Вопросы к экзамену по дисциплине «Неорганическая химия» для подготовки бакалавров по направлению 190302.62(260100.62), 190303.62 (261700.62) и 190304.62 (2608000.62) (стр. 1 )

Вопросы к экзамену по дисциплине «Неорганическая химия» для подготовки бакалавров по направлению 190302.62(260100.62), 190303.62 (261700.62) и  190304.62 (2608000.62)

Протонно-нейтронная теория строения атомного ядра. Изотопы, изобары.

В том же 1932 г. появилась протонно-нейтронная теория состава ядра атомов: "Ядра атомов всех элементов, кроме водорода, состоят из протонов и нейтронов". Она была одновременно предложена русскими учёными и и немецким ученым В. Гейзенбергом. Число протонов в ядре определяет его положительный заряд(Z), а суммарное число протонов и нейтронов равно атомной массе (А). Если число нейтронов обозначить N, то атомная масса равна A=Z N, отсюда N=A - Z.

Вместе протоны и нейтроны называются нуклоны (ядерные частицы)

Изотопы разновидность атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковое зарядовое число, но различную атомную массу (Z-const).

Изобары разновидность атомов различных элементов, имеющих различное зарядовое число, но одинаковую атомную массу. (Z N=const)

Изотоны атомы различных элементов, имеющие одинаковое число нейтронов (N=const).

Распределение электронов в атомах элементов. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип наименьшей энергии. Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 22 и 35.

Электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией.

На основании изучения линейчатых спектров атомов была установлена следующая последовательность по энергии атомных орбиталей для многоэлектронных атомов:

1+0; 2+0; 2+1; 3+0; 3+1; 4+0; 3+2; 4+1;

1; 2; 3; 3; 4; 4; 5; 5;

Для запоминания этого ряда удобно пользоватьсяправилами Клечковского.

1) В атоме электроны заполняют уровни и подуровни в направлении возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел

2) Если для двух различных уровней и подуровней сумма совпадает, то в первую очередь заполняется тот подуровень, у которого меньше значение главного квантового числа.

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

каждая квантовая ячейка может быть занята не более, чем двумя электронами с противоположно направленными спинами.

Первое следствие из принципа Паули.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.

Второе следствие из принципа Паули.

Максимальное число электронов на данном энергетическом подуровне определяется выражением.

В пределах одного и того же подуровня заполнение орбиталей происходит таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

У некоторых элементов (как правило, имеющих электроны ) происходит так называемый «проскок» электронов. Например, атом хрома имеет конфигурацию внешнего уровня.

Квантово-механические представления позволяют объяснить взаимодействия между электронами и ядром в атоме, между атомами – в молекуле, между атомами, ионами и молекулами в комплексных соединениях, газах, жидкостях и твердых телах. На базе квантово-механической теории получил дальнейшее развитие основополагающий закон химии – периодический закон .

Максимальная устойчивость атома (как системы) соответствует минимуму его полной энергии. В атоме каждый электрон стремится занять положение, соответствующее минимальному значению энергии, что отвечает наибольшей его связи с ядром. Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней в атоме электронами происходит в соответствии с этим принципом наименьшей энергии.

22
Ti
титан
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

35

бром
Br 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6 3d10, 4s2 4p5

Характеристика электронов четырьмя квантовыми числами. Принцип Паули. Правило Гунда. Принцип наименьшей энергии. Периодическая система и электронное строение атомов. Приведите примеры.

См. вопрос 2.

Периодическая система химических элементов
(естественная система химических элементов)

Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может бытьдлиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.

В периодах (с увеличением порядкового номера)

увеличивается заряд ядра, увеличивается число внешних электронов, уменьшается радиус атомов, увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации), увеличивается электроотрицательность, усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"), ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"), ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов, возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

В группах (с увеличением порядкового номера)

увеличивается заряд ядра, увеличивается радиус атомов (только в А-группах), уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах), уменьшается электроотрицательность (только в А-группах), ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах), усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах), возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).

Относительные атомные и молекулярные массы. Молярная масса. Моль как мера количества вещества. Закон Авогадро. Молярный объем газа при нормальных условиях.

Относительной атомной массой является величина, равная отношению реальной массы атома конкретного химического элемента к 1/12 реальной массы атома углерода. Это безразмерная величина, так как делятся две массы.

Однако абсолютная атомная масса равна относительной по значению и имеет единицу измерения а. е.м.

То есть относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса конкретного атома больше 1/12 атома углерода.

МОЛЯРНАЯ МАССА – физическая величина, равная отношению массы к количеству вещества.

МОЛЬ - это КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА, равное 6,02.1023 структурных единиц данного вещества – молекул (если вещество состоит из молекул), атомов (если это атомарное вещество), ионов (если вещество является ионным соединением).

Закон Авогамдро — одно из важных основных положений химии, гласящее, что «в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковой температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул», было сформулировано ещё в 1811 году Амедео Авогадро (1776—1856), профессором физики в Турине.

Значение 6,02·1023 называется ПОСТОЯННОЙ АВОГАДРО в честь итальянского химика Амедео Авогадро. Это универсальная постоянная для мельчайших частиц любого вещества. Она имеет обозначение NA. Иногда ее также называют ЧИСЛОМ АВОГАДРО.

Первое следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объём.

В частности, при нормальных условиях, т. е. при 0 °C (273К) и 101,3 кПа, объём 1 моля газа равен 22,4 л. Этот объём называют молярным объёмом газа Vm. Пересчитать эту величину на другие температуру и давление можно с помощью уравнения Клапейрона:

.

Второе следствие из закона Авогадро: молярная масса первого газа равна произведению молярной массы второго газа на относительную плотность первого газа ко второму.

Постоянная Авогадро NA = 6,02·1023

1 МОЛЬ любого газа при нормальных условиях (н. у.) занимает объем 22,4 л.

Нормальными условиями (н. у.) считают температуру 0 оС (273 K) и давление 1 атм (760 мм ртутного столба или 101 325 Па).

5. Основные законы химии. Закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон Авогадро, закон эквивалентов.

Закон сохранения массы — закон физики, согласно которому масса физической системы сохраняется при всех природных и искусственных процессах.

Для химических реакций Лавуазье сформулировал закон так: ничто не творится ни в искусственных процессах, ни в природных, и можно выставить положение, что во всякой операции [химической реакции] имеется одинаковое количество материи до и после, что качество и количество начал остались теми же самыми, произошли лишь перемещения, перегруппировки.