Izotopy. Nuklidy. hromadné číslo Otázky na sebaovládanie

Rôzne atómy toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnosti, sa nazývajú izotopy (zo slov „isos“ - to isté, „topos“ - miesto).

Informácie o izotopoch nám umožňujú poskytnúť presnú definíciu pojmu „chemický prvok“. Chemický prvok je typ atómu s rovnakým jadrovým nábojom. Izotop je typ atómu s rovnakým jadrovým nábojom a rovnakou hmotnosťou.

Dozvedeli sme sa, že atómy sú deliteľné a nie večné. Zostáva zvážiť otázku: sú atómy toho istého prvku skutočne vo všetkých ohľadoch rovnaké, najmä majú skutočne rovnakú hmotnosť?

Keďže celková hmotnosť elektrónov, ktoré tvoria atóm, je zanedbateľná v porovnaní s hmotnosťou jeho jadra, atómové hmotnosti prvkov musia byť násobky hmotnosti protónu alebo neutrónu, teda násobky jednoty. Inými slovami, atómové hmotnosti všetkých prvkov musia byť vyjadrené v celých číslach (presnejšie, v blízkosti celých čísel). V niektorých prvkoch je tento záver opodstatnený. Existuje však veľa prvkov, ktorých atómové hmotnosti sú vyjadrené v zlomkových číslach. Napríklad atómová hmotnosť chlóru je 35,45. V skutočnosti v prírode neexistuje jediný atóm chlóru, ktorý by mal takú hmotnosť. Prvok chlór je zmesou dvoch typov atómov: niektoré atómy chlóru majú atómovú hmotnosť 35 a iné 37. Atómová hmotnosť chlóru zistená chemickými metódami 35,45 je len priemerná hmotnosť jeho atómov. V chlóre je viac ľahších atómov ako ťažších; Preto sa priemerná hmotnosť atómov chlóru, 35,45, približuje k atómovej hmotnosti ľahkej odrody - atómov chlóru.

Rovnako ako chlór, väčšina chemických prvkov sú zmesi atómov, ktoré sa líšia atómovou hmotnosťou, ale majú rovnaký jadrový náboj.

Chemický znak pre chlór, Cl, sa vzťahuje na prirodzenú zmes oboch izotopov chlóru. Keď musíme hovoriť o každom izotope samostatne, číselná hodnota hmotnosti príslušného izotopového atómu je priradená značke chlóru, 35 Cl, 37 Cl.

Podobne ako chlór je väčšina chemických prvkov zmesou izotopov. Izotopové jadrá každého prvku obsahujú rovnaký počet protónov, ale iný počet neutrónov. Jadrá izotopov 35 Cl a 37 Cl teda obsahujú po 17 protónov (sériové číslo chlóru je 17) a iný počet neutrónov: jadrá 35 Cl obsahujú 18 neutrónov a jadrá 37 Cl - 20 neutrónov.

Atómová hmotnosť prvku je tým menšia, čím viac svetelných izotopov prvok obsahuje. Ak zloženie prvku s nižším atómovým číslom pozostáva prevažne z atómov jeho ťažkých izotopov a zloženie za ním nasledujúceho prvku obsahuje atómy jeho ľahších izotopov, potom sa ukáže, že priemerná hmotnosť atómu prvku s vyššie atómové číslo nebude viac, ale menšie ako priemerná hmotnosť prvku atómu s nižším poradovým číslom. Toto je napríklad pozorované u argónu Ar a draslíka K.

Extrémna podobnosť chemických vlastností izotopov toho istého prvku, napriek rôznym hmotnostiam ich atómov, potvrdzuje skôr urobený záver: vlastnosti chemických prvkov nezávisia ani tak od atómovej hmotnosti, ako skôr od náboja atómového jadra.

A teda rozdielna atómová hmotnosť.

Izotopy sú označené rovnakými symbolmi ako chemický prvok, pričom do ľavého horného rohu symbolu sa pridáva číslo hmotnosti, napríklad izotopy chlóru označujú: 35 Cl A 37 Cl, alebo za názvom alebo symbolom prvku nasleduje hmotnostné číslo, napríklad: urán-233 alebo Pu-239.

Izotopy daného chemického prvku majú rovnaký náboj na atómovom jadre, teda rovnaké atómové číslo, a zaberajú rovnaké miesto v periodickej tabuľke, majú rovnaký počet protónov v atómovom jadre, ale navzájom sa líšia v počet neutrónov. Atómové jadro izotopu chlóru 35Cl teda obsahuje 17 protónov, keďže poradové číslo chlóru je 17 a 18 neutrónov (35-17 = 18) a jadro izotopu chlóru 37Cl obsahuje 17 protónov a 20 neutrónov. (37-17 = 20).

Niektoré chemické prvky majú malý počet stabilných izotopov. Pre kyslík sú teda známe tri stabilné izotopy: 16 O (jadro sa skladá z 8 protónov a 8 neutrónov), 17 O (jadro sa skladá z 8 protónov a 9 neutrónov) a 18 B (jadro pozostáva z 8 protónov a 10 neutrónov ). Pre vodík sú známe aj tri izotopy: 1 H (jadro pozostáva iba z jedného protónu), 2 H (jadro pozostáva z jedného protónu a jedného neutrónu), 3 H (jadro pozostáva z jedného protónu a dvoch neutrónov). Niektoré chemické prvky pozostávajú z pomerne veľkého počtu izotopov. Napríklad xenón má 9 izotopov, cín má 10 atď.

Prevažná väčšina izotopov nemá špeciálne názvy, ale izotopy niektorých prvkov, najmä izotopy vodíka, majú špeciálne názvy a dokonca aj špeciálne symboly. Izotop vodíka 1H sa teda nazýva protium, izotop 2H je deutérium a označuje sa symbolom D a izotop 3H je trícium (symbol T). Niektoré izotopy sú v prírode celkom bežné, ako napríklad izotop kyslíka 16O a izotop vodíka 1H, zatiaľ čo iné izotopy sa vyskytujú vo veľmi malých množstvách, ako napríklad izotopy kyslíka 170 a 180 a izotopy vodíka 2H a 3H .

Pokiaľ ide o chemické vlastnosti, všetky izotopy jednotlivého prvku sú veľmi podobné, takže medzi nimi nie je významný rozdiel v chemických reakciách. Výnimkou sú izotopy vodíka, ktoré sa navzájom výrazne líšia svojimi vlastnosťami.

Polčas rozpadu nestabilných izotopov môže byť veľmi odlišný, od 1? 10 -24 na hodnoty presahujúce vek vesmíru. V druhom prípade môže byť slabá rádioaktivita detekovaná presnými meraniami, ale izotop možno považovať za prakticky stabilný.

DEFINÍCIA

Chlór- sedemnásty prvok periodickej tabuľky. Označenie - Cl z latinského "chlorum". Nachádza sa v tretej tretine skupiny VIIA. Vzťahuje sa na nekovy. Jadrový náboj je 17.

Najdôležitejšou prírodnou zlúčeninou chlóru je chlorid sodný (kuchynská soľ) NaCl. Hlavná masa chloridu sodného sa nachádza vo vode morí a oceánov. Vody mnohých jazier tiež obsahujú značné množstvo NaCl. Vyskytuje sa aj v pevnej forme, tvorí miestami v zemskej kôre hrubé vrstvy takzvanej kamennej soli. V prírode sú bežné aj iné zlúčeniny chlóru, napríklad chlorid draselný vo forme minerálov karnallit KCl × MgCl 2 × 6H 2 O a sylvit KCl.

Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn (obr. 1), ktorý je vysoko rozpustný vo vode. Po ochladení sa z vodných roztokov uvoľňujú kryštalické hydráty, ktoré sú klaráty s približným zložením Cl 2 × 6H 2 O a Cl 2 × 8H 2 O.

Ryža. 1. Chlór v kvapalnom stave. Vzhľad.

Atómová a molekulová hmotnosť chlóru

Relatívna atómová hmotnosť prvku je pomer hmotnosti atómu daného prvku k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Relatívna atómová hmotnosť je bezrozmerná a označuje sa A r (index „r“ je začiatočné písmeno anglického slova relativní, čo znamená „relatívny“). Relatívna atómová hmotnosť atómového chlóru je 35,457 amu.

Hmotnosti molekúl, ako aj hmotnosti atómov, sú vyjadrené v atómových hmotnostných jednotkách. Molekulová hmotnosť látky je hmotnosť molekuly vyjadrená v atómových hmotnostných jednotkách. Relatívna molekulová hmotnosť látky je pomer hmotnosti molekuly danej látky k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka, ktorého hmotnosť je 12 amu. Je známe, že molekula chlóru je dvojatómová - Cl2. Relatívna molekulová hmotnosť molekuly chlóru sa bude rovnať:

Mr (Cl2) = 35,457 x 2 = 71.

Izotopy chlóru

Je známe, že v prírode sa chlór nachádza vo forme dvoch stabilných izotopov 35 Cl (75,78 %) a 37 Cl (24,22 %). Ich hmotnostné čísla sú 35 a 37. Jadro atómu izotopu chlóru 35 Cl obsahuje sedemnásť protónov a osemnásť neutrónov a izotop 37 Cl obsahuje rovnaký počet protónov a dvadsať neutrónov.

Existujú umelé izotopy chlóru s hmotnostnými číslami od 35 do 43, z ktorých najstabilnejší je 36 Cl s polčasom rozpadu 301 tisíc rokov.

Ióny chlóru

Vonkajšia energetická hladina atómu chlóru má sedem elektrónov, ktoré sú valenčnými elektrónmi:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 .

V dôsledku chemickej interakcie môže chlór stratiť svoje valenčné elektróny, t.j. byť ich donorom, a premeniť sa na kladne nabité ióny alebo prijať elektróny z iného atómu, t.j. byť ich akceptorom a premeniť sa na záporne nabité ióny:

Cl0-7e -> Cl7+;

Cl0-5e -> Cl5+;

Cl0-4e -> Cl4+;

Cl0-3e -> Cl3+;

Cl0-2e -> Cl2+;

Cl0-le -> Cl1+;

Cl0+1e -> Cl-.

Molekula a atóm chlóru

Molekula chlóru pozostáva z dvoch atómov - Cl2. Tu sú niektoré vlastnosti charakterizujúce atóm a molekulu chlóru:

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Väčšina prvkov nachádzajúcich sa v prírode sa skladá z niekoľkých typov atómov, ktoré sa líšia relatívnou atómovou hmotnosťou.

Príklad. Chlór sa v prírode vyskytuje ako zmes dvoch typov atómov, jeden obsahuje 18 a druhý 20 neutrónov v jadre.

Každý typ atómu, bez ohľadu na to, či patrí ku konkrétnemu prvku, je jednoznačne opísaný počtom nukleónov (súčet protónov a neutrónov). Preto počet typov atómov prevyšuje počet prvkov.

Každý typ atómu (typ jadra) sa nazýva nuklid.

Nuklid je typ atómov a jadier, ktorý zodpovedá určitému počtu protónov a neutrónov.

Nuklidy patriace do rovnakého prvku a jednoznačne identifikovateľné
počet protónov, ktoré sa však líšia počtom neutrónov, sa nazývajú izotopové nuklidy alebo jednoducho izotopy.

Izotopy prvku sú nuklidy, ktoré majú rovnaký jadrový náboj (počet protónov).

Izotopy prvku sa líšia iba počtom neutrónov, a teda celkovým počtom nukleónov.

Napríklad: Jadrá dvoch prirodzených izotopov chlóru obsahujú 17 protónov, ale 18 a 20 neutrónov, teda 35 a 37 nukleónov.

Vzhľadom na to, že počet protónov v jadre určuje počet elektrónov v obale atómu a chemické vlastnosti prvku, z toho vyplýva, že atómy všetkých izotopov toho istého prvku majú rovnaký elektrónový štruktúru a samotné izotopy majú podobné chemické vlastnosti, a preto ich nemožno oddeliť chemickými metódami.

V prírode existujú prvky, ktoré majú iba jeden izotop. Takéto prvky sa nazývajú izotopovo čisté. V modernej periodickej tabuľke existuje 21 izotopovo čistých prvkov (sú uvedené nižšie vo vzostupnom poradí): Be, F, Na, Al, P, Sc, Mn, Co, As, Y, Nb, Rh, I, Cs, Pr , Tb, Ho, Tm, Au, Bi, Th.

Zvyšné prírodné prvky sú zmesou dvoch alebo viacerých izotopov, ktorých atómy sa líšia počtom nukleónov. Takéto prvky sa nazývajú izotropne zmiešané, tvoria väčšinu v periodickej tabuľke. Hodnoty relatívnych atómových hmotností takýchto prvkov zodpovedajú prirodzenej zmesi izotopov a sú spriemerované s obsahom izotopov, preto sa hodnoty Ag pre mnohé prvky výrazne líšia od celočíselných hodnôt. Dokonca aj uhlík, ktorý sa berie ako referenčný bod pre relatívne atómové hmotnosti iných prvkov, je izotopovo zmiešaný prvok (dva izotopy s A, = 12 a A, = 13) a miera na určenie relatívnej atómovej hmotnosti je jeden z prirodzených izotopov uhlíka, konkrétne uhlík –12. Prvok cín má najväčší počet izotopov (desať).

V prípade nuklidov sú presné hodnoty relatívnych atómových hmotností vždy blízke celočíselným hodnotám, takže hmotnosti nuklidov možno porovnávať s týmito hodnotami Ar, nazývanými hmotnostné čísla.

Hmotnostné číslo nuklidu sa rovná počtu nukleónov, ktoré obsahuje (súčet protónov a neutrónov).

Na označenie konkrétneho nuklidu sa používajú špeciálne symboly Naľavo od symbolu chemického prvku je hmotnostné číslo označené horným indexom a náboj jadra je označený dolným indexom. Napríklad: 6 12 C, 17 35 Cl atď.

Úvod……………………………………………………………………………………………………………………………… 3

1. Symbol prvku, jeho postavenie v periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejev. Atómová hmotnosť ………………………………………………………………………………………. 4

2. Štruktúra jadra atómu chlóru. Možné izotopy. Príklady………………………….5

3. Elektrónový vzorec atómu: distribúcia elektrónov cez úrovne, podúrovne, Hundove bunky. Excitovaný stav atómu chlóru………………………………………………………………………..6

4. Valencia atómu hliníka v stacionárnom a excitovanom stave. Možné oxidačné stavy atómu chlóru. Redoxné vlastnosti. Príklady schém pohybu elektrónov……………………………………………………………………………………….8

5. Ekvivalenty chlóru a jeho zlúčenín. Príklady výpočtov…………………………………..11

6. Chemické vlastnosti chlóru a jeho zlúčenín. Príklady reakcií…………………12

7. Typy koncentrácií……………………………………………………………………………………………….15

8. Elektrolytická disociácia. Schéma procesu disociácie hydroxidu. Disociačná konštanta……………………………………………………………………………………………………… 17

9. Výpočet pH, pOH 0,01 m roztoku hydroxidu alebo soli prvku………………………21

10. Hydrolýza………………………………………………………………………………..23

11. Kvalitatívna analýza chlóru………………………………………………………………………24

12. Metódy kvantitatívneho stanovenia atómu chlóru alebo jeho zlúčenín…………………27

12.1. Gravimetrická metóda na analýzu atómu chlóru………………………………………………………...27

13. Záver……………………………………………………………………………………….29

Referencie……………………………………………………………………………………………… 32

Úvod

Zlúčeninu s vodíkom – plynný chlorovodík – prvýkrát získal Joseph Priestley v roku 1772. Chlór získal v roku 1774 švédsky chemik Karl Wilhelm Scheele, ktorý vo svojom pojednaní o pyrolusite opísal jeho izoláciu pri reakcii s pyroluzitom a kyselinou chlorovodíkovou:

Scheele zaznamenal vôňu chlóru, podobnú vôni aqua regia, jej schopnosť interagovať so zlatom a škoricou, ako aj jej bieliace vlastnosti. Scheele však v súlade s teóriou flogistónu, ktorá v tom čase prevládala v chémii, navrhol, že chlór je deflogistizovaná kyselina murová (chlorovodíková) Bertholley a Lavoisieve v rámci kyslíkovej teórie kyselín zdôvodnili, že nová látka by mala byť. byť oxidom hypotetického prvku Muria. Pokusy o jeho izoláciu však zostali neúspešné až do práce Davyho, ktorému sa elektrolýzou podarilo rozložiť kuchynskú soľ na chlór sodný, čo dokazuje elementárnu povahu chlóru.

1. Symbol prvku, jeho postavenie v periodickej tabuľke prvkov D.I. Mendelejev. Atómová hmotnosť

X lor (z gréckeho χλωρός - „zelený“) je prvok 17. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastaranej klasifikácie - prvok hlavnej podskupiny skupiny VII), tretia perióda s atómovým číslom 17. Označuje sa symbolom Cl (lat. Chlorum). Chemicky aktívny nekov. Patrí do skupiny halogénov (pôvodne názov „halogén“ používal nemecký chemik Schweiger pre chlór – doslova „halogén“ sa prekladá ako oxid soli – ale neuchytil sa a následne sa stal bežným do 17. ) skupina prvkov, do ktorej patrí chlór).

Jednoduchá látka chlór (číslo CAS: 7782-50-5) je za normálnych podmienok jedovatý plyn žltozelenej farby, ťažší ako vzduch, štipľavého zápachu. Molekula chlóru je dvojatómová (vzorec Cl2).

Atómová hmotnosť

(molárna hmota)

[comm 1] a. e.m. (g/mol)

2. Štruktúra jadra atómu chlóru. Možné izotopy. Príklady

V prírode sa nachádzajú 2 stabilné izotopy chlóru: s hmotnostným číslom 35 a 37. Podiely ich obsahu sú 75,78 % a 24,22 %.

3. Elektrónový vzorec atómu: distribúcia elektrónov cez úrovne, podúrovne, Hundove bunky. Excitovaný stav atómu chlóru

Chlór v periodickej tabuľke chemických prvkov je v období 3, skupina VII, hlavná podskupina (halogénová podskupina).

Náboj jadra atómu Z = + = + 17

Počet protónov N(p+) = 17

Počet elektrónov N(e-) = 17

V vzrušenom stave:

1) 3s2 3p5 3d0 + hn --> 3s2 3p4 3d1

3 nepárové elektróny (2 elektróny na podúrovni 3p a 1 elektrón na podúrovni 3d), preto je valencia 3

Príklad zlúčeniny: HClO2, Cl2O3

2) 3s2 3p4 3d1 + hn --> 3s2 3p3 3d2

5 nepárových elektrónov (3 elektróny na podúrovni 3p a 2 elektróny na podúrovni 3d), preto je valencia 5

Príklad zlúčeniny: HClO3, Cl2O5

3) 3s2 3p3 3d2 + hn --> 3s1 3p3 3d3

7 nepárových elektrónov (1 elektrón v podúrovni 3s, 3 elektróny v podúrovni 3p a 3 elektróny v podúrovni 3d), preto je valencia 5

4. Valencia atómu hliníka v stacionárnom a excitovanom stave. Možné oxidačné stavy atómu chlóru. Redoxné vlastnosti. Príklady schém pohybu elektrónov

Valenčné elektróny: 3s2 3p5

V neexcitovanom stave má atóm chlóru na energetickej úrovni 3 jeden nepárový elektrón, preto môže nevybudený atóm chlóru vykazovať valenciu 1. Valencia 1 sa vyskytuje v nasledujúcich zlúčeninách:

plynný chlór Cl2 (alebo Cl-Cl)

Chlorid sodný NaCl (alebo Na+ Cl-)

HCl HCl (alebo H-Cl)

Kyselina chlórna HOCl (alebo H-O-Cl)

Redoxné vlastnosti.

HCl - oxidačný stav chlóru -1

HClO3 - oxidačný stav chlóru +5

HClO4 - oxidačný stav chlóru +7

Stredný oxidačný stav naznačuje, že tento prvok môže vykazovať redukčné aj oxidačné vlastnosti, je to HClO3

Oxidačné vlastnosti vykazujú prvky, ktoré majú maximálny oxidačný stav (rovná sa číslu skupiny, v ktorej sa prvok nachádza). To znamená, že HClO4 je oxidačné činidlo.

Prvok s najnižším stupňom oxidácie má redukčné vlastnosti, t.j. HCl je redukčné činidlo.

Chlór je silné oxidačné činidlo. Ako oxidačné činidlá možno použiť rôzne zlúčeniny chlóru. Ide o chlór C12), kyselinu chlórnu HCIO, soli kyseliny chlórnej - chlórnan sodný NaCIO alebo chlórnan vápenatý Ca(CIO)2 a oxid chlóru CIO2.

Chlorácia sa používa na odstránenie fenolov, krezolov, kyanidov a sírovodíka z odpadových vôd. Na boj proti biologickému znečisteniu štruktúr sa používa ako biocíd. Chlór sa používa aj na dezinfekciu vody.

Chlór sa do výroby dodáva v kvapalnej forme s obsahom minimálne 99,5 %. Chlór je vysoko toxický plyn a má schopnosť hromadiť sa a koncentrovať v malých dutinách. Pracuje sa s ním dosť ťažko. Keď sa chlór dostane do vody, hydrolyzuje sa za vzniku kyseliny chlorovodíkovej. S niektorými organickými látkami, ktoré sú prítomné v roztoku, môže C12 vstúpiť do chloračných reakcií. V dôsledku toho vznikajú sekundárne organochlórové produkty, ktoré sú vysoko toxické. Preto sa snažia obmedziť používanie chlóru.

Kyselina chlórna HCJ má rovnakú oxidačnú schopnosť ako chlór. Jeho oxidačné vlastnosti sa však prejavujú až v kyslom prostredí. Kyselina chlórna je navyše nestabilný produkt – časom a na svetle sa rozkladá.

Soli kyseliny chlórnej sú široko používané. Chlórnan vápenatý Ca(Cl)2 je dostupný v troch stupňoch s koncentráciou aktívneho chlóru od 32 do 35 %. V praxi sa používa aj dvojsýtna soľ Ca(Cl)2-2Ca(OH)g2H20.

Najstabilnejšou soľou chlórnanu sodného je NaOCl * 5H20, ktorý sa získava chemickou reakciou plynného chlóru s alkalickým roztokom alebo elektrolýzou kuchynskej soli v kúpeli bez diafragmy.

Oxid chlóru CO2 je zelenožltý plyn, vysoko rozpustný vo vode, silné oxidačné činidlo. Získava sa reakciou chloritanu NaC102 s chlórom, kyselinou chlorovodíkovou alebo ozónom. Pri interakcii oxidu chlóru s vodou nedochádza k chloračným reakciám, čím sa eliminuje tvorba organochlórových látok. Nedávno sa uskutočnil rozsiahly výskum na určenie podmienok nahradenia chlóru oxidom chlóru ako oxidačným činidlom. Množstvo ruských tovární zaviedlo pokročilé technológie využívajúce CO2.