Основные законы химии

14	N +	4	He -->	17	O +	1	H
7	2	8	1

 

 С помощью ядерных реакций были получены изотопы многих химических элементов и ядра всех химических элементов с порядковыми номерами от 93 до 110.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Электролиз. Законы  электролиза

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродахсоставных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами — проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом — отрицательный.

Положительные ионы-катионы (ионыметаллов, водородные ионы, ионы аммония и др.) — движутся к катоду, отрицательныеионы — анионы — (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы) — движутся к аноду.

Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним  из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений[источник не указан 969 дней], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).

Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).

   Законы электролиза:

Зако́ны электро́лиза Фараде́я являются количественными соотношениями, основанными на электрохимических исследованиях, опубликованных Майклом Фарадеем в 1834 году

Формулировка законов

В учебниках и научной  литературе можно найти несколько  версий формулировки законов. В наиболее общим виде законы формулируются  следующим образом:

Первый закон электролиза  Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

• Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорционально эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

 

 Математический вид:

Законы Фарадея можно  записать в виде следующей формулы:

где:

• m — масса осаждённого на электроде вещества в граммах
• Q — полный электрический заряд, прошедший через вещество
• F = 96,487 C mol⁻¹ — постоянная Фарадея
• M — молярная масса вещества
• z — валентное число ионов вещества (число электронов на один ион).

Заметим, что M/z — это эквивалентная масса осаждённого вещества.

Для первого закона Фарадея M, F и z являются константами, так что чем больше величина Q, тем больше будет величина m.

Для второго закона Фарадея Q, F и z являются константами, так что чем больше величина M/z (эквивалентная масса), тем больше будет величина m.

В простейшем случае постоянного тока электролиза Q = It приводит к:

и тогда

где:

• n — выделенное количество вещества («количество молей»): n = m/M
• t — время действия постоянного тока.

В более сложном случае переменного электрического тока полный заряд Q тока I(τ) суммируется за время τ:

Здесь t — полное время электролиза.

 

 

 

3.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Периоды, группы

 

Периоди́ческая  систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделеева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра. Система является графическим выражением периодического закона, установленного русским химиком Д. И. Менделеевым в 1869 году. Её первоначальный вариант был разработан Д. И. Менделеевым в 1869—1871 годах и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомного веса (по-современному, от атомной массы). Всего предложено несколько сотен вариантов изображения периодической системы (аналитических кривых, таблиц, геометрических фигур и т. п.). В современном варианте системы предполагается сведение элементов в двумерную таблицу, в которой каждый столбец (группа) определяет основные физико-химические свойства, а строки представляют собой периоды, в определённой мере подобные друг другу.

Структура периодической  системы: периоды, группы, подгруппы:

Периодическая система – это графическое выражение периодического закона. Каждый элемент занимает определённое место (клетку) в периодической системе и имеет свой порядковый (атомный) номер. 

Горизонтальные ряды элементов, в пределах которых свойства элементов  изменяются последовательно, Менделеев  назвал периодами (начинаются щелочным металлом (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и заканчиваются благородным газом (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)).

Исключения: первый период, который начинается водородом и  седьмой период, который является незавершённым.

Периоды разделяются на малые и большие. Малые периоды состоят из одного горизонтального ряда. Первый, второй и третий периоды являются малыми, в них находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды). Большие периоды состоят из двух горизонтальных рядов. Четвёртый, пятый и шестой периоды являются большими, в них находятся 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Верхние ряды больших периодов называются чётными, нижние ряды – нечётными.

В шестом периоде лантаноиды и в седьмом периоде актиноиды  располагаются в нижней части  периодической системы.

В каждом периоде слева  направо металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические  свойства усиливаются.

В чётных рядах больших  периодов находятся только металлы.

В результате в таблице  имеется 7 периодов, 10 рядов и 8 вертикальных столбцов, названных группами – это совокупность элементов, которые имеют одинаковую высшую валентность в оксидах и в других соединениях. Эта валентность равна номеру группы.

Исключения:

Номер группы	Элемент	Высшая валентность
I	Cu  Ag Au	II III III
VI	O	II
VII	H F	I I

В VIII группе только Ru и Os имеют  высшую валентность VIII.

Группы - вертикальные последовательности элементов, они нумеруется римской  цифрой от I до VIII и русскими буквами  А и Б. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной. Главная подгруппа – А, содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа – В, содержит элементы только больших периодов. В них входят элементы периодов, начиная с четвёртого.

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а не металлические свойства ослабляются. Все элементы побочных подгрупп являются металлами.

               Список используемой литературы:

 

1.         Глинка Н.Л. «Общая химия», Москва , изд. «Интеграл – пресс», 2002 г.

2.         Ахметов Н.С. «Актуальные вопросы курса неорганической химии», Москва, изд. «Просвещение», 1991 г.

3.         Макареня А.А., Рысев Ю.В, «Д.И. Менделеев», Москва, изд. «Просвещение», 1988 г.

4.         Ред. Егорова А.С. «Репетитор по химии», Ростов-на-Дону, изд. «Феникс», 2006 г.

5.         Кузьменко Н.Е., Ерёмин В.В., Попков В.А. «Начала химии», Москва, изд. «Экзамен», 2004 г.