Что такое концентрация вещества как найти

Существует множество способов измерить концентрацию раствора. Это так называемые способы выражения концентрации раствора.

Концентрация раствора — это количество вещества, находящегося в единице объема или массы раствора.

Что такое раствор

Среди окружающих нас веществ, лишь немногие представляют собой чистые вещества. Большинство являются смесями, состоящими из нескольких компонентов, которые могут находиться в одном или различных фазовых состояниях.

Смеси, имеющие однородный состав являются гомогенными, неоднородный состав – гетерогенными.

Иначе, гомогенные смеси, называют растворами, в которых одно вещество полностью растворяется в другом (растворителе). Растворитель – это тот компонент раствора, который при образовании раствора сохраняет свое фазовое состояние. Он обычно находится в наибольшем количестве.

Существуют растворы газовые, жидкие и твердые. Но более всего распространены жидкие растворы, поэтому, в данном разделе, именно на них мы сосредоточим свое внимание.

Концентрацию раствора можно охарактеризовать как:

• качественную
• количественную.

Качественная концентрация характеризуется такими понятиями, как разбавленный и концентрированный раствор.
С этой точки зрения растворы можно классифицировать на:

• Насыщенные – растворы с максимально возможным количеством растворенного вещества. Количество растворяемого вещества, необходимое для получения насыщенного раствора определяет растворимость этого вещества.
• Ненасыщенные – любые растворы, которые все еще могут растворять введенное вещество.
• Пересыщенные – растворы, в которых растворено больше вещества, чем максимально возможное. Такие растворы очень нестабильны и в определенных условиях растворенное вещество будет выкристаллизовываться из него, до тех пор, пока не образуется насыщенный раствор.

Количественная концентрация выражается через молярную, нормальную (молярную концентрацию эквивалента), процентную, моляльную концентрации, титр и мольную долю.

Способы выражения концентрации растворов

Молярная концентрация растворов (молярность)

Наиболее распространенный способ выражения концентрации растворов –  молярная концентрация или молярность. Она определяется как количество молей n растворенного вещества в одном литре раствора V. Единица измерения молярной концентрации моль/л или моль ·л^-1:

С_м = n/V

Раствор называют молярным или одномолярным, если в 1 литре раствора растворено 1 моль вещества,  децимолярным – растворено 0,1 моля вещества, сантимолярным — растворено 0,01 моля вещества, миллимолярным — растворено 0,001 моля вещества.

Термин «молярная концентрация» распространяется на любой вид частиц.

Вместо обозначения единицы измерения — моль/л, возможно такое ее обозначение – М, например, 0,2 М HCl.

Молярная концентрация эквивалента или нормальная концентрация растворов (нормальность).

Понятие эквивалентности мы уже вводили. Напомним, что эквивалент – это условная частица, которая равноценна по химическому действию одному иону водорода в кислотоно-основных реакциях или одному электрону в окислительно – восстановительных реакциях.

Например, эквивалент KMnO₄ в окислительно – восстановительной реакции в кислой среде равен 1/5 (KMnO₄).

Еще одно необходимое понятие — фактор эквивалентности – это число, обозначающее, какая доля условной частицы реагирует с 1 ионом водорода в данной  кислотоно-основной реакции или с одним электроном в данной окислительно – восстановительной реакции.

Он может быть равен 1 или быть меньше 1. Фактор эквивалентности, например, для KMnO₄ в окислительно – восстановительной реакции в кислой среде составляет  f_экв(KMnO₄) = 1/5.

Следующее понятие – молярная масса эквивалента вещества х. Это масса 1 моля эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу вещества х:

М_э = f_экв· М(х)

Молярная концентрация эквивалента (нормальность) определяется числом молярных масс эквивалентов на 1 литр раствора.

Эквивалент определяется в соответствии с типом рассматриваемой реакции. Единица измерения нормальной концентрации такая же как и у молярной концентрации — моль/л или моль·л^-1

С_н = n_э/V

Для обозначения нормальной концентрации допускается сокращение  «н» вместо «моль/л».

Процентная концентрация раствора или массовая доля

Массовая концентрация показывает сколько единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора.

Это отношение массы m(х) вещества x к общей массе m раствора или смеси веществ:

ω(х) = m(х)/m

Массовую долю выражают в долях от единицы или процентах.

Моляльная концентрация раствора

Моляльная концентрация раствора b(x) показывает количество молей n растворенного вещества х в 1 кг. растворителя m. Единица измерения моляльной концентрации — моль/кг :

b(x) = n(x)/m

Титр раствора

Титр раствора показывает массу растворенного вещества х, содержащуюся в 1 мл. раствора. Единица измерения титра — г/мл:

Т(х) = m(х)/V,

Мольная или молярная доля

Мольная или молярная доля α(х) вещества х в растворе равна отношению количества данного вещества n(х) к общему количеству всех веществ, содержащихся в растворе Σn:

α(х) = n(х)/Σn

Между приведенными способами выражения концентраций существует взаимосвязь, которая позволяет, зная одну единицу измерения концентрации  найти (пересчитать) ее в другие единицы. Существуют формулы, позволяющие провести такой пересчет, которые, в случае необходимости, вы сможете найти в сети.  В разделе задач показано, как произвести такой пересчет, не зная формул.

Пример перевода процентной концентрации в молярную, нормальную концентрацию, моляльность, титр

Дан раствор объемом 2 л с массовой долей FeSO₄  2% и плотностью 1029 кг/м³. Определить молярность, нормальность, моляльность и титр этого раствора раствора.

Решение.

1. Рассчитать молярную массу FeSO₄:

M (FeSO₄) =
56+32+16·4 = 152 г/моль

2. Рассчитать молярную массу эквивалента:

М_э = f_экв·
М(FeSO₄) = 1/2·152
= 76 г/моль

3. Найдем m раствора объемом 2 л

m = V·ρ = 2·10^-3 ·1029
= 2,06 кг

4. Найдем массу 2 % раствора по формуле:

m(FeSO₄) = ω(FeSO₄) · m_р-ра 

m(FeSO₄) =
0,02·2,06 = 0,0412 кг = 41,2 г

5. Найдем молярность, которая определяется как количество молей растворенного вещества в одном литре раствора:

n = m/М

n = 41,2/152 = 0,27 моль

С_м = n/V

С_м  = 0,27/2 = 0,135 моль/л

6. Найдем нормальность:

n_э = m/М_э

n_э = 41,2/76 = 0,54 моль

С_н = n_э/V

С_н = 0,54/2 = 0,27 моль/л

7. Найдем моляльность раствора. Моляльная концентрация равна:

b (x) = n(x)/m

Масса растворителя, т.е.
воды в растворе равна:

m_H2O = 2,06-0,0412
=  2,02 кг

b
(FeSO₄) = n(FeSO₄)/m = 0,27/2,02 = 0,13 моль/кг

8. Найдем титр раствора, который показывает какая масса вещества содержится в 1 мл раствора:

Т(х) = m (х)/V

Т(FeSO₄) = m (FeSO₄)/V = 41,2/2000 = 0,0021 г/мл

Еще больше задач приведены в разделе Задачи: Концентрация растворов, Правило креста

Материалы из методички: Сборник задач по теоретическим основам химии для студентов заочно-дистанционного отделения / Барботина Н.Н., К.К. Власенко, Щербаков В.В. – М.: РХТУ им. Д.И. Менделеева, 2007. -155 с.

Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Способы выражения концентрации растворов

Существуют различные способы выражения концентрации растворов.

Массовая доля ω компонента раствора определяется как отношение массы данного компонента Х, содержащегося в данной массе раствора к массе всего раствора m. Массовая доля – безразмерная величина, её выражают в долях от единицы:

ω_р.в. = m_р.в./m_р-ра (0 < ω_р.в. < 1)                (1)

Массовый процент представляет собой массовую долю, умноженную на 100:

ω(Х) = m(Х)/m · 100% (0% < ω(Х) < 100%)                (2)

где ω(X) – массовая доля компонента раствора X; m(X) – масса компонента раствора X; m – общая масса раствора.

Мольная доля χ компонента раствора равна отношению количества вещества данного компонента X к суммарному количеству вещества всех компонентов в растворе.

Для бинарного раствора, состоящего из растворённого вещества Х и растворителя (например, Н₂О), мольная доля растворённого вещества равна:

χ(X) = n(X)/(n(X) + n(H₂O))                (3)

Мольный процент представляет мольную долю, умноженную на 100:

χ(X), % = (χ(X)·100)%                (4)

Объёмная доля φ компонента раствора определяется как отношение объёма данного компонента Х к общему объёму раствора V. Объёмная доля – безразмерная величина, её выражают в долях от единицы:

φ(Х) = V(Х)/V  (0 < φ(Х) < 1)             (5)

Объёмный процент представляет собой объёмную долю, умноженную на 100.

φ(X), % = (φ(X)·100)%                

Молярность (молярная концентрация) C или C_м определяется как отношение количества растворённого вещества X, моль к объёму раствора V, л:

C_м(Х) = n(Х)/V                   (6)

Основной единицей молярности является моль/л или М. Пример записи молярной концентрации: C_м(H₂SO₄) = 0,8 моль/л или 0,8М.

Нормальность С_н определяется как отношение количества эквивалентов растворённого вещества X к объёму раствора V:

C_н(Х) = n_экв.(Х)/V                   (7)

Основной единицей нормальности является моль-экв/л. Пример записи нормальной концентрации: С_н(H₂SO₄) = 0,8 моль-экв/л или 0,8н.

Титр Т показывает, сколько граммов растворённого вещества X содержится в 1 мл или в 1 см³ раствора:

T(Х) = m(Х)/V                   (8)

где m(X) – масса растворённого вещества X, V – объём раствора в мл.

Моляльность раствора μ показывает количество растворённого вещества X в 1 кг растворителя:

μ(Х) = n(Х)/m_р-ля                   (9)

где n(X) – число моль растворённого вещества X, m_р-ля – масса растворителя в кг.

Мольное (массовое и объёмное) отношение – это отношение количеств (масс и объёмов соответственно) компонентов в растворе.

Необходимо иметь ввиду, что нормальность С_н всегда больше или равна молярности С_м. Связь между ними описывается выражением:

С_м = С_н · f(Х)               (10)

Для получения навыков пересчёта молярности в нормальность и наоборот рассмотрим табл. 1. В этой таблице приведены значения молярности С_м, которые необходимо пересчитать в нормальность С_н и величины нормальности С_н, которые следует пересчитать в молярность С_м.

Пересчёт осуществляем по уравнению (10). При этом нормальность раствора находим по уравнению:

С_н = С_м/f(Х)                   (11)

Результаты расчётов приведены в табл. 2.

Таблица 1. К определению молярности и нормальности растворов

Тип химического превращения	См	Сн	Сн	См
Реакции обмена	0,2 M Na2SO4	?	6 н FeCl3	?
1,5 M Fe2(SO4)3	?	0,1 н Ва(ОН)2	?
Реакции окисления-восстановления	0,05 М KMnO4 в кислой среде	?	0,03 М KMnO4 в нейтральной среде	?

Таблица 2

Значения молярности и нормальности растворов

Тип химического превращения	См	Сн	Сн	См
Реакции обмена	0,2M Ma2SO4	0,4н	6н FeCl3	2М
	1,5M Fe2(SO4)3	9н	0,1н Ва(ОН)2	0,05М
Реакции окисления-восстановления	0,05М KMnO4 в кислой среде	0,25н	0,03М KMnO4 в нейтральной среде	0,01М

Между объёмами V и нормальностями С_н реагирующих веществ существует соотношение:

V₁ С_н,1 =V₂ С_н,2                    (12)

Примеры решения задач

Задача 1. Рассчитайте молярность, нормальность, моляльность, титр, мольную долю и мольное отношение для 40 мас.% раствора серной кислоты, если плотность этого раствора равна 1,303 г/см³.

Решение.

Масса 1 литра раствора равна М = 1000·1,303 = 1303,0 г.

Масса серной кислоты в этом растворе: m = 1303·0,4 = 521,2 г.

Молярность раствора С_м = 521,2/98 = 5,32 М.

Нормальность раствора С_н = 5,32/(1/2) = 10,64 н.

Титр раствора Т = 521,2/1000 = 0,5212 г/см³.

Моляльность μ = 5,32/(1,303 – 0,5212) = 6,8 моль/кг воды.

Обратите внимание на то, что в концентрированных растворах моляльность (μ) всегда больше молярности (С_м). В разбавленных растворах наоборот.

Масса воды в растворе: m = 1303,0 – 521,2 = 781,8 г.

Количество вещества воды: n = 781,8/18 = 43,43 моль.

Мольная доля серной кислоты: χ = 5,32/(5,32+43,43) = 0,109. Мольная доля воды равна 1– 0,109 = 0,891.

Мольное отношение равно 5,32/43,43 = 0,1225.

Задача 2. Определите объём 70 мас.% раствора серной кислоты (r = 1,611 г/см³), который потребуется для приготовления 2 л 0,1 н раствора этой кислоты.

Решение.

2 л 0,1н раствора серной кислоты содержат 0,2 моль-экв, т.е. 0,1 моль или 9,8 г.

Масса 70%-го раствора кислоты m = 9,8/0,7 = 14 г.

Объём раствора кислоты V = 14/1,611 = 8,69 мл.

Задача 3. В 5 л воды растворили 100 л аммиака (н.у.). Рассчитать массовую долю и молярную концентрацию NH₃ в полученном растворе, если его плотность равна 0,992 г/см³.

Решение.

Масса 100 л аммиака (н.у.) m = 17·100/22,4 = 75,9 г.

Масса раствора m = 5000 + 75,9 = 5075,9 г.

Массовая доля NH₃ равна 75,9/5075,9 = 0,0149 или 1,49 %.

Количество вещества NH₃ равно 100/22,4 = 4,46 моль.

Объём раствора V = 5,0759/0,992 = 5,12 л.

Молярность раствора С_м = 4,46/5,1168 = 0,872 моль/л.

Задача 4. Сколько мл 0,1М раствора ортофосфорной кислоты потребуется для нейтрализации 10 мл 0,3М раствора гидроксида бария?

Решение.

Переводим молярность в нормальность:

0,1 М Н₃РО₄  0,3 н; 0,3 М Ва(ОН)₂  0,6 н.

Используя выражение (12), получаем: V(H₃P0₄)=10·0,6/0,3 = 20 мл.

Задача 5. Какой объем, мл  2 и 14 мас.% растворов NaCl потребуется для приготовления 150 мл 6,2 мас.% раствора хлорида натрия?

Плотности растворов NaCl:

С, мас.%	2	6	7	14
ρ, г/см3	2,012	1,041	1,049	1,101

Решение.

Методом интерполяции рассчитываем плотность 6,2 мас.% раствора NaCl:

_6,2% =_6% + 0,2(_7% —_6% )/(7 – 6) = 1,0410 + 0,0016 = 1,0426 г/см³.

Определяем массу раствора: m = 150·1,0426 = 156,39 г.

Находим массу NaCl в этом растворе: m = 156,39·0,062 = 9,70 г.

Для расчёта объёмов 2 мас.% раствора (V₁) и 14 мас.% раствора (V₂) составляем два уравнения с двумя неизвестными (баланс по массе раствора и по массе хлорида натрия):

156,39 = V₁ 1,012 + V₂ 1,101 ,

9,70 = V₁·1,012·0,02 + V₂·1,101·0,14 .

Решение системы этих двух уравнений дает V₁ =100,45 мл и V₂ = 49,71 мл.

Задачи для самостоятельного решения

3.1. Рассчитайте нормальность 2 М раствора сульфата железа (III), взаимодействующего со щёлочью в водном растворе.

12 н.

3.2. Определите молярность 0,2 н раствора сульфата магния, взаимодействующего с ортофосфатом натрия в водном растворе.

0,1 M.

3.3. Рассчитайте нормальность 0,02 М раствора KMnO₄, взаимодействующего с восстановителем в нейтральной среде.

0,06 н.

3.4. Определите молярность 0,1 н раствора KMnO₄, взаимодействующего с восстановителем в кислой среде.

0,02 M.

3.5. Рассчитать нормальность 0,2 М раствора K₂Cr₂O₇, взаимодействующего с восстановителем в кислой среде.

1,2 M.

3.6. 15 г CuSO₄·5H₂O растворили в 200 г 6 мас.% раствора CuSO₄. Чему равна массовая доля сульфата меди, а также молярность, моляльность и титр полученного раствора, если его плотность составляет 1,107 г/мл?

0,1; 0,695М; 0,698 моль/кг; 0,111 г/мл.

3.7. При выпаривании 400 мл 12 мас.% раствора KNO₃ (плотность раствора 1,076 г/мл) получили 2М раствор нитрата калия. Определить объём полученного раствора, его нормальную концентрацию и титр.

255 мл; 2 н; 0,203 г/мл.

3.8. В 3 л воды растворили 67,2 л хлороводорода, измеренного при нормальных условиях. Плотность полученного раствора равна 1,016 г/мл. Вычислить массовую, мольную долю растворённого вещества и мольное отношение растворённого вещества и воды в приготовленном растворе.

0,035; 0,0177; 1:55,6.

3.9. Сколько граммов NaCl надо добавить к 250 г 6 мас.% раствору NaCl, чтобы приготовить 500 мл раствора хлорида натрия, содержащего 16 мас.% NaCl? Плотность полученного раствора составляет 1,116 г/мл. Определить молярную концентрацию и титр полученного раствора.

74,28 г; 3,05 М; 0,179 г/мл.

3.10. Определить массу воды, в которой следует растворить 26 г ВaCl₂·2H₂O для получения 0,55М раствора ВaCl₂ (плотность раствора 1,092 г/мл). Вычислить титр и моляльность полученного раствора.

192,4 г; 0,111 г/мл; 0,56 моль/кг.

Концентрация
раствора – это величина, отражающая
пропорции между растворенным веществом
и растворителем. Такие качественные
понятия, как «разбавленный» и
«концентрированный», говорят только о
том, что раствор содержит мало или много
растворенного вещества. Для количественного
выражения концентрации растворов часто
используют проценты (массовые или
объемные), а в научной литературе –
число молей или химических эквивалентов
растворенного вещества на единицу
массы или объема растворителя либо
раствора.

Важной
характеристикой растворов служит их
концентрация, кот-я выраж-т относит-е
кол-во компонентов в р-ре. Различ-т
массовые и объемные концентрации,
размерные и безразмерные.К безразмерным
концентрациям
(долям) отн-ся:

1.Массовая
доля — отношение массы
растворённого вещества к массе раствора.
Массовая доля измеряется в долях единицы.

ω_в
=m_в-ва/m_р-ра*100%

2.Объёмная
доля — отношение объёма
растворённого вещества к объёму раствора.
Объёмная доля измеряется в долях единицы
или в процентах.

φ=
V₁/V

V₁—
объём растворённого вещества, л

V—
общий объём раствора, л.

3.Молярная
концентрация (молярность)
— количество растворённого вещества
(число молей) в единице объёма раствора.
Молярная концентрация в системе СИ
измеряется в моль/м³, однако на практике
её гораздо чаще выражают в моль/л или
ммоль/л. Также распространено выражение
в «молярности». Возможно другое
обозначение молярной концентрации C_M
, которое принято обозначать М.

ν
— количество растворённого вещества,
моль;

V
— общий объём раствора, л.

4.Моляльность
— количество растворённого
вещества (число молей) в 1000 г растворителя.

С_m=n/m₁*1000

С_m=n/m₂-m₃*1000

С_m=m₃/M(m₂-m₃)*1000,

где
m₁-масса раствора m₂-масса
растворителя m₃-растворенного
вещества

5.Мольная
доля-отношение число
гр.молекул данного вещества к общему
числу гр.молекул всех веществ им-ся в
растворе. Мольную долю выражают в
долях единицы.

N=n₂/n₁+n₂,

где
n₁-число
растворителя n₂-число
грамм молекул растворенного вещества

6.Титр
раствора — масса
растворённого вещества в 1 мл раствора.

где:

m₁
— масса растворённого
вещества, г;

V
— общий объём раствора, мл;

7.Нормальность
— количество эквивалентов
данного вещества в 1 литре раствора.
Нормальную концентрацию выражают
в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду
моль эквивалентов)

С_н=m/m_Э*V
,

где
m-раствор.в-ва, m_Э-масса
эквивалентов в гр.

9.
Теория электролитической диссоциации.
Основные положения ТЭД.
Степень
и константа диссоциации. Диссоциации
сильных и слабых
электролитов.
Диссоциация соединений с ионным и
ковалентно-полярным
видом связи.

Для
объяснения особенностей водных растворов
электролитов шведским ученым С.Аррениусом
в 1887 г. была предложена ТЭД. В дальнейшем
она была развита многими учеными на
основе учения о строении атомов и
химической связи.

Вещества,
распадающиеся на ионы в растворах или
расплавах и потому проводящие эл.ток,
называются электролитами. К таким
веществам относятся соли, щелочи и
кислоты. В этих веществах преобладает
ионная связь. Вещества, которые в
тех же условиях на ионы не распадаются
и Эл.ток не проводят, называются
неэлектролитами. К таким веществам
относятся кислород, азот, водород, метан
и др. В этих веществах характерна
ковалентная связь.

Соврем-е
содерж-е этой теории можно свести к 3
положениям:

1.
Электролиты при растворении в воде
распадаются (диссоциируют) на ионы —
положительные и отрицательные. Ионы
нах-ся в более устойчивых электронных
состояниях, чем атомы. Они могут состоять
из одного атома — это простые ионы (Na⁺,
Mg^2+, Аl³⁺ и т.д.) — или из нескольких
атомов — это сложные ионы (NО^3-,
SO₂^-4, РО_З^-4и т.д.).

2.
Под действием электрич-о тока ионы
приобр-т направленное движение:
положительно заряж-е ионы движутся к
катоду, отрицательно заряж-е — к аноду.
Поэтому первые наз-ся катионами, вторые
— анионами. Направленное движение ионов
пр-т в рез-те притяжения их противоположно
заряженными электродами.

3.
Диссоциация — обратимый процесс:
параллельно с распадом мол-л на ионы
(диссоциация) протекает процесс соединения
ионов (ассоциация).Поэтому в ур-х
электролитической диссоциации вместо
знака равенства ставят знак обратимости.
Напр, ур-е диссоциации мол-лы электролита
КA на катион К⁺ и анион А^— в
общем виде записывается так: КА↔К⁺
+ А^—

ТЭД
яв-ся одной из основ­ных теорий в
неорг-ой химии и полностью согласуется
с атомно-молекулярным учением и теорией
стр-я атома.

Т.к.
электролитическая диссоциация-проц
обратимый, то в р-рах электролитов наряду
с их ионами присут-т и мол-лы. Поэтому
р-ры электролитов харак-ся степенью
диссоциации (α).

Степень
диссоциации — это отнош-е
числа распавшихся на ионы молекул N’
к общему числу растворенных мол-л N:

Степень
диссоциации электролита опр-ся опытным
путем и выражается в долях единицы или
в процентах. Если α = 0, то диссоциация
отсутствует, а если α = 1 или 100%, то
электролит полностью распадается на
ионы. Если же α = 20%, то это означает, что
из 100 молекул данного электролита 20
распалось на ионы.Различные электролиты
имеют различную степень диссоциации.
Опыт показывает, что она зависит от
концентрации электролита и от температуры.
С уменьшением концентрации электролита,
т.е. при разбавлении его водой, степень
диссоциации всегда увеличивается. Как
правило, увеличивает степень диссоциации
и повышение температуры. По степени
диссоциации электролиты делят на сильные
и слабые.

Состояние
равновесия в
любом обратимом процессе, том числе
электролитической диссоциации, можно
охарактеризовать с помощью константы
равновесия,
которую
в данном случае называют константой
диссоциации слабого
электролита.

Кд=[K⁺][A^—]/[KA]

Применительно
к прочности комплксноых соединений
константу диссоциации называют константой
нестойкости.
Чем меньше константа нестойкости
комплекса, тем в меньшей степени он
распадается на ионы, тем устойчивее это
соединение.

Чем
выше константа, тем легче электролиты
диссоциируют. Многооснов к-ты диссоциируют
ступенчато

Н₂СО₃=Н⁺+НСО₃^—
К₁=[Н⁺][НСО₃^—]/[Н₂СО₃]

НСО₃^—=Н⁺+СО₃^2-
К₂=[Н⁺][СО₃^2-]/[НСО₃^—]

Н₂СО₃=
2Н⁺+СО₃^2-
К=[Н⁺]²
[СО₃^2-]/[Н₂СО₃]
К=К₁+К₂

КА=К⁺+А^—

К_д=[К⁺]
[А^—]/[КА]

Сильные
электролиты – это
соединения, которые в водных растворах
практически полностью диссоциируют на
ионы. У таких электролитов степень
диссоциации стремится к единице. Сильными
электролитами яв-ся почти все соли (том
числе и орг. Кислот.), некоторые неогр.
Кислотыт(HNO₃,HCl,
HI, H₂SO₄),
Щелочи (LiOH, NaOH,
KOH, CsOH,
Ca(OH)₂.

Слабые
электролиты,
напротив в незначительной степени
распадаются на ионы, их степень диссоциации
значительно меньше единицы. К слабым
электролитам от-ся органич. кис-ты
(НСООН,C₆H₅COOH),многие
неогр.кислоты (H₂S,
H₂CO₃,
HCN),
гидрат аммиака NH₃*H₂O_,
вода.

Степень
диссоциации зависит
от концентрации электролита в
растворе. Разбавленные раствора всегда
усиливает диссоциацию ве-ва.

Механизм
электролитической диссоциации ионных
веществ

При
растворении соединений с ионными связями
(например, NaCl) процесс гидратации
начинается с ориентации диполей воды
вокруг всех выступов и граней кристаллов
соли.

Ориентируясь
вокруг ионов кристаллической решетки,
молекулы воды образуют с ними либо
водородные, либо донорно-акцепторные
связи. При этом процессе выделяется
большое количество энергии, которая
называется энергией гидратации.

Энергия
гидратации, величина которой сравнима
с энергией кристаллической решетки,
идет на разрушение кристаллической
решетки. При этом гидратированные ионы
слой за слоем переходят в растворитель
и, перемешиваясь с его молекулами,
образуют раствор.

Механизм
электролитической диссоциации полярных
веществ

Аналогично
диссоциируют и вещества, молекулы
которых образованы по типу полярной
ковалентной связи (полярные молекулы).
Вокруг каждой полярной молекулы вещества
(например, HCl), определенным
образом ориентируются диполи воды. В
результате взаимодействия с диполями
воды полярная молекула еще больше
поляризуется и превращается в ионную,
далее уже легко образуются свободные
гидратированные ионы.

10.
Окислительно-восстановительные реакции.
Реакции, идущие с изменением степени
окисления. Классификация
окислительно-восстановительных
реакций. Окислители и восстановители,
процессы окисления и восстановления.
Шкалы окисления элементов.

Все хим реакции
можно разделить на 2
типа. К 1типу
отн-ся реакции, протек-е без
изм-я степени окисления атомов,
вход-х в состав реагир-х в-в. Например:

=

Как видно, степень
окисления каждого из атомов до и после
реакции осталась без изменения. Ко 2
типу относятся
реакции, идущие с
изм-ем степени окисления атомов
реагир-х в-в. Например:

=

атомы брома и хлора изменяют степень
окисления.

Реакции, протек-е с
изм-ем степени окисления атомов, входящих
в состав реагир-х в-в, называются
окислительно-восстановительными.

Изм-е степени
окисления связ-о с оттягиванием или
перемещ-ем электронов. ОВР — самые
распростр-е и играют большую роль в
природе и технике. Основные положения
теории ОВР. 1. Окислением
наз-ся процесс отдачи электронов атомом,
мол-ой или ионом. Напр:

Al – 3e- =
Al³⁺
Fe²⁺
— e- = Fe³⁺

H₂
– 2e- = 2H⁺

2Cl^—
— 2e- = Cl₂

При окислении степень
окисления повышается.

2. Восстановлением
наз-ся процесс присоед-я электронов
атомом, молекулой или ионом. Напр:S
+ 2е- = S^2-
Сl₂
+ 2е- = 2Сl^—
Fe³⁺
+ e-
= Fe²⁺

При восстановлении
степень окисления понижается.

3. Атомы, мол-лы или
ионы, отдающие электроны наз-ся
восстановителями.
Во время реакции они окисляются. Атомы,
мол-лы или ионы, присоед-ие электроны,
называются окислителями.
Во время реакции они восстанавливаются.
Т.к. атомы, мол-лы и ионы входят в состав
опр в-в, то и эти в-ва соответственно
наз-ся восстановителями
или окислителями.

4. Окисление всегда
сопровожд-ся восстан-ем, и наоборот,
восстановление всегда связано с
окислением, что можно выразить уравнениями:

Восстановитель –
е- Окислитель

Окислитель + е-
Восстановитель

Поэтому ОВР представ-т
собой единство двух противопол-х проц-в
– окис-я и восстан-я. Число электронов,
отдаваемых восстановителем, равно
числу электронов, присоединяемых
окислителем.

Межмолекулярные
ОВР. Окислитель
и восстановитель нах-ся в разных в-вах;
обмен электронами в этих реакциях пр-т
му различными атомами или мол-ми:

S0 + O₂⁰
= S+4O₂^-2

S — восстановитель;
O₂
— окислитель

Cu⁺²O
+ C⁺²O
=Cu⁰
+ C⁺⁴O₂

CO — восстановитель;
CuO — окислитель

Zn⁰
+ 2HCl
= Zn⁺²Cl₂
+ H₂0

Zn — восстановитель;
HСl – окислитель

Сюда же отн-ся реакции
му в-ми, в кот-х атомы одного и того же
элемента им-т разные степени окисления

H₂S^-2
+ H₂S⁺⁴O₃
= 3S⁰
+ 3H₂O

Внутримолекулярные
ОВР. Во
внутримолекулярных реак-х окислитель
и восстановитель нах-ся в одной и той
же мол-ле. Внутримолек-е реакции протекают,
как правило, при термическом разложении
в-в, содерж-х окислитель и восстановитель.

2KCl⁺⁵O₃^-2
® 2KCl^-1
+ 3O₂⁰

Cl⁺⁵
— окислитель; О^-2
– восстановитель

_t

N^-3H₄N⁺⁵O₃
= N₂⁺¹O
+ 2H₂O

N⁺⁵
— окислитель; N^-3
— восстановитель

2Pb(N⁺⁵O₃^-2)₂
=2PbO
+ 4N⁺⁴O₂
+ O₂⁰

N⁺⁵
— окислитель; O^-2
— восстановитель

Диспропорционирование
— ОВР, в которой один элемент одноврем-но
повышает и понижает степень окисления.

Cl₂⁰
+ 2KOH =KCl⁺¹O
+ KCl^-1
+ H₂O

3K₂Mn⁺⁶O₄
+ 2H₂O
=2KMn⁺⁷O₄
+
Mn⁺⁴O₂
+
4KOH

3HN⁺³O₂
=HN⁺⁵O₃
+ 2N⁺²O
+ H₂O

2N⁺⁴O₂
+ 2KOH =KN⁺⁵O₃
+ KN⁺³O₂
+
H₂O

Шкала.

→ отдача
электронов, окисление, -ne

← присоединение
электронов, восстановление, + ne

-4 -3 -2 -1 0
+ 1 + 2 + 3 + 4 + 5 + 6 + 7

11.
Способы подбора и расстановки коэффициентов
в уравнениях ОВР. Роль среды в
окислительно-восстановительных реакциях.
Стандартные окислительно-восстановительные
потенциалы, их использование для оценки
направленности процессов.

Электронный
баланс
— метод нахождения коэфф-в в уравнениях
ОВР, в кот-м рассматрив-ся обмен электронами
му атомами элементов, изменяющих свою
степень окисления. Число электронов,
отданное восстановителем равно числу
электронов, получаемых окислителем.
Ур-е состав-ся в неск-ко стадий:

1.Записывают
схему реакции.

KMnO₄
+ HCl
=KCl
+ MnCl₂
+
Cl₂
+ H₂O

2.Проставляют
степени окисления над знаками элементов,
кот-е меняются.

KMn⁺⁷O₄
+ HCl^-1
= KCl + Mn⁺²Cl₂
+
Cl₂⁰
+ H₂O

3.Выделяют
элементы, изменяющие степени окисления
и опр-т число электронов, приобретенных
окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn⁺⁷
+ 5ē = Mn⁺²

2Cl^-1
— 2ē = Cl₂⁰

4.Уравнивают
число приобретенных и отдаваемых
электронов, устанавливая тем самым
коэффициенты для соединений, в кот-х
присут-ют элементы, измен-щие степень
окисления.

Mn⁺⁷
+ 5ē = Mn⁺² 2

2Cl^-1
— 2ē= Cl₂⁰ 5

––––––––––––––––––––––––

2Mn⁺⁷
+ 10Cl^-1
= 2Mn⁺²
+ 5Cl₂⁰

5.Подбирают
коэффиц-ты для всех остальных участников
реакции.

2KMn⁺⁷O₄
+ 16HCl^-1=
2KCl + 2Mn⁺²Cl₂
+ 5Cl₂⁰
+ 8H₂O

Электронно-ионный
баланс (метод полуреакций)
метод нахождения коэффиц-в, в кот-м
рассматр-ся обмен электронами му ионами
в р-ре с учетом хар-ра среды:

2Cl^1-
– 2ē ® Cl₂⁰ 5

MnO₄^1-
+ 8H⁺
+ 5ē = Mn²⁺
+ 4H₂O 2

7+
2+

––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

10Cl^—
+ 2MnO₄^1-
+ 16H⁺
=5Cl₂⁰
+ 2Mn²⁺
+ 8H₂O

(для
уравнивания ионной полуреакции используют
H⁺,
OH^—
или воду)

Типичные
реакции окисления-восстановления.

Реакции
с участием перманганата калия в качестве
окислителя

При
взаимод-и перманганата калия с
восстановителем обр-ся различные
продукты восстановления в завис-ти от
pH среды.

Реакции
в
кислой
среде.

5K2S⁺⁴O₃
+ 2KMn⁺⁷O₄
+
3H₂SO₄
=6K₂S⁺⁶O₄
+ 2Mn⁺²SO₄
+
3H₂O

электронный
баланс

Mn⁺⁷
+ 5ē = Mn⁺² 2

S⁺⁴
– 2ē = S⁺⁶ 5

метод
полуреакций

MnO^4-
+ 8H⁺
+ 5ē =Mn²⁺
+ 4H₂O 2

SO₃^2-
+ H₂O
– 2ē=SO₄^2-
+ 2H⁺ 5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO^4-
+ 16H⁺
+ 5SO₃^2-
+ 5H₂O
=2Mn²⁺
+ 8H₂O
+ 5SO₄^2-
+ 10H⁺

или
2MnO^4-
+ 6H⁺
+ 5SO₃^2-
=2Mn²⁺
+ 3H₂O
+ 5SO₄^2-

Фиолетовый
р-р KMnO₄
обесцвечивается при добавлении р-ра
K₂SO₃.

Реакции
в нейтральной среде

3K₂S⁺⁴O₃
+ 2KMn⁺⁷O₄
+
H₂O
=3K₂S⁺⁶O₄
+2Mn⁺⁴O₂¯
+ 2KOH

электронный
баланс

S⁺⁴
– 2ē =S⁺⁶ 3

Mn⁺⁷
+ 3ē = Mn⁺⁴ 2

метод
полуреакций:

MnO₄^1-
+ 2H₂O
+ 3ē = MnO2 + 4OH^— 2

SO3^2-
+ 2OH^—
— 2ē = SO4^2-
+ H2O 3

2MnO4^—
+ 4H2O + 3SO3^2-
+ 6OH^—
® 2MnO2 + 8OH^—
+ 3SO4^2-
+ 3H2O

или
2MnO4^—
+ H2O + 3SO3^2-
® 2MnO2 + 2OH- + 3SO4^2-

Фиолетовый
р-р KMnO4 после окончания реакции
обесцвечивается и набл-ся выпадение
бурого осадка.

Реакции
в щелочной среде.

K2S⁺⁴O3
+ 2KMn⁺⁷O4
+ 2KOH
® K2S⁺⁶O4
+2K2Mn⁺⁶O4
+ H2O

электронный
баланс

S⁺⁴
– 2ē = S⁺⁶ 1

Mn⁺⁷
+ 1ē = Mn⁺⁶ 2

метод
полуреакций:

SO₃^2-
+ 2OH^—
— 2ē =SO₄^2-
+ H₂O 1

MnO₄^1-
+ ē ® MnO₄^2- 2

SO3^2-
+ 2OH^—
+ 2MnO4^—
® SO4^2-
+ H2O + 2MnO4^2-

Фиолетовый
р-р KMnO4
превращается в зеленоватый раствор
K2MnO4.

Т.о.,

Электродный
потенциал. Уравнение Нернста. Если
пластину любого металла погрузить в
воду или р-р электролита, содерж-й ионы
этого металла, то небольшая часть металла
перейдет в раствор, в форме положительно
заряженных ионов, а сама пластина,
концентрируя на себе избыток свободных
электронов, приобретает отрицательный
заряд. Такому переходу содействует
связывание ионов металла с молекулами
воды (растворителя).В итоге устанав-ся
равновесие

Me
↔
Me²⁺
+
2e

Me²⁺
+ m H₂O
↔
Me²⁺
·
m H₂O

Me
+ m H₂O
↔
Me²⁺
·
m H₂O
+2e

Положительно
заряженные ионы Me⁺²,
перешедшие в раствор, концентрируются
у поверхности пластины, приобретающей
отрицательный заряд, в рез-те возник-т
двойной электрический слой (ДЭС),
обусловлив-й резкий скачок электрического
потенциала на границе металл — раствор
электролита. Эту разность электрических
потенциалов или скачок потенциала на
границе металл-раствор электролита
наз-т электродным
потенциалом. Величина
электродного потенциала зав-т от природы
металла, концентрации, точнее активности
ионов металла в растворе и температуры.

Математически
эта завис-ть выраж-ся ур-ем В.Г.Нернста
(1888).

E_Me
=
E⁰_Me
+ (R ∙T/n ·F) / ln а_Meⁿ⁺,

а
в случае разбавленных
растворов полностью диссоциирующих
солей данного металла

Е_Me
=
E⁰_Me
+
(R∙T/n · F) / ln
[Meⁿ⁺
],

где
E⁰_Me—
стандартный электродный потенциал

R-
универсальная
газовая
постоянная

F-
постоянная Фарадея

n
— заряд иона металла

а_Me,ⁿ⁺
_,
[
_Meⁿ⁺]
– активность или концентрация ионов
металла (мольл)

После
перехода от натурального логарифма к
десятичному и подстановки значений

R=8,314Джмоль·
К

T=298,15
К

F=96500
Кл, точнее 96487 Кл уравнение примет
вид

E_Me
=
E⁰_Me
+
0,0592/n ·lg

[Meⁿ⁺]

Стандартные
электродные потенциалы. Эксперимент-но
опр-ть абсолютное знач-е электродного
потенциала невозможно. Поэтому на
практике измер-ся разность потенциалов
му электродным потенциалом исследуемой
системы и потенциалом электрода
сравнения. В качестве стандартного
электрода сравнения использ-т водородный
электрод.
2Н⁺+2е
↔
Н_{2
(твердая фаза) ,}кот-е
харак-ся опр значением скачка потенциала
на межфазной границе. Электродный
потенциал называется стандартным
водородным потенциалом Е⁰_2Н+/H2,
а его значение принято равным нулю.
Сочетая
электрод исследуемой ОВ системы со
стандартным водородным электродом
опр-т потенциал Е данной системы.

Потенциалы,
измеренные при температуре равной 25⁰С,
Р=101,325кПа и концентрации ионов 1 моль/л
называются
стандартными электродными потенциалами
Е⁰
или окислительно – восстановительным
или редокс – потенциалами.
В таблице распол-ны в порядке их
возрастания, что соответ-т падению
восстановительной и росту окислительной
активности.

Система
с большим электродным потенциалом
всегда яв-ся окислителем по отношению
к системе с меньшим потенциалом.

1)
чем меньше электродный потенциал металла
Е⁰
,тем
легче он окисляется и труднее
восстанавливается из своих ионов. Чем
меньше алгебраическая величина
потенциала, тем выше восстановительная
способность этого металла и тем ниже
окислительная способность его ионов
(в ряду стандартных электродных
потенциалов).2) металлы, имеющие
отрицательные значения электродных
потенциалов , стоящие левее водорода,
способны его вытеснять из разбавленных
растворов кислот.3) каждый металл способен
вытеснять (восстанавливать) из растворов
солей те металлы, которые имеют более
высокий электродный потенциал. 4) с
ростом потенциала полуреакций
окислительная
форма/ восстановительная форма (сверху
вниз) в ряду стандартных электродных
потенциалов уменьшаются восстановительные
свойства восстанавленной формы и
увеличиваются окислительные свойства
окисленной формы.

12.
Периодический закон. Периодическое
изменение свойств химических элементов
(потенциала ионизации, сродства к
электрону, радиуса атомов и
электроотрицательности), а также простых
и сложных веществ на примере высших
оксидов и гидроксидов элементов второго
и третьего периодов.

Периодический
закон – один из важнейших законов химии.

Этот
закон открыл 1 марта 1896 г. великий русский
учёный-химик Дмитрий Иванович Менделеев
(1834 -1907). Попытка классифицировать
химические элементы имели место и до
Менделеева, замечая сходство некоторых
элементов, объединяли их отдельные
группы (Мейер), отмечали, что свойства
веществ в порядке возрастания атомного
веса повторяются через семь элементов
(Ньюлендс), выделяли триады элементов,
в которых свойства среднего элемента
являлись средними между мвойствами
крайных элементов (Доберейнер). В этих
работах не было теоретических обобщений,
не было найдено причины замеченных
изменений свойств.

В
середине XIX в. было известно около 63
химических элементов. Д.И. Менделеев
полагал, что должен существовать закон,
который объединяет все химические
элементы. Менделеев считал, что главной
характеристикой элемента является его
атомная масса. Поэтому он расположил
все известные элементы в один ряд в
порядке увеличения их атомной массы.

В
ряду от Li до F металлические свойства
элементов ослабляются, а неметаллические
свойства усиливаются. Аналогично
изменяются свойства элементов в ряду
от Na до Cl. Следующий элемент K, как Li и
Na, является типичным металлом.

Высшая
валентность элементов увеличивается
от 1 у Li до 5 у N (кислород и фтор имеют
постоянную валентность, соответственно
II и I) и от I у Na до VII у Cl. Следующий элемент
K, как Li и Na, имеет валентность I.

В
ряду оксидов от Li₂O до N₂O₅
и гидроксидов от LiOH до HNO₃ основные
свойства ослабляются, а кислотные
свойства усиливаются. Аналогично
изменяются свойства оксидов и гидроксидов
в ряду от Na₂O и NaOH до Cl₂O₇
и HClO₄. Оксид калия K₂O как и
оксиды лития и натрия Li₂O и Na₂O,
является основным оксидом, а гидроксид
калия KOH, как и гидроксиды лития и натрия
LiOH и NaOH, являются типичным основанием.

Аналогично
изменяются формы и свойства водородных
соединений неметаллов от CH₄ до HF
и от SiH₄ до HCl.

Такой
характер изменения свойств элементов
и их соединений, какой наблюдается при
увеличении атомной массы элементов,
называется периодическим изменением.
Свойства всех химических элементов при
увеличении атомной массы изменяются
периодически.

Менделеев
назвал элементы, попавшие в один
вертикальный ряд, группой, и внизу каждой
группы поставил формулу окисла,
свойственную всем элементам, попавшим
в одну группу. Элементы 4,5,6 и 7 группы
образует соединения с водородом, общие
формулы которых также поставлены в
периодической таблице.

Периоди­ческого
закона: свойства элементов, а также
формы и свойства их соединений находятся
в периодической зависимости от величины
положительного заряда ядра их атомовю

Таким
образом, металлическое свойства наиболее
ярко выражены у элементов, находящихся
в левом нижнем углу перод.таблицы, а
неметаллические св-ва ярче выражены у
элементов, занимающих верхний правый
угол таблицы. Условная граница, отделяющая
металлы от неметаллов, проходит по линии
от верхней средней точки к нижнему
правому углу; элементы, расположенные
вблизи этой прямой, характеризуются
промежуточными св-вами. Таковы элементы:
бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма,
теллур и полоний.

Потенциал
ионизации. Потенциал ионизации
представляет собой энергию, необходимую
для отрыва наиболее слабо связанного
электрона из атома в его нормальном
состоянии. Может быть выражено в кДж/моль
или эВ/атом. Наименьшие потен иониз у
щелоч-х мет, наибольшее у инертных газов.

Сродство
к электрону. Сродством к электрону
называется энерге­тический эффект F
процесса присоединения электрона к
нейтральному атому Э с превращением
его в отрицательный ион Э^—: Э +
е- = Э^— ± F

Сродство
к электрону может быть выражено в
кДж/моль или эВ/атом. Сродство к электрону
численно равно, но противоположно по
знаку энергии ионизации отрицательно
заряженного иона Э^—.

Надежные
значения сродства к электрону найдены
лишь для не­большого числа элементов.
Понятно, что сродство к электрону
за­висит от электронной конфигурации
атома, и в характере его изме­нения с
увеличением порядкового номера элемента
наблюдается от­четливо выраженная
периодичность. Сравнение с изме­нением
энергии ионизации показывает, что
максимумы и минимумы на кривой сродства
к электрону смещены по сравнению с
кривой энер­гии ионизации на один
элемент влево.

Выделением
энергии сопровождается присоединение
одного элек­трона к атомам кислорода,
серы, углерода и некоторым другим. Та­ким
образом, для указанных элементов силы
притяжения к ядру дополнительного
электрона оказываются большими, чем
силы оттал­кивания между дополнительным
электроном и электронной оболоч­кой
атома. Присоединение последующих
электронов, т. е. двух, трех элект­ронов
и более к атому, согласно квантовомеханическим
расчетам, невозможно. Поэтому одноатомные
(простые) многозарядные анионы (О^2-,
S^2-, N^3-) в свободном состоянии
существовать не могут. Наибольшие
сродство к электрону у галогенов,
наименьшие у мет.

Электроотрицательность.
Понятие электроотрицательности (ЭО)
– способность атома притягивать к себе
валентные электроны др элемен­.
Очевидно, что эта способность зависит
от энергии ионизации атома и его сродства
к электрону. ЭО не может быть выражена
в ед-х каких либо физическ величин,
поэтому для ее количественного определения
предложены несколько шкал, одна из них
разработана Полингом. по его шкале ЭО
фтора(наиболее ЭО) условно принято =4;
на 2ом месте О₂; 3ем N и CI. Имеется
около 20 шкал электроотрицатель­ности,
в основу расчета значений которых
положены разные свойства веществ.
Значения ЭО разных шкал отличаются,
но относительное расположение элементов
в ряду электро­отрицательностей
примерно одинаково.

Строго
говоря, элементу нельзя приписать
постоянную ЭО. Она зависит от многих
факторов, в частности от валентного
состояния элемента, типа соединения, в
которое он вхо­дит, и пр. Тем не менее,
это понятие полезно для качественного
объ­яснения свойств химической связи
и соединений.

Атомные
и ионные радиусы

Вследствие
волнового характера движения электрона
атом не имеет строго определенных
границ. Поэтому измерить абсолютные
размеры атомов невозможно. За радиус
свободного атома можно при­нять
теоретически рассчитанный так назы­ваемый
орбитальный радиус – это расстояние
от ядра до наиболее удаленного от него
максимума функций радиального
распределения электронной плотности.
Для любого атома может быть только один
орбитальный радиус в нормальном состоянии
и сколько угодно в возбужденном.
Практически приходится иметь дело с
радиусами атомов, связанных друг с
другом тем или иным типом химической
связи. Такие радиусы следует рассматривать
как неко­торые эффективные (т, е,
проявляющие себя в действии) величины.
Эффективные радиусы определяют при
изучении строения молекул и кристаллов.

Изменение
атомных и ионных радиусов в периодической
систе­ме имеет периодический характер.
В периодах атом­ные и ионные радиусы
по мере увеличения заряда ядра в общем
уменьшаются. Наибольшее уменьшение
радиусов наблюда­ется y элементов
малых перио­дов, так как у них происходит
заполнение внешнего электрон­ного
слоя. В больших же перио­дах в пределах
семейств d- и f-элементов наблюдается
более плавное уменьшение радиусов. Это
уменьшение называется со­ответственно
d- и f-сжатием.

В
подгруппах эффективные радиусы атомов
увеличи­ваются из-за роста числа
электронных слоев. При этом в подгруппах
s- и р-элементов рост эффективных ра­диусов
происходит в большей мере по сравнению
с подгруппами d-элементов.

Существенно
подчеркнуть еще одну особенность для
подгрупп d-элементов. Увеличение атомных
и ионных радиусов в подгруппах d-элементов
в основном отвечает переходу от элемента
4-го к элементу 5-го периода. Соответствующие
же радиусы d-элементов 5-го и 6-го периодов
данной подгруппы примерно одинаковы.
Это объясняется тем, что увеличение
радиусов за счет возрастания числа
электронных слоев при переходе от 5-го
к 6-му периоду компенсируется f
-сжатием, вызванным заполнением 4 f
-подслоя у f -элементов 6-го периода.
При аналогичных электронных конфигурациях
внешних слоев и при­мерно одинаковых
размерах атомов и ионов для d-элементов
5-го и 6-го периодов данной подгруппы
характерна особая близость свойств.

13.
Периодическая система элементов Д.И.
Менделеева. Структура периодической
системы. Различные
варианты периодической таблицы.
Групповая, типовая, электронная аналогия.
Кайносимметрия. Горизонтальная и
диагональная аналогии. Верхняя и нижняя
границы системы.

Основной
закон химии – ПЗ был открыт Д.И.Менделеевым.
в основу ПЗ Д.И.Менделеев положил атомные
массы и хим св-ва эл-в. Д.И.Менделеев
получил естественный ряд хим эл-в, в
кот-м он обнаружил периодическую
повторяемость хим св-в. ПЗ в формулировке
Д.И.Менделеева: свойства простых тел,
а также формы и свойства соединений
эл-в нах-ся в периодической зависимости
от величины атомных весов эл-в.

Периодический
закон является фундаментальным законом
природы, отражающим единство количественной
(заряд ядра, число электронов, атомная
масса) и качественной (распределение
электронов, совокупность свойств)
характеристик элементов.
Совокупность
этих характеристик должна обеспечивать
инвариантность положения элемента в
таблице

На
основе ПЗ Д.И.Менделеев создал ПС хим
эл-в. Она состоит из 7 периодов
(горизонтальные делится на малые и
большие ряды), 8 групп (вертикальные
делится на главную и побочную). В главных
подгруппах хим св-ва меняются от немеет
к мет.

Форма
ПС предложенная Д.И.Менделеевым, наз-ся
короткопериодной или классической. В
наст вр используется др форма ПС
длиннопериодная, в которой все периоды
– малые и большие – вытянуты в длинные
ряды.

В
группы ПС объединяются элементы с
одинаковым общим числом электронов
достраивающихся оболочках независимо
от их типа. Подобное объединение позволяет
выделить наиболее общий вид аналогии,
который называется групповой
аналогией и просматривается
только в высшей степени окисления,
отвечающей номеру группы. Групповая
аналогия далеко формируется по наиболее
общему признаку — числу валентных
электронов — без учета типа валентных
орбиталей.

Эл-ты,
принадлежащие к одной подгр, обладают
более близким сходством в свойствах, в
основе которого лежит одинаковый тип
валентных орбиталей заполняющихся
электронами. Эта более глубокая аналогия
называется типовой аналогией.
Таким образом, элементы, принадлежащие
одной подгруппе, являются тип — аналогами.
Пример Ш группы бор, алюминий и подгрупп
галлия, образующие главную подгруппу
(или Ш А-группу). являются тип –аналогами,
поскольку для всех этих эл-тов характерен
одинаковый тип валентных орбиталей
(ns²np¹). Элементы подгруппы
скандия. образующие побочную подгруппу
Ш группы (или Ш В-группу), также яв-ся му
собой тип — аналогами (валентная
электронная конфигурация (n-1)d¹ns²).

Элементы
малых периодов (2-го и 3-го) с точки зрения
электронного строения харак-ся
качественным своеобразием по сравнению
со всеми остальными элементами. Это
своеобразие заключается в том, что у
элементов 2го и 3го периодов под валентной
электронной оболочкой находится атомный
остов предыдущего инертного газа. Что
касается s-элементов. то аналогичная
ситуация наблюдается и для элементов
больших периодов. Например, электронные
конфигурации атомов Nа и Сs соответственно
[Nе]¹⁰3s¹ и [Хе]⁵⁴6s¹,а
электронные конфигурации ионов Nа⁺
и Сs⁺ совпадают с электронными
структурами неона и ксенона, т.е.
аналогичны. Электронная аналогия
это подобие валентных электронных
конфигураций.

Подобные
закономерности в электронном строении
наблюдаются и в остальных группах. Таким
образом, элементы малых периодов
проявляют электронную аналогию, как с
элементами главных подгрупп, так и с
представителями побочны подгрупп (в
различных степенях окисления) и,
следовательно, определяют облик группы
в целом. Поэтому элементы малых периодов
называют типическими. Этот термин
был введен Д.И.Менделеевым.

Орбитали
которые появляются впервые, называются
кайносимметричными (от

греч. “кайнос” — новый, т.е. новый
тип симметрии орбиталей). К таким
орбиталям относятся 1s, 2p, 3d, 4f и т.д. Для
всех таких орбиталей и характерно
наличие единственного максимума на
кривой радиального распределения
электронной плотности.
Таким образом.
для кайносимметричных орбиталей
характерно отсутствие внутренних
заполненных орбиталей той же симметрии.

Горизонтальная
и диагональная аналогия. Своеобразным
следствием внутренней периодичности
является так называемая горизонтальная
аналогия, смысл которой заключается
в том, что в ряде случаев соседи в
горизонтальных рядах обладают заметным
химическим сходством. Наиболее известна
горизонтальная аналогия в триадах
8В-группы(Fе — Со — Ni; Ru — Rh — Рd; Оs —Iг-Рt)

Помимо
отмеченных выше видов аналогии (групповая,
типовая) в Периодической системе
существует определенное сходство
элементов, расположенных по диагонали,
— так называемая диагональная аналогия.
Наиболее известна аналогия в
диагональных парах Li — Мg, Ве — А1, В —
Si. Диагональная аналогия может проявляться
в двух формах: сходстве общего химического
характера элементов, проявляющемся во
всех однотипных соединениях, и в
возможности изоморфного замещения
диагональных аналогов в сложных
соединениях (диагональная аналогия в
узком смысле). Отметим, что диагональная
аналогия в широком смысле возможна
только для элементов начала малых
периодов и не наблюдается как при
переходе к более тяжелым групповым
аналогам, так и при дальнейшем продвижении
вправо.