г воды. Поскольку концентрация соли мала, можно считать, что m(раствора) m(Н2О). Один литр воды имеет массу 1000 г ( = 1 г/см3) Тогда L = С (AgCl)М(AgCl)100/1000 = 1,3210-5143/10 = 1,8910-4 г/100г воды. Условие выпадения осадка. Для того, чтобы осадок начал образовываться, необходимо достигнуть насыщенного состояния раствора, т.е. когда произведение активных концентраций взаимодействующих ионов (с учетом соответствующих степеней) будет равно или больше произведения растворимости. Например, малорастворимая соль состава АnBm будет выпадать из раствора, если выполняется условие : аn (А)аm(B) ПР или без учета ионной силы раствора С n(А) Сm (В) ПР. ЗАДАЧА. Будет ли образовывать осадок Ag2SO4, если смешать равные объемы растворов AgNO3 0,1 моль/л и Na2SO4 0,01 моль/л? Из справочника: ПР(Ag2SO4) = а2(Ag+)a(SO42-) = 1,610-5 Концентрация ионов серебра в растворе AgNO3 С(Ag+) = 0,1 моль/л. Концентрация сульфат-ионов в растворе Na2SO4 С(SO42-) = 0,01 моль/л. Поскольку смешали равные объемы растворов, то концентрация каждого уменьшилась в 2 раза, т.е. после смешивания растворов С(Ag+) = 0,05 моль/л, а С(SO42-) = 0,005 моль/л.. Проверяем условие выпадения осадка: C2(Ag+)C(SO42-) = 0,0520,005 = 1,2510-5 ПР. Следовательно, осадок не образуется. Реакции в растворах электролитов Химические реакции в растворах электролитов протекают между ионами. Те реакции, которые идут без изменения степеней окисления элементов, называются ионообменными. Для выявления характера протекающих процессов их записывают в ионно-молекулярной форме по следующему правилу: слабые электролиты, осадка, газы записываются в виде молекул, а сильные электролиты – в виде ионов. ПРИМЕР. Ве(ОН)2 + 2 НС1 = ВеС12 + 2 Н2О осадок сильный эл-т сильный эл-т слабый эл-т Ве(ОН)2 + 2Н+ + 2С1- = Ве2+ + 2С1- + 2Н2О, после сокращения получим: Ве(ОН)2 + 2Н+ = Ве2+ + 2Н3О, видно, что осадок гидроксида бериллия может быть растворен в любой сильной кислоте. Ионно-молекулярное уравнение четко отражает суть проходящего процесса. Все реакции между электролитами обратимы, но равновесие может быть смещено в ту или другую сторону. Например, PbSO4 + Na2S = PbS + Na2SO4 белый осадок черный осадок PbSO4 + S2- = PbS + SO42- Равновесие данного процесса сдвинуто вправо, т.к. ПР(PbS) ПР(PbSO4), что означает меньшую растворимость PbS по сравнению с PbSO4. Выводы: 1) равновесие любой обменной реакции смещается в сторону образования менее диссоциирующего вещества; 2) обменные реакции, в которых образуются труднорастворимые соединения, выделяются газообразные вещества или образуются слабодиссоциирующие электролиты, протекают практически до конца. Ионизация воды. Водородный показатель. Электропроводность химически чистой воды ничтожно мала. Она обусловлена присутствием в воде ионов гидроксония и гидроксила (в очень малых количествах): H2O …….H2O = H3O+ + OH- , или упрощенно Н2О = Н+ + ОН- П  роцесс дисоциации (ионизации) воды обратимый, равновесный, характеризуется константой равновесия: При таком малом значении константы можно считать, что концентрация недиссоциированных молекул практически равна исходной концентрации воды. При температуре 25С плотность воды г/см3, масса 1 литра воды – 1000 г, концентрация воды С(Н2О)[H2O] = 1000/18 = 55,5(5) моль/л. Тогда, [H+][OH-] = K[H2O] = 1,810-1655,5(5) = 110-14. Выражение КВ (или КW) = [H+][OH-]const = 110-14 (при 25С) – назывется ионное произведение воды (или константа автопротолиза) В любом водном растворе ионное произведение воды есть величина постоянная для данной температуры. Следовательно, в любом водном растворе (кислоты, щелочи, соли) концентрации Н+-ионов или ОН- -ионов не могут быть равны нулю. Рассмотрим несколько примеров. ПРИМЕРЫ. 1) В воде [H+] = [OH-] КВ = 110-7 моль/л рН = -lg[H+] = 7, нейтральный раствор. 2) Раствор 0,1 моль/л NaOH – это сильный электролит, диссоциирует полностью, [OH-] 0,1 моль/л, [H+] = КВ / [OH-] = 110-14/0,1 = 110-13 моль/л, рН = 13, щелочной р-р. 3) Раствор 0,001 моль/л НС1 – это сильная кислота, диссоциирует полностью, [H+] = 0,001 моль/л, рН = 3, кислотный раствор. В любом водном растворе всегда есть ионы Н+ и ОН- за счет ионизации воды. Концентрации их взаимосвязаны. Для того, чтобы описать характер раствора (кислый, нейтральный, щелочной) достаточно знать концентрацию ионов Н+ или водородный показатель рН = -lg[H+]. Из ионного произведения воды следует, что в любом водном растворе рН + рОН = 14, где рОН = -lg[OH-]. Шкала рН. -1 0 7 14 рН 7 рН 7 кислая среда щелочная среда Величину рН измеряют с помощью индикаторов (растворов и бумаги) и приборов рН-метров. Индикаторы – растворы слабых органических кислот или оснований, у которых молекула и сложный органический ион имеют разную окраску, например, индикатор фенолфталеин –слабая кислота, в растворе частично диссоциирует: HInd H+ + Ind- бесцветный красный Избыток ОН-  Избыток Н+ Поскольку каждый индикатор имеет свое значение константы ионизации, то переход окраски происходит при определенном значении рН. Для фенолфталеина рН перехода окраски 9. Универсальный индикатор – смесь индикаторов, которой пропитывают бумагу. Как приборы, так и индикаторы фиксируют не истинную концентрацию ионов Н+, а активную, поэтому рН = -lg aH , и только в очень разбавленных растворах рН = -lgCн. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Гидролиз – взаимодействие соли с водой, в результате которого изменяется рН раствора. Гидролизу подвергаются соли, содержащие в своем составе:
Na2CO3+H2O = NaHCO3+NaOH или в ионном виде: CO32- +H2O = HCO3- +OH- - I ступень гидролиза Кислая соль NaHCO3+H2O = H2CO3+NaOH или в ионном виде: HCO32- +H2O = H2CO3+OH- - 2 ступень гидролиза ___________________________ _______________________ Na2CO3+2H2O = H2CO3+2NaOH CO32- +2H2O = H2CO3+2OH- Таким образом, при растворении соды в воде образуется щелочной раствор, рН7. NH4Cl + H2O = NH3H2O + HCl NH4+ + H2O = NH3H2O + H+ - кислотная среда, рН 7. FeCl2 + H2O =t0= Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + H2O + Cl- = Fe(OH)Cl + H+ Основная соль Fe(OH)Cl + H2O = t0= Fe(OH)2 + HCl Fe(OH)Cl + H2O = Fe(OH)2 + H+ + Cl- 5. СТРОЕНИЕ АТОМА И СИСТЕМАТИКА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ К середине Х1Х века было открыто свыше 60 элементов, определены их атомные веса, накоплен обширный экспериментальный материал по изучению их физических и химических свойств. Важнейшей задачей стала систематика полученных данных, которой занимались многие ученые. Самая удачная попытка систематизации принадлежит Д.И.Менделееву. В 1869 г. Менделеев сформулировал Периодический закон: «Свойства простых тел, а так же формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от атомных весов (сейчас масс) элементов». На основании открытого им закона природы он предсказал свойства неизвестных до тех пор 11 элементов, котрые вскоре были открыты (экаалюминий, экабор, экасилиций и др.). Размышляя о причинах периодического изменения свойств элементов, Менделеев высказал мысль о сложности строения атома: «Легко предположить, но ныне пока еще нет возможности доказать, что атомы простых тел суть сложные существа, образованные сложением некоторых еще меньших частей, что называемое нами неделимым (атом) – неделимо только обычными химическими силами….» Перед учеными встала задача – раскрыть физический смысл периодического закона. В конце Х1Х века были получены доказательства сложого строения атомов. В 1897г. Томсоном был открыт электрон и установлено, что электрон может быть выделен из любого элемента. В 1896г. Беккерель открыл явление радиоактивности – способность атомов тяжелых элементов испускать -частицы (электроны). В 1911г. Резерфорд предложил планетарную модель атома, согласно которой электроны в атоме вращаются вокруг положительного ядра, в котором сосредоточена вся масса атома. Из его опытов следовало, что заряд ядра, выраженный в относительных единицах, равен порядковому номеру элемента в Периодической системе. Он же определил приблизительно размеры атома и ядра (размер атома 10-8 см, заряд ядра 10-13 см). Затем были открыты ядерные частицы – протон и нейтрон. Итак, в центре атома находится ядро, которое состоит из нуклонов (протонов и нейтронов), связанных силами обменного взаимодействия. Вокруг ядра “движутся” электроны, число которых равно числу протонов и равно порядковому номеру элемента в Периодической системе. Заряды ядра и электронов численно равны, поэтому атом электронейтрален. Самый простой атом – атом водорода: протон и электрон. Все остальные атомы – комбинации трех частиц. Комбинации атомов дают молекулы. Комбинации молекул – все вещества. Как просто?! На самом деле все значительно сложнее. Атом неисчерпаем, как и ядро. Существуют разделы физики – ядерная и атомная – которые изучают ядро и атом. Носитель индивидуальности атома – ядро, содержащее определенное число протонов Z. Таков же положительный заряд ядра, выраженный в относительных единицах, это и порядковый номер элемента в Периодической системе, это и число электронов в атоме. В ядре атома любого элемента (кроме водорода 11Н) определнное число нейтронов N. Сумма Z и N дает массовое число А. Любое ядро атома можно записать в виде схемы: AZ Э. Возможны ядра с одинаковым числом протонов Z, но с разным числом нейтронов N, например: 3517 С1 3617С1 3717С1 - это изотопы. Атомная масса элемента - это среднее значение массовых чисел его изотопов с учетом массовой доли их в земной коре. А (С1) = 35,45 Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом Z или, то же самое, с одинаковым числом протонов. Заряд ядра при химических реакциях не меняется (в отличие от ядерных реакций), например, металлический натрий и газообразный хлор при взаимодействии дают соль: 2Na + Cl2 = 2NaCl. Видно, что в результате реакции существенно изменились как физические, так и химические свойства веществ и связано это с изменением электронной структуры атомов – строения их электронных оболочек. Модель атома Бора и ее недостатки В 1913г. Н.Бор попытался обосновать планетарную модель атома, предложенную Резерфордом, с учетом квантовой природы излучения. Он рассматривал электрон как частицу с определенной массой и определенным зарядом, которая движется вокруг ядра по определенным траекториям и взаимодействует с ядром по законам классической электродинамики. Он выдвинул следующие бездоказательные положения – постулаты.
Рис.6. Иллюстрация теории Бора Бор вычислил уровни энергии электрона в атоме водорода, а также радиусы “дозволенных” орбит. Энергия электрона возрастает по мере удаленности орбиты от ядра. En = - const/n2 , где n – номер орбиты и квантовое число (далее главное квантовое число). При переходе электрона с дальней орбиты на ближнюю к ядру энергия выделяется в виде кванта излучения определенной частоты: E = h. Рассчитанные частоты совпали с данными, полученными из атомных спектров атома водорода и некоторых других частиц с одним электроном, например, He+. Недостатки теории Бора.
Квантовая (волновая) модель атома Шредингера Она базируется на следующих представлениях квантовой механики (науки о движении и взаимодействии микрочастиц).
p – неопределенность импульса. В 1927г. Шредингер записал волновое уравнение для описания движения электрона в поле протона (для атома водорода). При этом движение электрона он рассматривал как колебание объемной трехмерной волны. Итак, состояние электрона в атоме водорода описывается с помощью волновой функции - (пси). Эта функция содержит информацию об энергии электрона и о вероятности его нахождения в различных областях пространства около ядра. Выводы из решения уравнения Шредингера.
вероятности. Область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью. Для электрона атома водорода – это сфера, dV= 4r2dr. Другие орбитали представляют в виде различных объмных геометрических фигур (это модели, но не истина). Минимальный объем пространства наиболее вероятного нахождения электрона (около 90%), если рассматривать его как частицу, или наибольшей плотности заряда, если электрон – волна, называется облаком вероятности или электронным облаком. r - радиус боровской орбиты. Электрон может с очень малой вероятностью находиться и вне сферы – отсюда возможность К-захвата электрона ядром. Рис. 7. Электронное облако или облако вероятности
Квантовые числа Энергетическое состояние электрона в атоме может быть полностью описано набором из четырех квантовых чисел. Три следуют из уравнения Шредингера: n, l, mL и четвертое – спиновая характеристика электрона ms. Главное квантовое число n – принимает целочисленные значения 1,2,3,….. Оно характеризует основной уровень энергии электрона и размер электронного облака. В многоэлектронных атомах совокупность электронов с одинаковым значением n называется электронным слоем. Главное квантовое число 1 2 3 4 5 6 ….. n - номер уровня энергии K L M N O P - буквенное обозначение электронного слоя Орбитальное квантовое число L . При размещении электрона вдали от ядра происходит расщепление уровня энергии на подуровни. Чем дальше электрон от ядра, тем сильнее расщепление, больше подуровней у электрона данного уровня. Орбитальное квантовое число зависит от n и может принимать целочисленные значения от 0 до (n – 1). Сумма подуровней на уровне численно равна номеру уровня. Энергетические различия были обнаружены по атомным спектрам задолго до теории, отсюда буквенные обозначения подуровней: Орбитальное квантовое число 0 1 2 3 4 ….. s p d f g - буквенное обозначение подуровня (оболочки) Совокупность электронов с одинаковым значением орбитального квантового числа называется электронной оболочкой. S-оболочка (s-электрон), p – оболочка (p –электрон) и т.д. Электроны, имеющие разные орбитальные характеристики, отличаются по форме электронного облака, отсюда и название числа. Рис.8. Форма орбиталей Магнитное квантовое число mL. Характеризует результат взаимодействия магнитного поля движущегося электрона с наложенным внешним магнитным полем. Экспериментально такое взаимодействие обнаруживается по расщеплению линий в спектре атома в магнитном поле. Тип взаимодействия определяется формой орбитали, поэтому mL зависит от L . Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения от -L …..,-1, 0, +1, ….. +L. Таким образом, любой подуровень (кроме s) может быть разбит на условные энергетические ячейки (в энергетической диаграмме атома), каждая из которых характеризуется определенным значением mL из указанного диапазона допустимых значений. Каждая ячейка представляет атомную орбиталь и характеризуется определенными значениями n, L, m. Рис.9. Расщепление р-подуровня во внешнем магнитном поле В отсутствии внешнего магнитного поля расщепления нет. Говорят – электроны вырождены. Энергетическая характеристика электрона: уровень энергии - подуровень – эн. ячейка Положение электрона в атоме: слой - оболочка - атомная орбиталь Спиновое число mS (s) – принимает значения +1/2 или –1/2. Характеризует собственный момент количества движения электрона (наряду с зарядом, массой). Рис. 10. Энергетическая диаграмма атома (заполняется по мере знакомства с квантовыми числами) Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Правило Гунда. В многоэлектронном атоме каждый электрон не только притягивается ядром, но и отталкивается другими электронами. Точное решение уравнения Шредингера неизвестно. Существует ряд приближенных методов расчета. Практически при построении электронной оболочки многоэлектронного атома руководствуются следующими тремя принципами (правилами): |