Методические указания для выполнения самостоятельной работы студентами специальностей 260202 «Технология хлеба, кондитерских и макаронных изделий» (стр. 4 из 12)

1s—> 2s —> 2р —>3s —> Зр —> 4s —> 3d —> 4р —> 5s —> 4d —> 5р —> 6s—> 4¦ —> 5d —> 6p —> 7s —> 5¦ —> 6d.

Пользуясь этим правилом, можно предсказать электронные конфигурации для атомов еще не изученных элементов.

4. Электронные формулы

Рассмотренные выше закономерности позволяют выяснить электронную структуру большинства сложных атомов. Исключение составляют атомы палладия, меди, серебра, золота и некоторые другие. По-видимому, это связано с взаимодействием электронов между собой, не учтенном в принятом одноэлектронном приближении.

Для описания атомных электронных структур обычно используют так называемые электронные формулы. Этими формулами обозначают состояние электронов в атоме. Составить электронную формулу — это значит распределить все имеющиеся в атоме электроны по уровням, подуровням и орбиталям. Для этого необходимо знать: число электронов в атоме (оно равно порядковому номеру элемента в периодической таблице), какие в атоме есть орбитали, какова их емкость и порядок заполнения орбиталей (правило Клечковского). Построим электронные формулы трех элементов: лития, хлора и марганца.

₃Li Число электронов в атоме — 3.

Электронная формула — 1s²2s¹(цифра справа вверху указывает, сколько электронов находится на данных орбиталях).

₁₇С1 Число электронов — 17.

Электронная формула — 1s²2s²2p⁶3s²3p^s

₂₅ Mn Число электронов — 25.

Располагая их в соответствии

с правилом Клечковского,

получим — Is²2s²2/>⁶3s²3p⁶4s²3d⁵

Электронная формула — Is²2s²2jp⁶3s²3p⁶3d⁵4s²,

т. е. указываются все электроны с п = 3,

а затем электроны четвертого уровня.

Иногда оказывается удобным использование электронно-графических формул. При этом электроны с положительными (+¹/₂) или отрицательными (-V2) спинами изображают стрелками, направленными соответственно вверх или вниз и помещенными в квадрат (ячейку), условно обозначающий орбиталь. Например, электронно-графические формулы атомов лития, хлора и марганца.

Рис. 3

Особо подчеркнем, что распределение электронов на
3d-орбиталях атома марганца обусловлено правилом
Хунда. %Л*

Для элементов, у которых заполняются s, р-орбитали при построении электронно-графических формул достаточно показать только электроны внешнего уровня. В случае марганца, имеющего кроме s- и р-электронов, находящихся на последнем уровне, d-электроны на предпоследнем уровне, необходимо указать размещение s-, р- и d-электронов на последнем и предпоследнем энергетических уровнях.

Пример 1. Дайте общую характеристику элемента с порядковым номером 33. Укажите его основные химические свойства.

Выполнение. Элемент мышьяк (порядковый номер 33) находится в четвертом периоде, в главной подгруппе V группы, его относительная атомная масса - 75. Ядро атома состоит из 33 протонов и 42 нейтронов. Электроны (их 33) расположены вокруг ядра на четырех энергетических уровнях. Мышьяк -р-элемент, его электронная формула:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d^iO4s²4pⁱ.

Наличие пяти электронов на внешнем квантовом слое (энергетическом уровне) атома мышьяка указывает на то, что мышьяк - неметалл. Однако он обладает слабо выраженными металлическими свойствами, поскольку в группе сверху вниз происходит ослабление неметаллических свойств. Высшая степень окисления мышьяка +5. Формула высшего оксида - As₂O₅, а газообразного соединения с водородом - AsH₃.

Вопросы для самоконтроля

Из каких элементарных частиц состоит атомное ядро?
Укажите состав следующих ядер: ³¹P, ³⁹К, ⁸⁰Br.
Составьте электронные и электроно-графические формулы элементов со следующими порядковыми номерами: 7, 10, 28, 33, 42.

Сколько неспаренных электронов содержится в каждом из указанных атомов?

Укажите значение квантовых чисел n,l,m_l для электронов, находящихся на внешнем энергетическом уровне в атомах следующих элементом: ₁₁Na, ₁₄Si, ₁₇Cl, ₂₅Mn, ₈₂Pb.

Завершив изучение темы «Строение атома электронной формулы», вы должны знать:

– виды элементарных частиц и строение ядра;

– физический смысл порядкового номера элемента в периодической системе;

– квантовые числа, их физический смысл;

– виды орбиталей, их геометрическую форму и ориентацию в пространстве;

– принципы наименьшей энергии и Паули;

– правила Клечковского и Хунда;

уметь:

– определять состав ядра;

– с помощью квантовых чисел рассчитывать количество подуровней, орбиталей и электронов на данном уровне;

– строить электронные и электроно-графические формулы элементов, зная их порядковые номера в таблице Д.И. Менделеева.

Тема 3. Растворы электролитов

1. Теория электрической диссоциации

Сильные и слабые электролиты. Степень и константа электролитической диссоциации

3. Диссоциация кислот, оснований и солей

Вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Электрическая проводимость растворов электролитов обусловлена тем, что основания, кислоты и соли в растворах распадаются на ионы – подвергаются электролитической диссоциации.

1. Теория электролитической диссоциации (ТЭД) была предложена шведским ученым Сванте Аррениусом в 1887 г. Позднее ТЭД развивалась и совершенствовалась. Современная теория водных растворов электролитов помимо теории электролитической диссоциации С. Аррениуса включает в себя представления о гидратации ионов (И.А. Каблуков, В.А. Кистяковский), теорию сильных электролитов (П. Й. Дебай, Э.А. Хюккель, 1923 г.).

Сформулируем основные положения теории электролитической диссоциации.

1. Электролиты в растворах самопроизвольно распадаются на ионы под действием молекул растворителя. Такой процесс называется – электролитической диссоциацией. Диссоциация также может происходить при плавлении твердых электролитов (термическая диссоциация электролитов).

2. Ионы отличаются от атомов по составу и по свойствам. В водных растворах ионы находятся в гидратированном состоянии. Ионы в гидратированном состоянии отличаются по свойствам от ионов в газообразном состоянии вещества.

3. В растворах или расплавах электролитов ионы движутся хаотично, но при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока, ионы приобретают направленное движение: катионы перемещаются к катоду, анионы – к аноду. Раствор или расплав электролита является проводником с ионной проводимостью – проводником II рода.

Причиной электролитической диссоциации является интенсивное взаимодействие растворенного вещества с молекулами растворителя (сольватация, гидратация). Именно гидратация ионов препятствует обратному соединению ионов в нейтральные молекулы.

2. Сильные и слабые электролиты.

Степень электролитической диссоциации

При растворении одних электролитов равновесие диссоциации значительно смещено вправо, в растворах таких электролитов диссоциация происходит практически полностью (сильные электролиты). При растворении других электролитов диссоциация происходит в незначительной мере (слабые электролиты).

С позиций современной электростатической теории сильные электролиты диссоциируют необратимо, а слабые электролиты – обратимо.

Для количественной оценки силы электролита введено понятие степени электролитической диссоциации.

2.1 Степень электролитической диссоциации – отношение количества вещества электролита распавшегося на ионы (V_расп.) к количеству вещества электролита, поступившего в раствор (V_общ.):

где a - степень ЭД, 0 < a ≤ 1.

Степень диссоциации также выражают в процентах, тогда

0% <a ≤ 100%.

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации в растворе и температуры. С разбавлением и с повышением температуры степень электролитической диссоциации возрастает.

Оценить силу различных электролитов можно, сравнивая степень их электролитической диссоциации при одинаковых условиях. Электролиты, степень диссоциации которых при 18 ⁰С в растворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита больше 30% относят к сильным электролитам. Это щелочи, большинство солей, некоторые неорганические кислоты (HClO₄, HI, HBr, HCl, HNO₃, H₂SO₄). Электролиты, степень диссоциации которых при 18 ⁰С в растворах с концентрацией 0,1 моль/л электролита меньше 3% относят к слабым электролитам. Это многие неорганические кислоты: H₂S, HCN, HСlO, практически все органические кислоты (например, HCOOH, CH₃COOH, CH₃CH₂COOH), водный раствор аммиака NH₃•H₂O, вода. Электролиты, степень диссоциации которых при 18 ⁰С в 0,1М растворах от 3 до 30% относят к электролитам средней силы. Это, например, ортофосфорная кислота H₃PO₄, фтороводородная кислота HF, азотистая кислота HNO₂.

Таблица 4

Классификация электролитов по силе

ЭЛЕКТРОЛИТЫ
Слабые a<3%	Средней силы 3% ≤ a ≤ 30%	Сильные a> 30%
Процесс диссоциации обратим		Процесс диссоциации практически необратим
Многие неорганические кислоты: H₂S, HCN, HСlO Практически все органические кислоты. Например, HCOOH, CH₃COOH, CH₃CH₂COOH. Водный раствор аммиака NH₃•H₂O Вода H₂O	H₃PO₄, H₂SO₃, HF	Щелочи Большинство солей. Некоторые неорганические кислоты: HClO₄, HI, HBr, HCl, HNO₃, H₂SO₄.

2.2 Константа электролитической диссоциации