Главная страница «Первого сентября» • Главная страница журнала «Химия» • Содержание №10/2004

РАБОЧИЕ ТЕТРАДИ

 

Ю.И.ПАХОМОВ

Сборник
практических работ
по химии

11 класс

СОДЕРЖАНИЕ

Практическая работа 1. Характеристика состояния электронов в атоме и распределение их по орбиталям.
Практическая работа 2. Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева с точки зрения строения атомов.
Практическая работа 3. Химическая связь. Особенности и свойства ковалентной связи.
Практическая работа 4. Методы составления уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Практическая работа 5. Получение комплексных соединений.
Практическая работа 6. Коллоидные растворы.
Практическая работа 7. Действие катализаторов.
Практическая работа 8. Химическое равновесие и его смещение.
Практическая работа 9. Восстановительные свойства металлов. Работа гальванического элемента.
Практическая работа 10. Роль гальванических пар при коррозии и защите металлов.
Практическая работа 11. Решение экспериментальных задач по разделу «Основы общей химии».

 

Практическая работа 1.
Характеристика состояния
электронов в атоме и распределение
их по орбиталям

Цели. Повторить и закрепить закономерности поведения электронов в атоме, их дуализм, понятия об орбиталях и квантовых числах, характеризующих состояние электрона в атоме, закономерности распределения электронов по орбиталям и взаимосвязь их со структурой периодической системы химических элементов (ПСХЭ) Д.И.Менделеева.
Оборудование. Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, модели
s-, p-, d-, f-орбиталей, таблица распределения электронов по квантовым уровням, схема порядка заполнения электронных орбиталей.

Электроны в атомах обладают различным запасом энергии и двойственной природой. Это материальные частицы с очень незначительной массой, и одновременно их представляют как электромагнитные волны с определенной частотой колебаний. Электроны находятся лишь в определенных квантовых состояниях (квант – порция энергии), соответствующих значениям энергии связи с ядром. Согласно теории М.Планка испускание электромагнитных волн не непрерывно. Атомы поглощают и испускают энергию порциями – квантами. Вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами: главным n, побочным l, магнитным m и спиновым s.
Главное квантовое число n определяет энергию электрона на данной орбитали и степень удаления от ядра. Значения n = 1, 2, 3… обозначают электронные слои: 1-й (n = 1) – K,
2-й (n = 2) – L и далее – M, N, O, P, Q.
Побочное (орбитальное) квантовое число l принимает значения от 0 до
n – 1. Оно определяет форму атомной орбитали. При l = 0, независимо от n, – сферическая форма (s-орбиталь); при l = 1 – гантелеобразная форма
(p-орбиталь); при l = 2 – форма розетки или сложной гантели (d-орбиталь).
Магнитное квантовое число m определяет положение атомной орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля. Каждому значению l соответствует
2l + 1 значений m (от –l до +l).
Спиновое квантовое число s отражает собственный момент количества движения электрона. Оно может принимать два значения: +1/2 или –1/2.

Таблица

Распределение электронов по квантовым уровням

Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном состоянии электронов (распределение по орбиталям), которое можно оценить на основе следующих закономерностей.

Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями четырех квантовых чисел. На одной атомной орбитали не может быть более двух электронов с противоположными спинами.
Правило Хунда. Электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
Правило Клечковского. Порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем в пределах фиксированного значения n + l в первую очередь заполняются состояния, отвечающие минимальным значениям n.

Соответственно существует следующий порядок заполнения электронных орбиталей (схема).

Схема

Порядок заполнения электронных орбиталей

Пример. Рассмотреть применение правила Клечковского для определения распределения электронов по орбиталям в атомах калия (Z = 19) и скандия (Z = 21).

Решение

Предшествующий калию в ПСХЭ элемент аргон (Z = 18) имеет распределение электронов по орбиталям:

.

При распределении электронов по орбиталям в атоме К соответственно правилу Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s, т. к. сумма квантовых чисел n + l равна 4 + 0 = 4 (если сравнить с орбиталью 3d, то n + l = 3 + 2 = 5). Орбиталь 4s имеет меньшее значение n + l. Поэтому электронная формула калия:

1s22s22p63s23p63d04s1.

Предшествующий скандию элемент кальций (Z = 20) имеет следующее распределение электронов по орбиталям:

1s22s22p63s23p63d04s2.

Из орбиталей 3d (n + l = 3 + 2 = 5) и 4p (n + l = 4 + 1 = 5) при распределении электронов в атоме Sc отдается предпочтение орбитали 3d, как имеющей минимальное значение n = 3 при одинаковых суммах квантовых чисел n + l = 5. Электронная формула атома скандия:

1s22s22p63s23p63d14s24p0.

Задание. На основании положения химических элементов в ПСХЭ и закономерностей распределения электронов по орбиталям рассмотреть особенности электронной структуры:

а) атома кальция Ca;
б) атома железа Fe.

Практическая работа 2.
Периодическая система
химических элементов Д.И.Менделеева
с точки зрения строения атомов

Цели. Рассмотреть взаимосвязь состава и электронной структуры атомов химических элементов с их положением в ПСХЭ Д.И.Менделеева, периодичность расположения элементов и изменение электронных конфигураций их атомов, отвечающее периодичности изменения их свойств; значение периодического закона для развития науки и диалектико-материального понимания природы.
Оборудование. Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева, модели s-, p-, d-орбиталей, таблица распределения электронов по квантовым уровням, схема порядка заполнения электронных орбиталей; формулы определения числа элементов в четных и нечетных периодах ПСХЭ Д.И.Менделеева, таблица «Электронное строение атомов в основном состоянии».

Сведения об элементарных частицах

Частица Заряд Масса
Kл Условные
единицы		 г а.е.м.
Электрон e –1,6•10–19 –1 9,1•10–28 0,00055
Протон p 1,6•10–19 +1 1,67•10–24 1,007825
Нейтрон n 0 0 1,67•10–24 1,00866

Cходные по составу атомы

Примечание. A – массовое число, Z – заряд ядра атома, N – число нейтронов в ядре, A = Z + N.

 

Таблица

Электронное строение атомов в основном состоянии

Порядковый
номер
элемента		 Элемент Главное квантовое число
1 2 3 4
Электронный слой
K L M N
Энергетический подуровень
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p
Число электронов на данном уровне
1
2		 Н
He		 1
2		              
3
4
5
6
7
8
9
10		 Li
Be
B
C
N
O
F
Ne		 2
2
2
2
2
2
2
2		 1
2
2
2
2
2
2
2		 0
0
1
2
3
4
5
6		          
11
12
13
14
15
16
17
18		 Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar		 2
2
2
2
2
2
2
2		 2
2
2
2
2
2
2
2		 6
6
6
6
6
6
6
6		 1
2
2
2
2
2
2
2		 0
0
1
2
3
4
5
6		      
19
20
21		 K
Ca
Sc		 2
2
2		 2
2
2		 6
6
6		 2
2
2		 6
6
6		 0
0
1		 1
2
2 		 

Данные о строении ядра и распределении электронов в атомах позволяют рассмотреть ПСХЭ Д.И.Менделеева с фундаментальных физических позиций. Однозначным признаком химического элемента является заряд ядра Z, определяемый числом протонов в ядре и равный порядковому номеру элемента в ПСХЭ. Относительная атомная масса – усредненное значение Ar изотопов природной смеси.

Общее число электронов в электронейтральных атомах равно числу протонов в ядре или порядковому номеру элемента.
Число энергетических уровней, на которых располагаются электроны в атоме, определяется номером периода. Чем больше номер периода у элемента, тем больше энергетических уровней в его атоме.

Число элементов в периодах можно определить по следующим формулам:

для нечетных периодов

Ln = (n + 1)2/2,

где Ln – число элементов в периоде, n – номер периода;

для четных периодов

Ln = (n + 2)2/2.

Задание 1. Определить число химических элементов в каждом периоде ПСХЭ.

Задание 2. Определить число главных и побочных подгрупп в ПСХЭ.

Решение

Число главных подгрупп определяется максимальным числом электронов на s- и p-подуровнях.
Число переходных элементов в 4-м периоде (от 21Sc до 30Zn), в 5-м (от 39Y до 48Cd) и
6-м (57La и от 72Hf до 80Hg) периодах равно 10 в каждом случае.
Число переходных элементов равно максимальному числу электронов на d-подуровне (10). Именно поэтому на 3-м (М) уровне на 10 электронов больше, чем на 2-м (L). Поскольку в каждом большом периоде периодической системы Д.И.Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу три переходных элемента, близких по химическим свойствам:

4-й период – Fe–Co–Ni,
5-й период – Ru–Rh–Pd,
6-й период – Os–Ir–Pt,

то число побочных подгрупп ... .
(Проверить по периодической системе, сколько в ней главных и побочных подгрупп.)

Задание 3. Определить (по аналогии с переходными элементами) число лантаноидов и актиноидов, вынесенных в виде самостоятельных рядов вниз периодической системы.
Оно должно быть равно разности между максимальным числом электронов на … и … энергетических уровнях. Это число равно максимальному числу электронов на …-подуровне.
(Сверить вывод с периодической системой.)

Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в ПСХЭ полностью
объясняется ... .
Периодическое изменение характера заполнения электронами внешних энергетических уровней вызывает периодические изменения химических свойств элементов и их соединений.

Электронные формулы элементов 2-го периода:

3Li – 1s22s1,
6С – 1s22s22p2,
9F – 1s22s22p5,		 4Be – 1s22s2,
7N – 1s22s22p3,
10Ne – 1s22s22p6,		 5B – 1s22s22p1,
8O – 1s22s22p4.

При переходе от Li к Ne заряд ядра (Z) постепенно увеличивается от +3 до +10, что вызывает увеличение сил притяжения электронов к ядру. В результате радиусы атомов в этом ряду уменьшаются.

Элемент Li Be B C N O F
r (атома), в нм 0,156 0,111 0,083 0,065 0,055 0,047 0,042

Поэтому способность отдавать электроны, ярко выраженная у лития, постепенно ослабевает при переходе к фтору, являющемуся типичным неметаллом. Элемент фтор в реакциях присоединяет электроны. Он имеет самую высокую электроотрицательность, равную 4. Начиная со следующего за неоном элемента натрия (Na, Z = 11), электронные структуры атомов повторяются. Как следствие, внешние электронные орбитали можно представить в общем виде, где n – номер периода:

для Li и Na – ns1,
для B и Al – ns2np1,
для N и P – …….……. ,
для F и Cl – …….……. ,		 для Be и Mg – ns2,
для C и Si – …….……. ,
для O и S – …….……. ,
для Ne и Ar – …….……. .

В 4-м периоде появляются переходные элементы, принадлежащие побочным подгруппам. Элементы одной и той же подгруппы имеют идентичный характер расположения электронов на внешних электронных уровнях, а принадлежащие к разным подгруппам одной и той же
группы – … .
Например, галогены (главная подгруппа VIIa) – ns2np5 (идентичная конфигурация), элементы побочной подгруппы VIIб – (n – 1)s2(n – 1)p6(n – 1)d5ns2 (cходная конфигурация). Сходство состоит в наличии у атомов обеих подгрупп семи валентных электронов, но их расположение по подуровням существенно отличается.

Задание 4. Указать и обосновать сходство и различие элементов главной и побочной подгрупп: а) V группы ПСХЭ; б) VI группы ПСХЭ; принадлежность этих элементов к s-, p-, d-, f-типам.

Задание 5. Привести конкретные примеры важнейших направлений развития химии на основе периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

 

Рейтинг@Mail.ru