Электронно графическая формула натрия. Электронные формулы элементов

При написании электронных формул атомов элементов указывают энергетические уровни (значения главного квантового числа n в виде цифр – 1, 2, 3 и т.д.), энергетические подуровни (значения орбитального квантового числа l в виде букв – s , p , d , f ) и цифрой вверху указывают число электронов на данном подуровне.

Первым элементом в таблице Д.И. Менделеева является водород, следовательно, заряд ядра атома Н равен 1, в атоме только один электрон на s -подуровне первого уровня. Поэтому электронная формула атома водорода имеет вид:

Вторым элементом является гелий, в его атоме два электрона, поэтому электронная формула атома гелия – 2 Не 1s 2 . Первый период включает в себя только два элемента, так как заполняется электронами первый энергетический уровень, который могут занять только 2 электрона.

Третий по порядку элемент – литий – находится уже во втором периоде, следовательно, у него начинает заполняться электронами второй энергетический уровень (об этом мы говорили выше). Заполнение электронами второго уровня начинается с s -подуровня, поэтому электронная формула атома лития – 3 Li 1s 2 2s 1 . В атоме бериллия завершается заполнение электронами s -подуровня: 4 Ве 1s 2 2s 2 .

У последующих элементов 2-го периода продолжает заполняться электронами второй энергетический уровень, только теперь электронами заполняется р -подуровень: 5 В 1s 2 2s 2 2р 1 ; 6 С 1s 2 2s 2 2р 2 … 10 Ne 1s 2 2s 2 2р 6 .

У атома неона завершается заполнение электронами р -подуровня, этим элементом заканчивается второй период, в нем восемь электронов, так как на s - и р -подуровнях могут находиться только восемь электронов.

У элементов 3-го периода имеет место аналогичная последовательность заполнения электронами энергетических подуровней третьего уровня. Электронные формулы атомов некоторых элементов этого периода имеют вид:

11 Na 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1 ; 12 Mg 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 ; 13 Al 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 1 ;

14 Si 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 2 ;…; 18 Ar 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 .

Третий период, как и второй, заканчивается элементом (аргоном), у которого завершается заполнение электронами р –подуровня, хотя третий уровень включает в себя три подуровня (s , р , d ). Согласно приведенному выше порядку заполнения энергетических подуровней в соответствии с правилами Клечковского, энергия подуровня 3d больше энергии подуровня 4s , поэтому у следующего за аргоном атома калия и стоящего за ним атома кальция заполняется электронами 3s –подуровень четвертого уровня:

19 К 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Са 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 .

Начиная с 21-го элемента – скандия, в атомах элементов начинает заполняться электронами подуровень 3d . Электронные формулы атомов этих элементов имеют вид:

21 Sc 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 22 Ti 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 .

В атомах 24-го элемента (хрома) и 29-го элемента (меди) наблюдается явление, называемое «проскоком» или «провалом» электрона: электрон с внешнего 4s –подуровня «проваливается» на 3d –подуровень, завершая заполнение его наполовину (у хрома) или полностью (у меди), что способствует бóльшей устойчивости атома:

24 Cr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 (вместо …4s 2 3d 4) и

29 Cu 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 (вместо …4s 2 3d 9).

Начиная с 31-го элемента – галлия, продолжается заполнение электронами 4-го уровня, теперь – р –подуровня:

31 Ga 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 …; 36 Кr 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 .

Этим элементом и завершается четвертый период, который включает в себя уже 18 элементов.

Аналогичный порядок заполнения электронами энергетических подуровней имеет место в атомах элементов 5-го периода. У первых двух (рубидия и стронция) заполняется s –подуровень 5-го уровня, у последующих десяти элементов (с иттрия по кадмий) заполняется d –подуровень 4-го уровня; завершают период шесть элементов (с индия по ксенон), в атомах которых происходит заполнение электронами р –подуровня внешнего, пятого уровня. В периоде тоже 18 элементов.

У элементов шестого периода такой порядок заполнения нарушается. В начале периода, как обычно, находятся два элемента, в атомах которых заполняется электронами s –подуровень внешнего, шестого, уровня. У следующего за ними элемента – лантана – начинает заполняться электронами d –подуровень предыдущего уровня, т.е. 5d . На этом заполнение электронами 5d -подуровня прекращается и у следующих 14 элементов – с церия по лютеций – начинает заполняться f -подуровень 4-го уровня. Эти элементы включены все в одну клетку таблицы, а внизу приведен развернутый ряд этих элементов, называемых лантаноидами.

Начиная с 72-го элемента – гафния – по 80-й элемент – ртуть, продолжается заполнение электронами 5d –подуровня, и завершается период, как обычно шестью элементами (с таллия по радон), в атомах которых заполняется электронами р –подуровень внешнего, шестого, уровня. Это самый большой период, включающий в себя 32 элемента.

В атомах элементов седьмого, незавершенного, периода просматривается тот же порядок заполнения подуровней, что описан выше. Предоставляем студентам самим написать электронные формулы атомов элементов 5 – 7-го периодов с учетом всего сказанного выше.

Примечание: в некоторых учебных пособиях допускается другой порядок записи электронных формул атомов элементов: не в порядке их заполнения, а в соответствии с приводимым в таблице количеством электронов на каждом энергетическом уровне. Например, электронная формула атома мышьяка может иметь вид: As 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Электронная формула (конфигурация) атома химического элемента показывает расположение электронов на электронных оболочках (уровнях и подуровнях) в атоме или молекуле.

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Существует несколько правил, которые необходимо учитывать при составлении электронной формулы атома химического элемента. Это принцип Паули, правила Клечковского или правило Хунда.

При составление электронной формулы следует учитывать, что номер периода химического элемента определяет число энергетических уровней (оболочек) в атоме, а его порядковый номер количество электронов.

Согласно правилу Клечковского , заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы - в порядке возрастания n:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

Так, значению n + l = 5 соответствуют энергетические подуровни 3d (n = 3, l=2), 4d (n=4, l=1) и 5s (n=5, l =0). Первым из этих подуровней заполняется тот, у которого ниже значение главного квантового числа.

Поведение электронов в атомах подчиняется принципу запрета, сформулированному швейцарским ученым В. Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых были бы одинаковыми все четыре квантовых числа. Согласно принципу Паули , на одной орбитали, характеризуемой определенными значениями трех квантовых чисел (главное, орбитальное и магнитное), могут находиться только два электрона, отличающиеся значением спинового квантового числа. Из принципа Паули вытекает следствие : максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа.

Электронная формула атома

Электронную формулу атома изображают следующим образом: каждому энергетическому уровню соответствует определенное главное квантовое число n, обозначаемое арабской цифрой; за каждой цифрой следует буква, соответствующая энергетическому подуровню и обозначающая орбитальное квантовое число. Верхний индекс у буквы показывает число электронов, находящихся в подуровне. Например, электронная формула атома натрия имеет следующий вид:

11 N 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда : в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным (это наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул).

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Запишите электронные формулы атомов элементов с атомными номерами 7, 16, 21.

Ответ

Химический элемент с атомным номером 7 - это азот. Он находится во втором периоде, следовательно, имеет две орбитали. Расположение азота в V группе Периодической таблицы свидетельствует о наличии на внешнем энергетическом уровне 5-ти валентных электронов:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Химический элемент с атомным номером 16 - это сера. Она находится в третьем периоде, следовательно, имеет три орбитали. Расположение серы в VI группе Периодической таблицы свидетельствует о наличии на внешнем энергетическом уровне 6-ти валентных электронов:

16 S) 2) 8) 6 ;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Химический элемент с атомным номером 21 - это скандий. Он находится в четвертом периоде, следовательно, имеет четыре орбитали. Расположение скандия в III группе Периодической таблицы свидетельствует о наличии на внешнем энергетическом уровне 3-х валентных электронов:

21 Sc) 2) 8) 8) 3 ;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 2 .

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Наиболее часто электронные формулы записывают для атомов в основном или возбужденном состоянии и для ионов.

Составление электронной и электронно-графической формулы

Согласно правилу Клечковского , заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы - в порядке возрастания n:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p и т.д.

11 N 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

При заполнение электронами энергетических подуровней также необходимо соблюдать правило Хунда : в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным, что наиболее наглядно отражается при составлении электронно-графических формул.

Электронно-графические формулы обычно изображают для валентных электронов. В такой формуле все электроны помечаются стрелочками, а ячейками (квадратиками) - орбитали. В одной ячейке не может находиться более двух электронов. Рассмотрим на примере ванадия. Сначала записываем электронную формулу и определяем валентные электроны:

74 W) 2) 8) 18) 32) 12) 2 ;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4f 14 5s 2 5p 6 5d 4 6s 2 .

Внешний энергетический уровень атома вольфрама содержит 6 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

Изобразите электронную и электронно-графическую формулу химического элемента алюминия.

Ответ

Алюминий имеет порядковый номер 13 и расположен в третьем периоде Периодической системы Д.И. Менделеева, следовательно, атом этого химического элемента состоит из положительно заряженного ядра, внутри которого находится 13 протонов, а вокруг ядра имеется три оболочки, по которым движутся 13 электронов.

Электронная формула алюминия выглядит следующим образом:

13 Al) 2) 8) 3 ;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .

На внешнем энергетическом уровне алюминия находится три электрона, все электроны 3-го подуровня. Электронно-графическая формула имеет следующий вид:

Многие металлы распространены в природе не только в составе различных горных пород или минералов, но и в свободном - самородном виде. К таким, например, относятся золото, серебро и медь. Однако активные металлические элементы, такие как натрий, электронно-графическую формулу которого мы изучим, не встречаются как простое вещество. Причина заключается в их высокой реакционной способности, приводящей к быстрому окислению вещества кислородом воздуха. Именно поэтому в лаборатории металл сберегают под слоем керосина или технического масла. Химическую активность всех щелочных металлических элементов можно объяснить особенностями строения их атомов. Рассмотрим электронно-графическую формулу натрия и выясним, как ее характеристика отражается на физических свойствах и особенностях взаимодействия с другими веществами.

Атом натрия

Положение элемента в главной подгруппе первой группы периодической системы влияет на строение его электронейтральной частицы. Данная схема иллюстрирует расположение электронов вокруг ядра атома и определяет количество энергетических уровней в нем:

Число протонов, нейтронов, электронов в атоме натрия будет соответственно равно 11, 12, 11. Протонное число и количество электронов определяем по порядковому номеру элемента, а количество нейтральных ядерных частиц будет равным разности между нуклонным числом (атомной массой) и протонным числом (порядковым номером). Для записи распределения отрицательно заряженных частиц в атоме можно воспользоваться следующей электронной формулой: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .

Взаимосвязь между строением атома и свойствами вещества

Свойства натрия как щелочного металла можно объяснить тем, что он относится к s-элементам, его валентность равна 1, а степень окисления +1. Один неспаренный электрон на третьем, последнем, слое обуславливает его восстановительные характеристики. В реакциях с другими атомами натрий всегда отдает собственную отрицательную частицу более электроотрицательным элементам. Например, окисляясь кислородом воздуха, атомы Na становятся положительно заряженными частицами - катионами, входящими в состав молекулы основного оксида Na 2 O. Данная реакция имеет следующий вид:

4Na +O 2 = 2Na 2 O.

Физические свойства

Электронно-графическая формула натрия и его кристаллическая решетка определяют такие параметры элемента, как агрегатное состояние, температуры плавления и кипения, а также способность проводить тепло и электрический ток. Натрий - это легкий (плотность 0,97 г/см 3) и очень мягкий серебристый металл. Наличие в кристаллической решетке свободно движущихся электронов обуславливает высокую тепло- и электропроводность. В природе он встречается в составе таких минералов, как поваренная соль NaCl и сильвинит NaCl × KCl. Натрий является очень распространенным не только в неживой природе, например в составе залежей каменной соли или морской воды морей и океанов. Он, наряду с хлором, серой, кальцием, фосфором и другими элементами, входит в десятку важнейших органогенных химических элементов, образующих живые биологические системы.

Особенности химических свойств

На электронно-графической формуле натрия хорошо видно, что единственный s-электрон, вращающийся на последнем, третьем энергетическом слое атома Na, слабо связан с положительно заряженным ядром. Он легко покидает пределы атома, поэтому натрий в реакциях с кислородом, водой, водородом и азотом ведет себя как сильный восстановитель. Приведем примеры уравнений реакций, типичных для щелочных металлов:

2Na + Н 2 = 2NaH;

6Na + N 2 = 2Na 3 N;

2Na + 2Н 2 O = 2NaOH + H 2.

Реакция с водой заканчивается образованием химически агрессивных соединений - щелочей. Гидроксид натрия, еще называемый проявляет свойства активных оснований и в твердом состоянии нашел применение в качестве осушителя газов. Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава соли - хлорида натрия или соответствующего гидроксида, при этом на катоде образуется слой металлического натрия.

В нашей статье мы рассмотрели электронно-графическую формулу натрия, а также изучили его свойства и получение в промышленности.

Квантовые числа

n – главное квантовое число, оно определяет энергию электронов и размер электронного облака, принимает целочисленные значения. Электроны с одинаковым n образуют энергетический уровень. (n = № периода в табл. Менделеева)

L – орбитальное квантовое число определяет форму орбитали и принимает значение от 0 до n-1

n = 1, L = 0 - S-орбиталь (шар)

n = 2, L = 0 ; 1 - S и Р – орбиталь (гантель)

n = 3, L = 0 ; 1 ; 2 - S,P и d – орбиталь (сложная лепестковая форма) (L=0 – S орбит., L=1 - P орбиталь, L=2 – d орбиталь)

n = 4, L = 0 ; 1 ; 2 ; 3 (F – орб. еще более сложная)

m – магнитное квантовое число, определяет пространственную ориентацию орбитали, принимает значение от –L до +L . L=0 m=0 1(одна) S-орбиталь L=1 m= -1;0;1 3 P-орбиталей L=2 m=-2,-1,0,1,2 5 d-орб. и т.д.

- спиновое квантовое число, характеризует движение электрона вокруг своей оси и имеет 2 ориентации: «право», «лево» = + или-

С помощью 4-х квантовых чисел можно описать состояние любого электрона в вакууме, для этого составляют электронные формулы атомов.

Правила составления электронных формул атомов элементов

1. Принцип наименьшей энергии: электроны располагаются на тех орбиталях в атоме, которые характеризуются наименьшей энергией. (Правило Клечковского) Наименьшей энергией обладает орбиталь с наименьшим квантовым числом (n +L ), если (n +L ) у орбиталей равны, наименьшую энергию имеет имеет та у которой меньше n.

2. Принцип Паули: в атоме не может быть 2-х электронов с одинаковым набором всех 4-х квантовых чисел, это значит, что на одной орбитали может поместиться только 2 электрона с антипараллельными спинами.

S подуровень – 1 орбиталь 2е

P подуровень – 3 орбитали 6е

d подуровень – 5 орбиталей 10е

f подуровень – 7 орбиталей 14е

3. Правило Хунда: сумарное спиновое число на подуровене должно быть максимальным, т.е при заполнении подуровня, сначала на каждую орбиталь садится по одному электрону и у всех одно направление спина (направление вращения), а когда подуровень заполнен, на каждую орбиталь подсаживается еще один электрон уже с противоположным спином.

4) Периодическая система (таблица Менделеева)

Свойства простых веществ, а так же формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра и электронной конфигурации атомов элемента. Периодическая система является графическим изображением периодического закона, она состоит из 7-ми периодов (3из них малые 1-й,2 и 3-й) и 8-ми групп.

Физический смысл периодического закона заключается в периодическом изменении свойств элементов в результате периодически возобновляющихся сходных электронных оболочек атомов при возрастании главного квантового числа n

(n = № периода)

В группах расположены элементы с периодически повторяющейся электронной структурой внешнего энергетического уровня и похожими свойствами.

Например: I-гр, А-подгр. :

Na 3s -они все щелочные металлы,

K 4s у них одинаковая структура внешнего

Rb 5s энергетич. уровня s

Cs 6s Металлическая активность возрастает

Fr 7s по ходу вниз

Каждый период (кроме 1-го) начинается двумя s-элементами, заканчивается шестью элементами, причем в малых периодах св-ва элементов изменяются резко.

По табл. вниз металлические св-ва возрастают, т.е легче отдаются электроны, по табл. в право мет. св-ва уменьшаются.

В IV периоде между s и p элементами появляются 10 d-элементов, а в VI и в VII периодах f- элементы.

Электронная структура атомов элементов и их положение в периодической системе тесно взаимосвязаны.

1) Порядковый № элемента =Z(заряду) его ядра и числу электронов в электронной структуре атома.

Например: Z=30(Zn), 30e; 1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s (d-элемент)

2)Каждый период начинается с заполнения нового энергетического уровня, поэтому № пер. = главному квантовому числу внешнего энергетического уровня в электронной структуре атома. 4s (Zn)-IVпериод

3)№ гр. совпадает с числом валентных электронов у атомов.

5) Периодически изменяющиеся св-ва атомов элементов:

1. Радиусы атомов : атом не имеет четких границ из за волнового движ. электрона. Орбитальный радиус атома )≈ теоретически рассчитанному расстоянию от ядра атома до главного максимума плотности внешнего электронного облака. Чаще используют эффективные радиусы атомов ( (это межъядерные расстояния в молекулах).

· У металлических элементов , а у неметаллических (особенно у газов) они значительно отличаются.

В периодах (слева направо) r атомов уменьшаются из-за роста заряда их ядер, а в группах (сверху вниз) – растут из за роста числа электронных слоёв, но эта зависимость немонотонна из за особенностей строения атомов.

· Немонотонность изменений св-в элементов по периоду называется внутренней периодичностью, а в группе -вторичной периодичностью

2. Энергия ионизации и сродство к электрону:

Энергия ионизации - это энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального невозбуждённого атома.

- энергия невозбужд. атома < (при отрыве каждого последующего электрона нужно тратить все больше и больше энергии)

Энергия ионизации характеризует восстановительные св-ва атомов элементов: Чем меньше у атома , тем больше восстановительные св-ва элемента. зависит от атомного радиуса и заряда ядра элемента и от электронной конфигурации атомов элемента. Чем меньше радиус и больше заряд, тем выше значение .

В периоде (слева направо) значение I растёт, но немонотонно. У металлов I меньше чем у неметаллов.

В группах (сверху вниз) значение в целом уменьшается.

F-энергия сродства к электрону – это энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому. F может быть (+) или (-): СL+e→ (выделяется) Не+е= = -0.22 эв (поглащается)

F характеризует окислительные св-ва атомов элементов: чем выше F, тем выше окислительные св-ва. F зависит от r (радиуса атома), Z (заряда) и от электронной конфигурации атомов элемента. Мах F у р-элементов VIIA группы, Min F у инертных газов.

Электроотрицательность – способность атома элемента оттягивать на себя электроны при образовании хим. связи с атомами других элементов. ЭО = 1/2 (1+F)

В периодах (слева направо) ЭО в целом растет, в главных подгруппах (сверху вниз) уменьшается, но зависимость не монотонна.

Виды химической связи

Ковалентная связь – связь возникающая за счет образования общих электронных пар.

В двухатомных молекулах ( образуется неполярная ковалентная связь, т.к. общая электронная пара в одинаковой степени принадлежит обоим атомам. F + F → F F

Одинарная ковалентная связь - атомы связаны одной общей электронной парой, если двумя, то связь двойная , если тремя то тройная . N + N → N N (число неспареных электронов 8-N = 3, N-номер группы)

Полярная ковалентная связь – связь между атомами различных элементов неметаллов (HCL, , N )

Общие электронные пары в таких соединениях смещены к атомам с большей электроотрицательностью.

Ионная связь – связь возникающая между ионами, за счет электростатического притяжения.

Ионная связь возникает между атомами элементов, резко отличающимися по величине электроотрицательности. Например между типич. металлами и типич. неметаллами (Na CL, Na, F)

Кроме того ионная связь образуется между атомами металла и кислорода в солях кислотосодержащих кислот и в щелочах.

Металлическая связь – связь в металлах между атом-ионами по средством обобществленных электронов.

Атомы металлов на внешнем уровне содержат мало электронов. Эти электроны легко отбрасываются, а атомы превращаются в положительные ионы. Оторвавшиеся электроны перемещаются от одного иона к другому связывая их в единое целое.

7) Электрод – это металл или др. токопроводящий материал, погруженный в раствор его соли (электролита), а реакция протекающая на нём, называется электродной реакцией . Если металл привести в контакт с раствором соли, то ионы , гидратируясь, переходят с поверхности металла в раствор, и дегидратируясь, обратно, из раствора в металл (под действием сил кристаллической решётки). Когда скорости этих процессов становятся равными, образуется ДЭС (двойной электро-слой) и возникает электродный потенциал.

Электродный потенциал (𝞿) -это разность электростатических потенциалов между электролитом и электродом.

Значение электродного потенциала зависит от природы веществ – участников электродного процесса, от концентрации этих веществ, от t и определяется по уравнению Нернста.

Уравнение Нернста : = + ox, Red – концентрации окислительной и восстановительной форм

–число электронов, принимающих участие в процессе.

– cтандартный электродный потенциал (тбл. величина)

Уравнение Нернста для металлических электродов: +

для окислительно-восстановительных электродов:

для водородного электрода:

(условно принято) – это НВЭ (нормальный водородный электрод) принят в качестве эталона, для сравнения электродных потенциалов различных электрохимич. систем.

Условие протекания окислительно-восстановительной реакции:

8) Гальванический элемент – прибор, в котором за счет самопроизвольно идущей реакции окисления-восстановления получается электрический ток. Он представляет собой систему из 2-х электродов, соединенных жидкостным мостиком или полупроницаемой перегородкой. Если соединить электроды металлическим проводником, то электроны перетекут от одного электрода (восстановителя) к другому (окислителю) получится электрический ток. Хим. энергия превращается в электрическую. Окислитель - электрод с бОльшим значением потенциала (катод(+)), на катоде идут процессы восстановления.

Восстановитель – электрод с меньшим знач. потенциала (анод(-)), на аноде идут процессы окисления.

Аккумулятор – это обратимый химический источник тока, его можно перезаряжать и использовать многократно.

Например свинцовый аккумулятор (кислотный) - состоит из электродов (положительного и отрицательного)и электролита.

1-й электрод – свинец, 2-й элктрод –диоксид свинца, электролит 30% серной к-ты.

Принцип работы основан на электрохимических реакциях свинца и диоксида свинца, в водном растворе серной кислоты.

Общее уравнение работы аккумулятора :

9) Электролиз – окислительно-восстановтительный процесс, протекающий на электродах при прохождении тока через электролит.

В электролитеческую ванну, заполненную электролитом, опускают 2 электрода, и присоединяют к источнику тока. Источник тока перекачивает электроны от одного электрода к другому. Электрод с которого снимаются электроны приобретает + заряд (анод), который получает электроны (-) заряд (катод).

Прцессы, протекающие при электролизе определяются свойствами электролита, растворителя и материала электрода. (Если электролиз протекает в водном растворе, то на катоде им аноде могут восстанавливаться и окисляться молекулы Н2О.

Катод: 2Н2О + 2е = 2 ОН

Анод: А2Н2О – 4е = О2 + 4Н

Если возможно протекание нескольких реакций, то в первую очередь протекает та, которая требует минимальных затрат энегрии.

Инертным называется электрод, материал которого не окисляется в ходе электролиза.

На аноде может окисляться материал самого анода, например, елси анод из Ni, Cu,Cd, Pb и др. Такие аноды называюся растворимыми.

Метод с растворимым анодом используется для рафинирования металлов. Анод выполнен из черного металла.

10) Электрохимическая поляризация –явление отклонения потенциала элетродной реакции от равновесного. Перенапряжение – величина на которую идет отклонение ɳ (эта).

Возникновение поляризации связано с замедленностью отдельных стадий электрохимического процесса. Особенно велика поляризация при выделении газов О2, Н2. Поляризация электрода зависит от материала электрода, чем выше плотность тока i=I/S (I – ток, проходящий через электрод, S- площадь электрода). Поляризационная кривая – зависимость потенциала электрода от плотности тока.

– Величина поляризации.

11) Законы фарадея: 1-й закон: Масса в-ва, образуется при электролизе, пропорциональна кол-ву электричества, прошедшего через электролит. = K*Q где: Q- кол-во электричества, Q=I*t, где: I-cила тока, t-время.

K= где: Э- эквивалентная масса Э = где: М – моль (молярная масса вещества), n – число электронов, перемещаемых при окислении или восстановлении, F – число Фарадея = 26,8 А или 96500 К/моль.

2-й закон: При прохождении через разные электролиты одного и того же количества электричества массы веществ, выделившихся на одноименных электродах пропорциональны их эквивалентным массам.

Применение вэлектрохимических процессов: 1) Принцип г.Э используется в автономных источниках питания. Бывают первичные и вторичные. Первичные – необратимы, не могут вернуться в рабочее состояние посли расхода активного в-ва (батарейки питания). Вторичные – можно регенирировать, пропуская ток в обратном направлении (аккумуляторы).

Электролиз используется в промышленности: для получения щелочей и др. веществ., для получения многих металлов – AL, Mg, Na, Cd., для очистки (рафинирования) Ме, используются загрязнённые Ме, в качестве анода (Cu, Ni, Pb) , используется в гальванотехнике.

Гальваностегия – процесс нанесения на поверхность металлических изделий слоёв других металлов, это делают для защиты от коррозии и для красоты.

Гальванопластика – для получения отпечатков, копий изделий, например для типографических клише.

13) Физические св-ва металлов . Металлический блеск, высокая электропроводность, теплопроводность, ковкость, пластичность. Эти свойства обуславливаются наличием в металлах подвижных электронов и металлической связи.

Различие в природе металлов, их структуре приводит к различию некоторых физ свойств. Щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs) при малой плотности упаковки и малом заряде мЯгки, а d- металлы (Cr) очень твердые. Большое различие есть в t плавления, от 28°C (Cs) до 3370°C (W).

12) Положение металлов в периодической системе.

Классификация металлов

не активные (Cu-Au, и т.д…)

Особенности кристаллов металлов : атомы металлов выстраиваются в кристаллические решетки

Виды кристаллических решеток : Объемно центрированная (кубическая), гранецентрированная (кубич.), плотнейшая гексагональная.

Особенности строения атомов: на внешнем энергетическом уровне малое кол-во электронов.

Методы получения металлов: 1. Металлотермия - восстановление руд, с помощью алюминия, магния, и др. металлов

2.Пирометалургия – востанивление руд с помощью угля, СО, при высоких t:

+ → 2 Fe + 3 (при температуре)

3.Электролиз : а) Сu (Сu – катод, CL – анод)

б) 2NaCL → 2Na + (2Na – катод,

4.Гидрометалургический метод – так же часто включает стадию получения металлов электрохимическим восстановлением.

2ZnS + 3 (при переработке сульфидных руд, сначала сульфиды

переводят в оксиды при высокой t.)

2Zn + 2 (2Zn – катод, )

Современные технологии направлены на получение металлов высокой чистоты (зонная плавка, плавка электронными лучами и т.д.)

14) Химические св-ва металлов . По хим. св-вам металлы являются восстановителями и реагируют с окислителями.

В период. системе большинство элементов – металлы. К металлам относятся все s,d,f-элементы (кроме и He) а так же р-элементы. К р-элементам относят элементы III A гр – AL, Ga, In, IV A гр – Ge, Sn, Pb, в V A гр Sb, Bi, и в VI A – Ро (полоний).

Классификация металлов : 1.По электронной структуре: s,p,d и f – металлы.

2. По восстановительной активности: активные (Li-AL)(по ряду напряжений), средние (AL-H),

не активные (Cu-Au, и т.д…)

Восстановительная активность свободных атомов металлов характеризуется энергией ионизации (). Чем меньше , тем выше восстановительная актив. металла. В гр. А, (для s и р-металлов) восстановительная актив. растет сверху вниз, а в гр. В (для d-металлов) –уменьшается.

В растворах восстановительная активность атомов металлов характеризуется значением электродного потенциала (). Чем отрицательнее, тем выше восст. актив.. Самые активные восстановители – щелочные металлы.

1) Металлы энергично реагируют с простыми веществами: , галогены(фтор, хлор, бром, йод), сера, водород.

С кислородом: Большинство металлов окисляются на воздухе, покрываясь оксидной плёнкой, если плёнка плотная, она предохраняет металл от коррозии. все щелочные металлы : Li,Na,К, и т.д. активно реагируют с кислородом, Rb, Cs – самовоспламеняются.

С хлором : энергично реагируют (Mg+ =Mg )

C серой : менее энергично (при нагревании) (Fe+S→FeS cульфид железа)

С водородом : реагируют только щелочные и щелочно-земельные металлы. (2Li+ =2LiH) (Ca+ )

2) Реакции с водой : Ме+ металлы реагируют с если их электродный потенциал ниже чем у водорода (ниже 0) реагируют вытесняя . Например: -2,714в, поэтому 2Na+

Если на поверхности металла находится оксидная пленка взаимодействие с водой протекает при нагревании.

3) Реакции с растворами солей : металлы реагируют с растворами солей, вытесняя из них менее активный металл:

() Cu = 0,337 в, () /Ni = - 0,25в

4)Реакции с щелочами : реакции протекают с выделением , электродный потенциал должен быть , металл должени иметь амфотерную природу своих оксидов и гидрооксдов (это AL,Zn,Cr,Be и др.)

5) Реакции с кислотами : взаимодействие металлов с кислотами зависит от активности металла, концентрации к-ты и t.

HCL-взаимодействует только с металлами у которых , с выделением водорода, хлорид металла должен быть растворим в воде.

(разбавленая серная к-та реагирует с металлами так же, как соляная: Zn+

Концентрированная серная кислота окисляет металлы за счет сульфат-иона () продукты восстановления зависят от активности металла. к Mg + (активные восстанавливают до , средние до , малоактивные до .

Серная к-та пассивирует металлы: Fe, Co, Ni, Cr, AL, Be. (с этими металлами реакция идет только при нагревании).

В реакцию с концентрированной серной кислотой вступает медь

Реакция с разбавленной азотной кислотой . Разбавл. азот. к-та более сильный окислитель чем серная, окисляет большинство металлов при комнатной t. Восстанавливается с активными металлами до , с металлами средней активности до или , с неактивным до –NO.

Концентрированная азотная к-та восстанавливается с большинством металлов до бурого газа –NO, и еще она пассивирует те же металлы при обычной t. (Fe,Ni,Co,Cr,AL,Be)

Неактивные d-металлы не окисляются азотной к-той, их можно окислить «царской водкой» + .

В реакциях металлов с азотной к-той любой концентрации и концентрированной серной к-той водород не выделяется.