Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 14
|
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ
Санкт-Петербургская государственная Химия
Методические указания, программа, для студентов заочного отделения Санкт-Петербург 2004 Химия
. Методические указания, программа, решение типовых задач и контрольные задания для студентов заочного отделения инженерно-экономических специальностей. – СПб.: Изд-во СПбГАСЭ, 2004. – 87 с. Под редакцией И.Л. Шиманович Дорогой студент!
В принципе задачи, которые предложены в этой методичке очень простые и Вы можете их решить! Если Вы по какой либо причине не можете или не хотите этого делать - наш сайт: http
://
allhimiks
.
ru
поможет Вам с решениями задач. Решения всех задач из всех методичек Шимановича уже решены и ждут Вас
. Ó Санкт-Петербургская государственная академия сервиса и экономики 2004 г. Наука стала производительной силой нашего общества. Без применения достижений науки, и в частности химии, невозможно развитие современной промышленности и социалистического сельского хозяйства. Химия, являясь одной из фундаментальных естественнонаучных дисциплин, изучает материальный мир, законы его развития, химическую форму движения материи. В процессе изучения химии формируется диалектико-материалистическое мировоззрение, вырабатывается научный взгляд на мир в целом. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о материи и формах ее движения, о веществе как одном из видов движущейся материи, о механизме превращения химических соединений, о свойствах технических материалов и применении химических процессов в современной технике. Необходимо прочно усвоить основные законы и теории химии, овладеть техникой химических расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых фактов, уяснить значение решений Коммунистической партии и Советского правительства по вопросам развития химии и химизации народного хозяйства. Знание химии необходимо для успешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин. Основной вид учебных занятий студентов-заочников – самостоятельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается из следующих элементов: изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; выполнение контрольных заданий; выполнение лабораторного практикума; индивидуальные консультации (очные и письменные); посещение лекций; сдача зачета по лабораторному практикуму; сдача экзамена по всему курсу. Работа с
книгой
. Изучать курс рекомендуется по темам, предварительно ознакомившись с содержанием каждой из них по программе. (Расположение материала курса в программе не всегда совпадает с расположением его в учебнике.) При первом чтении не задерживайтесь на математических выводах, составлении уравнений реакций: старайтесь получить общее представление об излагаемых вопросах, а также отмечайте трудные или неясные места. При повторном изучении темы усвойте все теоретические положения, математические зависимости и их выводы, а также принципы составления уравнений реакций. Вникайте в сущность того или иного вопроса, а не пытайтесь запомнить отдельные факты и явления. Изучение любого вопроса на уровне сущности, а не на уровне отдельных явлений способствует более глубокому и прочному усвоению материала.
Чтобы лучше запомнить и усвоить изучаемый материал, надо обязательно иметь рабочую тетрадь и заносить в нее формулировки законов и основных понятий химии, новые незнакомые термины и названия, формулы и уравнения реакций, математические зависимости и их выводы и т.п. Во всех случаях, когда материал поддается систематизации, составляйте графики, схемы, диаграммы, таблицы.
Они очень облегчают запоминание и уменьшают объем конспектируемого материала. Изучая курс, обращайтесь и к предметному указателю в конце книги. Пока тот или иной раздел не усвоен, переходить к изучению новых разделов не следует. Краткий конспект курса будет полезен при повторении материала в период подготовки к экзамену. Изучение курса должно обязательно сопровождаться выполнением упражнений и решением задач (см. список рекомендованной литературы). Решение задач - один из лучших методов прочного усвоения, проверки и закрепления теоретического материала. Контрольные задания
. В процессе изучения курса химии студент должен выполнить две контрольные работы. Контрольные работы не должны быть самоцелью; они являются формой методической помощи студентам при изучении курса.
К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно разобраны решения примеров типовых задач, приведенных в данном пособии, по соответствующей теме. Решения задач и ответы на теоретические вопросы должны быть коротко, но четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования. Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена; для замечаний рецензента надо оставлять широкие поля; писать четко и ясно; номера и условия задач переписывать в том порядке,
q
каком они указаны в задании.
В конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания. Работы должны быть датированы, подписаны студентом и представлены в институт на рецензирование. Если не зачтена, ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и выслать на рецензирование вместе с незачтенной работой. Исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензированном тексте. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту, преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.
Лабораторные занятия
. Для глубокого изучения химии как науки, основанной на эксперименте, необходимо выполнить лабораторный практикум. Он развивает у студентов навыки научного экспериментирования, исследовательский подход к изучению предмета, логическое химическое мышление. В процессе проведения лабораторных занятий студентам прививаются навыки трудолюбия, аккуратности, товарищеской взаимопомощи, ответственности за полученные результаты. Студенты, проживающие в месте нахождения института или УКП, выполняют лабораторный практикум параллельно с изучением курса, все остальные – в период лабораторно-экзаменационной сессии. Консультации
. В случае затруднений при изучении курса следует обращаться за письменной консультацией в институт к преподавателю, рецензирующему контрольные работы, или за устной консультацией – к преподавателю на УКП. Консультации можно получить по вопросам организации самостоятельной работы и по другим организационно-методическим вопросам. Лекции
. В помощь студентам, прикрепленным к УКП, читаются лекции по важнейшим разделам курса, на которых излагаются не все вопросы, представленные в программе, а глубоко и детально рассматриваются принципиальные, но недостаточно полно освещенные в учебной литературе понятия и закономерности, составляющие теоретический фундамент курса химии. На лекциях даются также методические рекомендации для самостоятельного изучения студентами остальной части курса. Студенты, не имеющие возможности посещать лекции одновременно с изучением курса по книге, слушают лекции в период установочных или лабораторно-экзаменационных сессий. Зачет
. Выполнив лабораторный практикум, студенты сдают зачет. Для сдачи зачета необходимо уметь изложить ход выполнения опытов, объяснить результаты работы и выводы из
них, уметь составлять уравнения реакций. Студенты, сдающие зачет, предъявляют лабораторный журнал с пометкой преподавателя о выполнении всех работ, предусмотренных планом практикума. Экзамен
.
К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольные задания и сдали зачет по лабораторному практикуму. Экзаменатору студенты предъявляют зачетную книжку, направление на экзамен и зачтенные контрольные работы. Содержание курса и объем требований, предъявляемых студенту при сдаче экзамена, определяет программа по химии для инженерно-технических (нехимических) специальностей высших учебных заведений, утвержденная Учебно-методическим управлением по высшему образованию Министерства высшего и среднего специального образования СССР 4 октября 1984 г. Настоящая программа курса химии составлена в соответствии с современным уровнем химической науки и требованиями, предъявляемыми к подготовке высококвалифицированных специалистов дня социалистического народного хозяйства. Программа состоит из введения и пяти разделов. Первые четыре раздела охватывают содержание общей части курса, необходимой для подготовки инженеров любой специальности. Содержание пятого раздела программы отражает специализацию будущих инженеров. Оно изменяется в зависимости от основных направлений (механическое, энергетическое, строительное) профилирования подготовки будущих инженеров. Ниже приводится эта программа. Значение химии в изучении природы и развитии техники. Химия как раздел естествознания – наука о веществах и их превращениях. Понятие о материи, веществе и поле. Предмет химии и связь ее с другими науками. Значение химии в формировании диалектико-материалистического мировоззрения. Развитие химии и химической промышленности в Советском Союзе. Специфическое значение химии в технологических и экономических вопросах отраслей народного хозяйства. Химия и охрана окружающей среды. Основные химические понятия и законы в свете современной диалектико-материалистической философии. Законы сохранения и взаимосвязи массы и энергии. Стехиометрические законы и атомно-молекулярные представления. Химический эквивалент. Молекулярные и атомные массы. 1. Строение атомов и систематика Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер. Изотопы. Современное понятие о химическом элементе. Электронные оболочки атомов. Постулаты Бора. Двойственная корпускулярно-волновая природа электрона. Характеристика поведения электронов в атомах. Размещение электронов в атомах. Электронные аналоги. Нормальное и возбужденное состояние атомов. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Диалектический характер периодического закона. Экспериментальное обоснование периодической системы. Общенаучное значение периодического закона. Изменение свойств химических элементов. Электроотрицательность. Окисление и восстановление. Химическая связь и валентность элементов. Образование молекул из атомов. Основные виды и характеристики химической связи. Основные представления о ковалентной связи. Валентность химических элементов. Метод валентных связей. Насыщаемость и направленность ковалентных связей. Гибридизация электронных орбиталей. Полярность связи. Метод молекулярных орбиталей. Ионная связь. Степень окисления. Координационное число. Строение простейших молекул. Электрическая полярность молекул и ее количественная характеристика. 3. Типы взаимодействия молекул. Агрегация однородных молекул. Конденсация паров и полимеризация. Вандерваальсовы силы. Водородная связь. Агрегация разнородных молекул. Комплексообразование. Донорно-акцепторный механизм образования связи в комплексных соединениях. Строение кристаллов. Особенности кристаллического состояния вещества. Кристаллические системы. Типы кристаллических решеток. Металлическая связь. Реальные кристаллы. Свойства веществ в различных состояниях. Особенности свойств поверхности жидких и твердых тел. II. Общие закономерности 1. Энергетика химических процессов Энергетические эффекты химических реакций. Внутренняя энергия и энтальпия. Термохимические законы. Энтальпия образования химических соединений. Энергетические эффекты при фазовых переходах. Термохимические расчеты. Энтропия и ее изменение при химических процессах и фазовых переходах. Энергия Гиббса и ее изменение при химических процессах. 2. Химическая кинетика и равновесие Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные системы. Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации реагирующих веществ. Закон действия масс. Зависимость скорости гомогенных реакций от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Химическое равновесие в гомогенных системах. Ускорение гомогенных реакций. Гомогенный катализ. Цепные реакции. Фотохимические реакции. Радиационно-химические реакции. 3. Химическая кинетика и равновесие Фазовые переходы и равновесия. Скорость гетерогенных химических реакций. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Основные факторы, определяющие направление реакций и химическое равновесие. Принцип Ле Шателье. Правило фаз. Различные виды сорбции. Адсорбционное равновесие. Гетерогенный катализ. III. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ХИМИЧЕСКИХ 1. Свойства химических элементов Химические элементы в периодической системе. Классификация элементов по химической природе. Классификация элементарных веществ. Аллотропия, полиморфизм. Физические свойства элементарных веществ. Химические свойства элементарных веществ. 2.
Простые соединения химических элементов Общий обзор простых соединений элементов и характер химической связи в них. Простые соединения водорода: простые кислоты, гидриды. Соединения галогенов – галиды. Соединения кислорода – оксиды и гидроксиды. Сульфиды, нитриды, карбиды. Атомы и ионы как комплексообразователи. Различные типы лигандов и комплексных соединений. Соединения комплексных анионов. Соединения комплексных катионов и нейтральные комплексы. Строение и свойства органических соединений. Изомерия. Особенности свойств органических соединений. Классификация органических соединений. Углеводороды и галопроизводные. Кислород и азотсодержащие органические соединения. IV. РАСТВОРЫ И ДРУГИЕ ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ. 1. Основные характеристики растворов Общие понятия о растворах и дисперсных системах. Классификация дисперсных систем. Способы выражения состава растворов и других дисперсных систем. Растворимость. Изменение энтальпии и энтропии при растворении. Плотность и давление паров растворов. Фазовые превращения в растворах. Осмотическое давление. Общие вопросы физико-химического анализа. 2. Водные растворы электролитов
Особенности воды как растворителя. Электролитическая диссоциация; два вида электролитов. Характеристика поведения электролитов. Свойства растворов электролитов. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация комплексных соединений. Ионные реакции и равновесия. Произведение растворимости. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей. Теория кислот и оснований. Амфотерные электролиты. Образование твердых растворов. Виды твердых растворов. Свойства различных твердых растворов. 4. Гетерогенные дисперсные системы
Агрегативная и кинетическая устойчивость гетерогенных дисперсных систем. Образование гетерогенных дисперсных систем. Грубодисперсные системы – суспензии, эмульсии, пены. Поверхностно-активные вещества и их влияние на свойства дисперсных систем. Структура и электрический заряд коллоидных частиц. Свойства лиофобных и лиофильных коллоидных систем. Образование и свойства гелей. Окислительно-восстановительные реакции; составление уравнений. Гетерогенные окислительно-восстановительные и электрохимические процессы. Законы Фарадея. Понятие об электродных потенциалах. Гальванические элементы. Электродвижущая сила и ее измерение. Стандартный водородный электрод и водородная шкала потенциалов. Потенциалы металлических, газовых и окислительно-восстановительных электродов. Кинетика электродных процессов. Поляризация и перенапряжение. Концентрационная и электрохимическая поляризация. Первичные гальванические элементы, электродвижущая сила, напряжение и емкость элементов. Топливные элементы. Электролиз. Последовательность электродных процессов. Выход по току. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Практическое применение электролиза: получение и рафинирование металлов, нанесение гальванических покрытий, Получение водорода, кислорода и других продуктов. Аккумуляторы. Основные виды коррозии. Вред, наносимый коррозией народному хозяйству. Классификация коррозионных процессов. Химическая коррозия металлов. Электрохимическая коррозия металлов. Борьба с коррозией металлов. Изыскание коррозионно-стойких материалов. Методы защиты металлов от коррозии. Изоляция металлов от агрессивной среды; защитные покрытия. Электрохимические методы защиты (протекторная, катодная и анодная защита). Изменение свойств коррозионной среды; ингибиторы коррозии. Экономическое значение защиты металлов от коррозии. 1. Общие свойства металлов и сплавов
Физические свойства металлов. Химические свойства металлов. Взаимодействий различных металлов. Физико-химический анализ металлических сплавов. Интерметаллические соединения и твердые растворы металлов. Распространение и формы нахождения металлических элементов в природе. Извлечение металлов из руд. Основные методы восстановления металлов. Получение чистых и сверхчистых металлов. Вопросы экономики, связанные с получением металлов. 3. Легкие конструкционные металлы
Проблема легких конструкционных материалов. Магний и бериллий. Алюминий. Титан. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике. Вопросы экономики, связанные с выделением и применением легких металлов. 4. Металлы групп ванадия, хрома и марганца
Ванадий, ниобий, тантал. Хром, молибден, вольфрам. Марганец прений. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике. 5. Металлы семейства железа и меди
Общая характеристика металлов семейства и их соединений. Железо. Кобальт. Никель. Медь. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике. Вопросы экономики, связанные с выделением и применением. Благородные металлы. 6. Металлы групп цинка, галия и германия
Цинк, кадмий, ртуть. Галий, индий, таллий. Олово и свинец. Физические и химические свойства. Соединения. Распространение и добыча. Использование в технике. 7. Бор, углерод, инструментальные Бор, бориды. Углерод и его аллотропные формы – графит, алмаз. Карбиды; использование карбидов а технике. 8. Кремний, германий, сурьма, Кремний, силиды, силикаты. Германий, германиды. Сурьма и висмут; стибиды. 9. Органические полимерные материалы
Понятие об органических полимерах. Методы синтеза органических полимеров. Особенности внутреннего строения и физико-химические свойства полимеров. Конструкционные полимерные материалы. 1. Химия конструкционных и Металлы и сплавы; физико-химический анализ. Магний, бериллий; свойства, соединения, применение в технике. Алюминий, свойства, соединения, применение в технике. Переходные металлы, их свойства, соединения, применение в энергетике, электротехнике и радиотехнике. Кремний, германий, олово, свинец, их свойства и применение. Химия полупроводниковых материалов. Химия материалов волоконной оптики. Методы получения материалов высокой чистоты. 2. Полимерные материалы в энергетике и электротехнике
Методы получения полимерных материалов. Зависимость свойств полимеров от состава и структуры. Полимерные конструкционные материалы, Полимерные диэлектрики. Органические полупроводники. 3. Электрохимические процессы Химические источники тока. Электрохимические генераторы. Электрохимические преобразователи (хемотроны). Электрохимическая анодная обработка металлов и сплавов. Получение и свойства гальванопокрытий. Гальванопластика. Строение молекул и свойства воды. Природные воды. Основные методы очистки воды. Состав и свойства органического топлива. Теплота сгорания и теплотворная способность топлива. Твердое топливо и продукты его переработки. Жидкое и газообразное топливо. Области применения топлива. 5. Химия и охрана окружающей среды
Технический прогресс и экологические проблемы. Роль химии в решении экологических проблем. Продукты горения топлива и защита воздушного бассейна от загрязнений. Методы малоотходной технологии. Водородная энергетика. Получение и использование водорода. Охрана водного бассейна. Характеристика сточных вод. Методы очистки сточных вод. Методы замкнутого водооборота. Состав атомных ядер; изотопы. Радиоактивность. Радиоактивные ряды. Использование радиоактивных изотопов. Искусственная радиоактивность. Ядерные реакции. Ядерная энергетика. Торий, уран, плутоний и другие радиоактивные элементы и материалы. Строение молекул воды. Внутреннее строение и свойства воды в жидком состоянии. Строение кристаллов и свойства льда. Различные формы связанной воды. Химически связанная вода. Термическая диссоциация гидроксидов. Аквасоединения. Гидрогели. Процессы гидратации и дегидратации гидрогелей. Тиксотропные явления в строительной технике. Сорбция водяных паров. Адсорбированная вода. Хемосорбция воды. Капиллярная конденсация. Абсорбция. Гидрофильность и гидрофобность. Диаграммы состояния двойных систем типа вода – соль. Кристаллизация воды и водных растворов в различных условиях. Химические свойства воды. Взаимодействие воды с элементарными веществами и химическими соединениями. Процессы гидратации и гидролиза. 2. Щелочно-земельные металлы и алюминий
Магний, свойства и соединения. Природные соединения магния. Оксид и гидроксид магния; огнеупоры. Магнезиальное вяжущее вещество. Карбонат и гидрокарбонат магния. Кальций: Природные соединения кальция; известняки, мергели, разновидности природного сульфата кальция. Оксид и гидроксид кальция, свойства, получение и применение. Сульфат, карбонат, гидрокарбонат, силикаты кальция. Карбид кальция. Жесткость природных вод. Происхождение жесткости воды; единицы измерения жесткости. Карбонатная и некарбонатная жесткость. Методы умягчения воды. Другие процессы обработки воды; методы ионного обмена. Алюминий, свойства и соединения. Природные соединения алюминия. Получение алюминия. Применение алюминия и его сплавов в строительстве. Коррозия алюминиевых сплавов и методы защиты от нее. Оксид и гидроксид алюминия. Хром. Свойства соединений хрома (III) и хрома (VI). Природные соединения хрома. Применение хрома и его соединений. Марганец. Свойства соединений марганца. Природные соединения марганца. Применение марганца и его соединений. Железо, свойства и соединения. Железные руды. Чугун, сталь, специальные стали. Применение соединений железа. Никель, медь; свойства и соединения. Применение никеля, меди, их сплавов и соединений. Цинк, свойства и соединения. Применение цинка и его соединений. Углерод. Аллотропные формы углерода. Углерод в природе. Виды топлива. Природный газ. Монооксид углерода, свойства, получение и применение. Диоксид углерода, свойства и применение. Угольная кислота и карбонаты. Кремний. Полупроводниковые свойства кремния. Диоксид кремния, его полиморфные видоизменения. Кремниевые кислоты. Силикаты, их гидролиз и гидратация. Взаимодействие диоксида кремния с оксидом кальции; силикаты и гидросиликаты кальция; алюмосиликаты. Стекло и стекломатериалы. Ситаллы. Фторосиликаты и их применение. Германий, олово, свинец. 5. Неорганические вяжущие вещества
Физико-химические свойства вяжущих веществ. Воздушные и гидравлические вяжущие вещества. Значение степени дисперсности. Гипсовые вяжущие вещества. Ступенчатая дегидратация двухводного сульфата кальция. Полуводный сульфат кальция. Физико-химическая природа процессов схватывания и твердения. Портландцемент, его получение и процессы, происходящие при его обжиге. Состав цементного клинкера и взаимодействие его с водой. Процессы схватывания и твердения. Основные составляющие цементного камня. Коррозия бетона и методы борьбы с ней. Взаимодействие составных частей цементного камня с водой. Сульфатная, угольно-кислотная, магнезиальная коррозия. Методы защиты бетона от коррозии. Технико-экономическое значение борьбы с
коррозией бетона. Получение полимеров. Реакции полимеризации. Полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, полистирол. Реакции поликонденсации. Фенолформальдегидные смолы, карбамидоформальдегидные смолы, эпоксидные смолы, фурановые смолы. Кремнийорганические полимеры. Битумы и дегти. Физико-химические свойства полимеров. Особенности внутреннего строения полимеров. Пластические массы и полимербетоны, заполненные полимеры, наполнители, добавки к бетонам. Полимерные покрытия и клеи. Способы переработки пластических масс и получения элементов строительных конструкций. Стойкость и старение различных полимерных материалов в условиях длительной эксплуатации. Физиологическая активность полимерных материалов. 1. Путинский Г.П. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1985. 2. Курс общей химии. / Под ред. Н.В. Коровина. – М.: Высшая школа, 1981. 1. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 1977-1983. 2. Введение в общую химию. / Под ред. Г.П. Лучинского. – М.: Высшая школа, 1980. 3. Фролов В.В. Химия. – М.: Высшая школа, 1979. 4. Харин А.Н., Катаева Н.А., Харина Л.Т. Курс химии. – М.: Высшая школа, 1983. 5. Курс химии. Ч. 2, специальная для строительных вузов. / Под ред. В.А. Киреева. – М.: Высшая школа, 1974. 6. Левант Г.Е. и Райцын Г.А. Практикум по общей химии. – М.: Высшая школа, 1978. 7. Павлов Н.Н. Теоретические основы общей химии. – М.: Высшая школа. 1978. 8. Васильева З.Г., Грановская А.А., Таперова А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической химии. – М.: Химия, 1979. 9. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1985. 10. Гольбрайх З.Е. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Высшая школа, 1384. Каждый студент выполняет вариант контрольных заданий, обозначенный двумя последними цифрами номера студенческого билета (шифра). Например, номер студенческого билета 86594, две последние цифры 94, им соответствует вариант контрольного задания 94. Моль. Эквиваленты и эквивалентные массы простых С 1 января 1963 г. в СССР введена Международная система единиц измерения (СИ), состоящая из шести основных единиц: метр
(м) – длина, килограмм
(кг) – масса, секунда
(с) – время, ампер
(А) – сила тока, кельвин
(К) – термодинамическая температура, кандела
(кд) – сила света. XIV Генеральная конференция по мерам и весам (1971) утвердила в качестве седьмой основной единицы Международной системы моль
(моль) – единицу количества вещества. Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде – 12 массой 0,012 кг.
При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц. Моль вещества соответствует постоянной Авогадро NA
= (6,022045 ± 0,000031)×
1023
моль-1
структурных элементов. При применении понятия "моль" следует указывать, какие структурные элементы имеются в виду, например, моль атомов Н, моль молекул Н2
, моль протонов, моль электронов и т.п. Так, заряд моля электронов равен 6,022×
1023
е-
и отвечает количеству электричества, равному 1 фараде (F). Масса моля атомов или масса моля молекул (мольная или молярная масса), выраженная в граммах (г/моль), есть грамм-атом данного элемента или соответственно грамм-молекула данного вещества в прежнем понимании. Пример 1.
Выразите в молях: а) 6,02×
1021
молекул С02
; б) 1,20×
1024
атомов кислорода; в) 2,00×
1023
молекул воды. Чему равна мольная (молярная) масса указанных веществ? Решение.
Моль – это количество вещества, в котором содержится число частиц любого определенного сорта, равное постоянной Авогадро (6,02×
1023
). Отсюда а) 6,02×
1021
, т.е. 0,01 моль; б) 1,20×
1024
, т.е. 2 моль; в) 2,00×
1023
, т.е. 1/3 моль. Масса моля вещества выражается в кг/моль или г/моль. Мольная (молярная) масса вещества в граммах численно равна его относительной молекулярной (атомной) массе, выраженной в атомных единицах массы (а.е.м.). Так как молекулярные массы С02
и H2
O и атомная масса кислорода соответственно равны 44; 18 и 16 а.е.м., то их мольные (молярные) массы равны: а) 44 г/моль; б) 18 г/моль; в) 16 г/моль. Пример 2
. Определите эквивалент (Э) и эквивалентную массу m
Э
азота, серы и хлора в соединениях NH3
, H2
S и HCl. Решение.
Масса вещества и количество вещества – понятия неидентичные. Масса выражается в килограммах (граммах), а количество вещества в молях. Эквивалент элемента (Э)
– это такое количество вещества, которое соединяется с 1 моль атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой (
m
Э
).
Таким образом, эквиваленты выражаются в молях, а эквивалентные массы – в г/моль. В данных соединениях с 1 моль атомов водорода соединяется 1/3 моль азота, 1/2, моль серы и 1 моль хлора. Отсюда Э(N) = 1/3 моль, Э(S) = 1/2 моль, Э(Cl) = 1 моль. Исходя из мольных масс этих элементов, определяем их эквивалентные массы: m
Э(
N
)
= 1/3×
14 = 4,67 г/моль; m
Э(
S
)
= 1/2 • 32 = 16 г/моль; m
Э(
Cl
)
= 1 • 35,45 = 35,45 г/моль. Пример 3.
На восстановление 7,09 г оксида двухвалентного металла требуется 2,24 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу оксида и эквивалентную массу металла. Чему равна атомная масса металла? Нормальные условия по Международной системе единиц (СИ): давление 1,013 х 105
Па (760 мм рт. ст. =1 атм) , температура 273 К или 0°С. Решение.
Согласно закону эквивалентов массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ т1
и т2
пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):
Если одно из веществ находится в газообразном состоянии, то, как правило, его количество измеряется в объемных единицах (см3
, л, м3
). Объем, занимаемый при данных, условиях мольной или эквивалентной массой газообразного вещества, называется мольным или, соответственно, эквивалентным объемом этого вещества. Мольный объем любого газа при н.у. равен 22,4 л. Отсюда эквивалентный объем водорода
Из уравнения (3) находим эквивалентную массу оксида металла
Согласно закону эквивалентов Пример 4.
Сколько металла, эквивалентная масса которого 12,16 г/моль, взаимодействует с 310 см3
кислорода (н.у.)? Решение.
Так как мольная (молярная) масса О2
(32 г/моль) при н.у. занимает объем 22,4 м, то объем эквивалентной массы кислорода (8 г/моль) будет 22,4 : 4 =
откуда m
Ме
=
12,16 • 310/5600=0,673 г. Пример 5.
Вычислите эквиваленты и эквивалентные массы H2
SO4
и Аl(ОН)3
в реакциях, выраженных уравнениями: H2
SO4
+ КОH = KHSO4
+ Н2
О (1) H2
SO4
+ Mg = MgSO4
+ Н2
(2) Аl(ОH)3
+ HС1 = Аl(ОН)2
С1+ Н2
О (3) Аl(ОН)3
+ 3HNO3
= Аl(NО3
)3
+ 3H2
O (4) Решение.
Эквивалент (эквивалентная масса) сложного вещества, как и эквивалент (эквивалентная масса) элемента, может иметь различные значения и зависит от того, в какую реакцию обмена вступает это вещество. Эквивалентная масса кислоты (основная) равна мольной массе (М),
деленной на число атомов водорода, замещенных в данной реакции на металл (на число вступающих в реакцию гидроксильных групп). Следовательно, эквивалентная масса H2
SO4
в реакции (1) Мн2
so4
=98 г/моль, а в реакции (2) Мн2
so4
/2 = 49 г/моль. Эквивалентная масса Аl(OH)3
в реакции (3) МAl
(
OH
)
3
= 78 г/моль, а в реакции (4) МAl
(
OH
)
3
/3= 26 г/моль. Задачу можно решить и другим способом. Так как Н2
S04
взаимодействует с одной эквивалентной массой КОН и двумя эквивалентными массами магния, то ее эквивалентная масса равна в реакции (1) М/1
г/моль и в реакции (2) M/2 г/моль. Аl(ОН)3
взаимодействует с одной эквивалентной массой HCl и тремя эквивалентными массами НNО3
, поэтому его эквивалентная масса в реакции (3) равна М/1
г/моль, в реакции (4) M
/3
г/моль. Эквиваленты H2
SO4
в уравнениях (1) и (2) соответственно равны 1 моль и ½ моль; эквиваленты Аl(ОН)3
в уравнениях (3) и (4) соответственно равны 1 моль и 1/3 моль. Пример 6.
Из 3,85 г нитрата металла получено 1,60 г его гидроксида. Вычислите эквивалентную массу металла (m
ЭМе
). Решение.
При решении задачи следует иметь в виду: а) эквивалент (эквивалентная масса) гидроксида равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) металла и гидроксильной группы; б) эквивалент (эквивалентная масса) соли равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) металла и кислотного остатка. Вообще эквивалент (эквивалентная масса) химического соединения равен сумме эквивалентов (эквивалентных масс) составляющих его частей. Учитывая сказанное, подставляем соответствующие данные в уравнение (1) примера 3:
Пример 7
. В какой массе Са(ОН)2
содержится столько же эквивалентов, сколько в 312 г А1(ОН)3
? Решение.
Эквивалентная масса Аl(ОН)3
равна 1/3 его мольной массы, т.е. 78/3 = 26 г/моль. Следовательно, в 312 г Аl(ОН)3
содержится 312/26 =12 эквивалентов. Эквивалентная масса Ca(OH)2
равна 1/2 его мольной массы, т.е. 37 г/моль. Отсюда 12 эквивалентов составляют 37 г/моль ×
12 моль = 444 г. Пример 8
. Вычислите абсолютную массу молекулы серной кислоты в граммах. Решение.
Моль любого вещества (см. пример 1) содержит постоянную Авогадро NA
структурных единиц (в нашем примере молекул). Мольная масса H2
SO4
равна 98,0 г/моль. Следовательно, масса одной молекулы 98/(6,02 • 1023
) =1,63 •
10-22 г.
1.Определите эквивалент и эквивалентную массу фосфора, кислорода и брома в соединениях РH3
, H2
О, НВr. 2.В какой массе NaOH содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г КОН? Ответ:
100г. 3.Из 1,35 г оксида металла получается 3,15 г его нитрата. Вычислите эквивалентную массу этого металла. Ответ:
32,5 г/моль. 4.Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите эквивалентную массу этого металла. Ответ:
9 г/моль. 5.Оксид трехвалентного элемента содержит 31,58% кислорода. Вычислите эквивалентную, мольную и атомную массы этого элемента. 6.Чему равен при н.у. эквивалентный объем водорода? Вычислите эквивалентную массу металла, если на восстановление 1,017 г его оксида израсходовалось 0,28 л водорода (н.у.). Ответ:
32, 68 г/моль. 7.Выразите в молях: а) 6,02 • 1022
молекул C2
H2
; б) 1,80 • 1024
атомов азота; в) 3,01 • 1023
молекул NH3. Какова мольная масса указанных веществ? 8.Вычислите эквивалент и эквивалентную массу H3
PO4
в реакциях образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата. 9.В 2,48 г оксида одновалентного металла содержится 1,84 г металла. Вычислите эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равна мольная и атомная масса это го металла? 10.Чему равен при н.у. эквивалентный объем кислорода? На сжигание 1,5 г двухвалентного металла требуется 0,69 л кислорода (н.у.). Вычислите эквивалентную массу, мольную массу и атомную массу этого металла. 11.Из 3,31 г нитрата металла получается 2,78 г его хлорида, вычислите эквивалентную массу этого металла. Ответ:
103,6 г/моль. 12.Напишите уравнения реакций Fе(ОН)3
с хлороводородной (соляной) кислотой, при которых образуются следующие соединения железа: а) хлорид дигидроксожелеза; б) дихлорид гидроксожелеза; в) трихлорид железа. Вычислите эквивалент и эквивалентную массу Fе(ОН)3
в каждой из этих реакций. 13.Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия; б) нитрата дигидроксовисмута (III), Напишите уравнения реакций этих веществ с КОН и определите их эквиваленты и эквивалентные массы. 14.В каком количестве Сr(ОН)3
содержится столько же эквивалентов, сколько в 174,96 г Мg(ОН)2
? Ответ:
174 г. 15.Избытком хлороводородной (соляной) кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция; б) дихлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с HCl и определите их эквиваленты и эквивалентные массы. 16.При окислении 16,74 г
двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равны мольная и атомная массы металла? 17.При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите эквивалентную, мольную и атомную массы металла. 18.Исходя из мольной массы углерода и воды, определите абсолютную массу атома углерода и молекулы воды в граммах. Ответ:
2,0×
10-23 г, 3,0 • 10-23 г.
19.На нейтрализацию 9,797 г ортофосфорной кислоты израсходовано 7,998 г NаОН. Вычислите эквивалент, эквивалентную массу и основность Н3
РО4
в этой реакции. На основании расчета напишите уравнение реакции. Ответ:
0,5 моль, 49 г/моль, 2. 20.На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3
РОз израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите эквивалент, эквивалентную массу и основность кислоты. На основании, расчета напишите уравнение реакции. Ответ:
0,5 моль, 41 г/моль, 2. Пример 1.
Что такое квантовые числа? Какие значения они могут принимать? Решение.
Движение электрона в атоме носит вероятностный характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью (0,9–0,95) может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами), получившими название квантовых чисел (n
,
l
,
ml
). Квантовые числа принимают не любые, а определенные, дискретные (прерывные) значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Квантовые числа определяют размер (n
), форму (l
) и ориентацию (ml
) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную атомную орбиталь, электрон образует электронное облако, которое у электронов одного и того же атома может иметь различную форму (рис. 1). Формы электронных облаков аналогичны АО. Их также называют электронными или атомными орбиталями. Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (n
,
l
,
ml
и
ms
). Эти квантовые числа связаны с физическими свойствами электрона, и число n
(главное квантовое число) характеризует энергетический (квантовый) уровень электрона; число l
(орбитальное) – момент количества движения (энергетический подуровень), число ml
(магнитное) - магнитный момент, ms
–
спин. Спин электрона возникает за счет вращения его вокруг собственной оси. Электроны в атоме должны отличаться хотя бы одним квантовым числом (принцип Паули), поэтому в АО могут находиться не более двух электронов, отличающихся своими спинами (ms
= ±1/2). В табл. 1 приведены значения и обозначения квантовых чисел, а также число электронов на соответствующем энергетическом уровне в подуровне. Таблица 1. Значения квантовых чисел и максимальное число электронов Квантовый
Магнитное
квантовое
число
ml
Число
квантовых
состояний (орбиталей)
Максима
-
льное число электронов
уровень
подуровень
обозна
-
чение
главное квантовое число
n
обозна
-
чение
орбиталь-ное квантовое число
l
в подуровне
(2/+1)
в уровне
n2
в подуровне (
2/+1)
в уровне
2n2
K
1 s
0 0 1 1 2 2 L
2 s
p
0 1 0 -1; 0;+1 1 3 4 2 6 8 M
3 s
p
d
0 1 2 -1; 0;+1;+2 -2;-1; 0;+1; 1 3 5 9 2 6 10 18 N
4 s
p
d
f
0 1 2 3 -1; 0;+1 -2;-1; 0;+1;+2 -3;-2;-1; 0;+1; +2;+3; 1 3 5 7 16 2 6 10 14 32
Рис. 1. Формы
s
-,
p
- и
d
- электронных облаков (орбиталей)
Пример 2.
Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 22. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым (энергетическим) ячейкам. Решение
. Электронные формулы отображают распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням (атомным орбиталям). Электронная конфигурация обозначается группами символов nlx
, где n
– главное квантовое число, l
– орбитальное квантовое число (вместо него указывают соответствующее буквенное обозначение – s
,
p
,
d
,
f
),
x
– число электронов в данном подуровне (орбитали). При этом следует учитывать, что электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией – меньшая сумма n
+1
(правило Клечковского). Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая: Так как число электронов в атоме того или иного элемента равно его порядковому номеру в таблице Д.И. Менделеева, то для элементов №16 (сера) и №22 (титан) электронные формулы имеют вид: Электронная структура атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых (энергетических) ячейках, которые являются схематическим изображением атомных орбиталей (АО). Квантовую ячейку обозначают в виде прямоугольника Пример 3
. Изотоп 101-го элемента – менделевия (256) был получен бомбардировкой a-частицами ядер атомов эйнштейния (253). Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме. Решение
. Превращение атомных ядер обусловливается их взаимодействием с элементарными частицами или друг с другом. Ядерные реакции связаны с изменением состава ядер атомов химических элементов. С помощью ядерных реакций можно из атомов одних элементов получить атомы других. Превращения атомных ядер как при естественной, так и при искусственной радиоактивности записывают в виде уравнений ядерных реакций. При этом следует помнить, что суммы массовых чисел (цифры, стоящие у символа элемента вверху слева) и алгебраические суммы зарядов (цифры, стоящие у символа элемента внизу слева) частиц в левой и правой частях равенства должны быть равны. Данную ядерную реакцию выражают уравнением: Часто применяют сокращенную форму записи. Для приведенной реакции она имеет вид: 253
Es(a, n)256
Md. В скобках на первом месте пишут бомбардирующую частицу, а на втором, через запятую, - частицу, образующуюся при данном процессе. В сокращенных уравнениях частицы Пример 4
. Исходя из сокращенных уравнений ядерных реакций (табл. 2), напишите их полные уравнения. Решение
. Ответ на вопрос отражен в табл. 2. Таблица 2. Сокращенные и полные уравнения ядерных реакций
Сокращенные уравнения
Полные уравнения
21.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 9 и 28. Покажите распределение электронов этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов? 22.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 16 и 26. Распределите электроны этих атомов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов? 23.Какое максимальное число электронов могут занимать s
-, р-,
d
-
и f
-орбитали данного энергетического уровня? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 31. 24.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 25 и 34. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов? 25.Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4
s
или 3d; 5
s
или 4р
? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21. 26.Изотоп никеля-57 образуется при бомбардировке a-частицами ядер атомов железа-54. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его а сокращенной форме. 27.Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4
d
'
или 5
s
; 6
s
или 5
p
? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 43. 28.Что такое изотопы? Чем можно объяснить, что у большинства элементов периодической системы атомные массы выражаются дробным числом? Могут ли атомы разных элементов иметь одинаковую массу? Как называются подобные атомы? 29.Изотоп кремния-40 образуется при бомбардировке a-частицами ядер атомов алюминия-27. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме. 30.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 14 и 40. Сколько свободных d
-орбиталей у атомов последнего элемента? 31.Изотоп углерода-11 образуется при бомбардировке протонами ядер атомов азота-14. Составьте уравнение этой ядерной реакции и напишите его в сокращенной форме. 32.Напишите электронные формулы атомов, элементов с порядковыми номерами 15 и 28. Чему равен максимальный спин р
-электронов у атомов первого и 33.Напишите электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 21 и 23. Сколько свободных d
-орбиталей в атомах этих элементов? 34.Сколько и какие значения может принимать магнитное квантовое число ml
при орбитальном числе l
= 0, 1, 2 и 3? Какие элементы в периодической системе называют s
-, р-,
d
-
и f
-элементами? Приведите примеры. 35.Какие значения могут принимать квантовые числа п,
l
, т
l
и ms
, характеризующие состояние электронов в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома магния? 36.Какие из электронных формул, отражающих строение невозбужденного атома некоторого элемента неверны: a) 1s
2
2s
2
2p
5
3s
1
; б) 1s
2
2s
2
2p
6
; в) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
; г) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
; д) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3d
2
? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные формулы? 37.Напишите электронные формулы атомов элементов c порядковыми номерами 24 и 33, учитывая, что у первого происходит "провал" одного 4s
-электрона на 3d
-подуровень. Чему равен максимальный спин d
-электронов у атомов первого и 38.Квантовые числа для электронов внешнего энергетического, уровня атомов некоторого элемента имеют следующие значения: п
=4; l
= 0; т
l
, = 0; т
s
= ± ½. Напишите электронную формулу атома этого элемента и определите, сколько свободных 3d
-орбиталей он содержит. 39.В чем заключается принцип Паули? Может ли быть на каком-нибудь подуровне атома р
7
- или d
12
-электронов? Почему? Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером 22 и укажите его валентные электроны. 40. Составьте электронные формулы атомов элементов с порядковыми номерами 32 и 42, учитывая, что у последнего происходит "провал" одного 5s
-электрона на 4d
-подуровень. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов? Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Пример 1.
Какую высшую и низшую степени окисления проявляют мышьяк, селен и бром? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. Решение.
Высшую степень окисления элемента определяет номер группы периодической системы Д.И. Менделеева, в которой он находится. Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении того количества электронов, которое необходимо для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (п
s
2
пр
6
).
Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют структуру внешнего энергетического уровня s
2
p
3
,
s
2
p
4
и s
2
p
5
?
Ответ на вопрос см. табл. 3. Таблица 3. Степени окисления мышьяка, селена, брома
Элемент
Степень окисления
Соединения
высшая
низшая
As +5 -3 H3
AsO4
; H3
As Se +6 -2 SeO3
; Na2
Se Br +7 -1 KBrO4
; KBr Пример 2.
У какого из элементов четвертого периода – марганца или брома – сильнее выражены металлические свойства? Решение.
Электронные формулы данных элементов 25
Mn 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
2
25
Br 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
5
Марганец – d
-элемент VIIB-группы, а бром – р
-элемент VIIA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома марганца два электрона, а у атома брома – семь. Атомы типичных металлов характеризуются наличием, небольшого числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, тенденцией терять эти электроны. Они обладают только восстановительными
свойствами и не образуют элементарных отрицательных ионов. Элементы, атомы которых не внешнем энергетическом уровне содержат более трех электронов, обладают определенным сродством к электрону, а, следовательно, приобретают отрицательную степень окисления и даже образуют элементарные отрицательные ионы. Таким образом, марганец, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для брома, проявляющего слабые восстановительные свойства, более свойственны окислительные
функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р
- и d
-элементы, является преобладание металлических свойств у d
-элементов. Следовательно, металлические свойства у марганца сильнее выражены, чем у брома. Пример 3.
Как зависят кислотно-основные свойства, оксидов и гидроксидов от степени окисления атомов элементов, их образующих? Какие гидроксиды называются амфотерными (амфолитами)? Решение.
Если данный элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с увеличением степени окисления свойства последних меняются от основных к амфотерным и кислотным. Это объясняется характером электролитической диссоциации (ионизации) гидроксидов ЭОН, которая в зависимости от сравнительной прочности и полярности связей Э ¾ О и О ¾ Н может протекать по двум типам: Полярность связей, в свою очередь, определяется разностью электроотрицательностей компонентов, размерами и эффективными зарядами атомов. Диссоциация по кислотному типу (II) протекает, если Е
О-Н
< Е
Э-О
(высокая степень окисления), а по основному типу, если Е
О-Н
> Е
Э-О
(низкая степень окисления). Если прочности связей О–Н и Э–О близки или равны, диссоциация гидроксида может одновременно протекать и по (I), и по (II) типам. В этом случае речь идет об амфотерных электролитах (амфолитах): Э – элемент, п
– его положительная степень окисления. В кислой среде амфолит проявляет основной характер, а в щелочной среде – кислый характер: Ga(OH)3
+ 3HCl = GaCl3
+ ЗН2
О Ga(OH)3
+ 3NaOH = Na3
GaO3
+ ЗН2
О 41.Исходя из положения германия и технеция в периодической системе, составьте формулы мета-, ортогерманиевой кислот и оксида технеция, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически. 42.Что такое энергия ионизации? В каких единицах она выражается? Как изменяется восстановительная активность s
- и р
-элементов в группах периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему? 43.Что такое электроотрицательность? Как изменяется электроотрицательность р
-элементов в периоде, в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Почему? 44. Исходя из положения германия, молибдена и рения в периодической системе, составьте формулы водородного соединения германия, оксида молибдена и рениевой кислоты, отвечающие их высшей степени окисления. Изобразите формулы этих соединений графически. 45.Что такое сродство к электрону? В каких единицах оно выражается? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличением порядкового номера? Ответ мотивируйте строением атома соответствующего элемента. 46.Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего периода периодической системы, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия. 47.Какой из элементов четвертого периода – ванадий или мышьяк – обладает более выраженными металлическими свойствами? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте, исходя из строения атомов данных элементов. 48.Марганец образует соединения, в которых он проявляет степень окисления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида марганца (IV). 49.У какого элемента четвертого периода – хрома или селена – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом? Ответ мотивируйте строением атомов хрома и селена. 50.Какую низшую степень окисления проявляют хлор, сера, азот и углерод? Почему? Составьте формулы соединений алюминия с данными элементами в этой степени окисления. Как называются соответствующие соединения? 51.У какого из р
-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы – сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов. 52.Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: Ва(ОН)2
или Мg(ОН)2
; Са(ОН)2
или Fe(OH)2
; Cd(OH)2
или Sr(OH)2
? 53.Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дайте мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: CuOH или Cu(OH)2
; Fe(OH)2
или Fe(OH)3
; Sn(OH)2
или Sn(OH)4
? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида олова (II). 54.Какую низшую степень окисления проявляют водород, фтор, сера и азот? Почему? Составьте формулы соединений кальция с данными элементами в этой их степени окисления. Как называются соответствующие соединения? 55.Какую низшую и высшую степени окисления проявляют кремний, мышьяк, селен и хлор? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. 56.Хром образует соединения, в которых он проявляет степени окисления +2, +3, +6. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отвечающих этим степеням окисления. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида хрома (III). 57.Атомные массы элементов в периодической системе непрерывно увеличиваются, тогда как свойства простых тел изменяются периодически. Чем это можно объяснить? Дайте мотивированный ответ. 58.Какова современная формулировка периодического закона? Объясните, почему в периодической системе элементов аргон, кобальт, теллур и торий помещены соответственно перед калием, никелем, йодом и протактинием, хотя и имеют большую атомную массу? 59.Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, фосфор, сера и йод? Почему? Составьте формулы соединений данных элементов, отвечающих этим степеням окисления. 60.Атомы каких элементов четвертого периода периодической системы образуют оксид, отвечающий их высшей степени окисления Э2
O5
? Какой из них дает газообразное соединение с водородом? Составьте формулы кислот, отвечающих этим оксидам, и изобразите их графически? Химическая связь и строение молекул. Пример 1.
Какую валентность, обусловленную неспаренными электронами (спин-валентность), может проявлять фосфор в нормальном и возбужденном (*) состояниях? Решение.
Распределение электронов внешнего энергетического уровня фосфора, ...3s2
Зр
3
(учитывая правило Хунда, 3s
2
Зрх
Зру
Зр
z
) по квантовым ячейкам имеет вид: Атомы фосфора имеют свободные d
-орбитали, поэтому возможен переход одного Отсюда валентность (спинвалентность) фосфора в нормальном состоянии равна трем, а в возбужденном – пяти. Пример 2.
Что такое гибридизация валентных орбиталей? Какое строение имеют молекулы типа АВn
если связь в них образуется за счет sp
-,
sp
2
-,
sp
3
-
гибридизации орбиталей атома А? Решение.
Теория валентных связей (ВС) предполагает участие в образовании ковалентных связей не только "чистых" АО, но и "смешанных", так называемых гибридных, АО. При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей (электронных облаков) взаимно изменяются и образуются орбитали (облака) новой одинаковой формы и одинаковой энергии. Число гибридных орбиталей (q) равно числу исходных. Ответ на поставленный вопрос отражен в табл. 4. Таблица 4. Гибридизация орбиталей и пространственная конфигурация молекул
Тип Исходные орбитали атома А
Тип гибридизации
Число гибридных орбиталей атома А
Пространственная конфигурация молекулы
АВ2
s
+ p
sp
2 Линейная АВ3
s
+ p
+ p
sp
2
3 Треугольная АВ4
s
+ p
+ p
+ p
sp
3
4 Тетраэдрическая Пример 3.
Как метод молекулярных орбиталей (МО) описывает строение двухатомных гомоядерных молекул элементов, второго периода? Решение.
Метод валентных связей (ВС) не может объяснить целый ряд свойств и строение некоторых молекул (парамагнетизм молекулы О2
;
большую прочность связей в молекулярных ионах На рис. 2. изображена энергетическая схема образования молекулярных орбиталей из атомных для двухатомных гомоядерных (одного и того же элемента) молекул элементов второго периода. Число связывающих и разрыхляющих электронов зависит от их числа в атомах исходных элементов.
Рис. 2. Энергетическая схема образования молекулярных Следует отметить, что при образовании молекул В2
, С2
и N2
энергия связывающей s2px
-орбитали больше энергии связывающих p2py
- и p2pz
-орбиталей, тогда как в молекулах О2
и F2
, наоборот, энергия связывающих p2py
- и p2pz
-орбиталей больше энергии связывающей s2px
-орбитали. Это нужно учитывать при изображении энергетических схем (рис. 2) соответствующих молекул. Порядок связи
в молекуле определяется разностью между числом связывающих и разрыхляющих орбиталей, деленный на два. Порядок связи может быть равен нулю (молекула не существует), целому или дробному положительному числу. Подобно электронным формулам, показывающим распределение электронов в атоме по атомным орбиталям, в методе МО составляются формулы молекул, отражающие их электронную конфигурацию. По аналогии с атомными s
-,
p
-,
d
-,
f
-
орбиталями молекулярные орбитали обозначаются греческими буквами s p d j. Так, электронная конфигурация молекул О2
описывается следующим образом: Буквами КК показано, что четыре 1 s
-электрона (два связывающих и два разрыхляющих) практически не оказывают влияния на химическую связь. Контрольные вопросы 61.Какую химическую связь называют ковалентной? Чем можно объяснить направленность ковалентной связи? Как метод валентных связей (ВС) объясняет строение молекулы воды? 62.Какую ковалентную связь называют полярной? Что служит количественной мерой полярности ковалентной связи? Исходя из значений электроотрицательности атомов соответствующих элементов? определите, какая из связей: HI, ICI, BrF – наиболее полярна. 63.Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным? Какие химические связи имеются в ионах NN+
4
и ВF-
4
? Укажите донор и акцептор. 64.Как метод валентных связей (ВС) объясняет линейное строение молекулы BeCl2
и тетраэдрическое СН4
? 65.Какую ковалентную связь называют s-связью и какую p-связью? Разберите на примере строения молекулы азота. 66.Сколько неспаренных электронов имеет атом хлора в нормальном и возбужденном состояниях? Распределите эти электроны по квантовым ячейкам. Чему равна валентность хлора, обусловленная неспаренными электронами? 67.Распределите электроны атома серы по квантовым ячейкам. Сколько неспаренных электронов имеют ее атомы в нормальном и возбужденном состояниях? Чему равна валентность серы, обусловленная неспаренными электронами? 68.Что называют электрическим моментом диполя? Какая из молекул HCl, НВr, HI имеет наибольший момент диполя? Почему? 69.Какие кристаллические структуры называют ионными, атомными, молекулярными и металлическими? Кристаллы каких веществ: алмаз, хлорид натрия, диоксид углерода, цинк – имеют указанные структуры? 70.Как метод валентных связей (ВС) объясняет угловое строение молекул H2
S и линейное молекулы CO2
? 71.Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы Нe2
и молекулярного иона Нe+
2
по методу молекулярных орбиталей. Как метод МО объясняет устойчивость иона Нe+
2
и невозможность существования молекулы He2
? 72.Какую химическую связь называют водородной? Между молекулами каких веществ она образуется? Почему Н2
О и HF, имея меньшую молекулярную массу, плавятся и кипят при более высоких температурах, чем их аналоги? 73.Какую химическую связь называют ионной? Каков механизм ее образования? Какие свойства ионной связи отличают ее от ковалентной? Приведите два примера типичных ионных соединений. Напишите уравнения превращения соответствующих 74.Что следует понимать под степенью окисления атома? Определите степень окисления атома углерода и его валентность, обусловленную числом неспаренных электронов, в соединениях СН4
, СН3
ОН, НСООН, CO2
. 75.Какие силы молекулярного взаимодействия называют ориентационными, индукционными и дисперсионными? Когда возникают эти сипы и какова их природа? 76.Нарисуйте энергетическую схему образовании молекулярного иона H2
и молекулы H2
по методу молекулярных орбиталей. Где энергия связи больше? Почему? 77.Какие электроны атома бора участвуют в образовании ковалентных связей? Как метод валентных связей (ВС) объясняет симметричную треугольную форму молекулы BF3
? 78.Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы О2
по методу молекулярных орбиталей (МО). Как метод МО объясняет парамагнитные свойства молекулы кислорода? 79.Нарисуйте энергетическую схему образования молекул F2
по методу молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Чему равен порядок связи в этой молекуле? 80.Нарисуйте энергетическую схему образования молекулы N2
по методу молекулярных орбиталей (МО). Сколько электронов находится на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Чему равен порядок связи в этой молекуле? Энергетика химических процессов При решении задач этого раздела см. табл. 5. Науку о взаимных превращениях различных видов энергии называют термодинамикой.
Термодинамика устанавливает законы этих превращений, а также направление самопроизвольного, течения различных процессов в данных условиях. При химических реакциях происходят глубокие качественные изменения в системе, рвутся связи в исходных веществах и возникают новые связи в конечных продуктах. Эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии. В большинстве случаев этой энергией является теплота. Раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций, называют термохимией.
Реакции, которые сопровождаются выделением теплоты, называют экзотермическими,
а те, которые сопровождаются поглощением теплоты, – эндотермическими.
Теплоты реакций являются, таким образом, мерой изменения свойств системы, и знание их может иметь большое значение при определении условий протекания тех или иных реакций. При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии как проявление более общего закона природы – закона сохранения материи. Теплота Q
, поглощенная системой, идет на изменение ее внутренней энергии DU
и на совершение работы A
:
Q
= DU
+ A
Внутренняя энергия
системы U
–
это общий ее запас, включающий энергию поступательного и вращательного движения молекул, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов, внутриядерную энергию и т.д. Внутренняя энергия – полная энергия системы без потенциальной энергии, обусловленной положением системы в пространстве, и без кинетической энергии системы как целого. Абсолютное значение внутренней энергии U
-
веществ неизвестно, так как нельзя привести систему в состояние, лишенное энергии. Внутренняя энергия, как и любой вид энергии, является функцией состояния, т.е. ее изменение однозначно определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода, по которому протекает процесс DU
= U
2
– U
1
, где DU
– изменение внутренней энергии системы при переходе от начального состояния U
1
в конечное U
2
.
Если U
2
> U
1
, то DU
> 0. Если U
2
< U
1
, то DU
< 0. Теплота и работа функциями состояния не являются, ибо они служат формами передачи энергии и связаны с процессом, а не с состоянием системы. При химических реакциях А –
это работа против внешнего давления, т.е. в первом приближении Qp
= DU
+ p
DV,
Qp
= (U
2
– U
1
) + p
(V
2
– V1
); Qp
= (U
2
+ pV
2
) – (U
1
+ pV
1
). Сумма U
+ pV
обозначим через Н
, тогда: Qp
= Н
2
– Н
1
= DН.
Величину Н
называют энтальпией.
Таким образом, теплота при p=const и T=const приобретает свойство функции состояния и не зависит от пути, по которому протекает процесс. Отсюда теплота реакции в изобарно-изотермическом процессе Q
р
равна изменению энтальпии системы DН
(если единственным видом работы является работа расширения): Qp
= DН.
Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния; ее изменение (DН
) определяется только начальными и конечными состояниями системы и не зависит от пути перехода. Нетрудно видеть, что теплота реакции в изохорно-изотермическом процессе (V
=
const; T
=const), при котором DV
= 0, равна изменению внутренней энергии системы: QV
= DU
.
Теплоты химических процессов, протекающих при p
, T
=const и V
,
T
=const, называют тепловыми эффектами.
При экзотермических реакциях энтальпия системы уменьшается и DН
< 0 Термохимические расчеты основаны на законе Гесса (1840): тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода.
Часто в термохимических расчетах применяют следствие из закона Гесса: тепловой эффект реакции
(DH
х.р
) равен сумме теплот образования
DH
обр
продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции
Пример 1.
При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС13
и хлористый водород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение этой реакции. Решение.
Уравнения реакций, в которых около символов химических соединений указываются их агрегатные состояния или кристаллическая модификация, а также численное значение тепловых эффектов, называют термохимическими.
В термохимических уравнениях, если это специально не оговорено, указываются значения тепловых эффектов при постоянном давлении Qp
, равные изменению энтальпии системы DH
. Значение DН
приводят обычно в правой части уравнения, отделяя его запятой или точкой с запятой. Приняты следующие сокращенные обозначения агрегатного состояния веществ: г – газообразное,. ж – жидкое, к – кристаллическое. Эти символы опускаются, если агрегатное состояние веществ очевидно. Если в результате реакции выделяется теплота, то DH
< 0. Учитывая сказанное, составляем термохимическое уравнение данной в примере реакции:
Таблица 5. Стандартные теплоты (энтальпии) Вещество
Состояние
D
H
о
298
, кДж/моль
Вещество
Состояние
D
H
о
298
, кДж/моль
С2
H2
г +226,75 CO г -110,52 CS2
г +115,28 CH3
OH г -201,17 NO г +90,37 C2
H5
OH г -235,31 C6
H6
г +82,93 H2
O г -241,83 C2
H4
г +52,28 H2
O ж -285,84 H2
S г -20,15 NH4
Cl к -315,39 NH3
г -46,19 CO2
г -393,51 CH4
г -74,85 Fe2
O3
к -822,10 C2
H6
г -84,67 Ca(OH)2
к -986,50 HCl г -92,31 Al2
O3
к -1669,80 Пример 2.
Реакция горения этана выражается термохимическим уравнением C2
H6
(г) + 3½O2
= 2 CO2
(г) + 3H2
O (ж); DH
х.р
= -1559,87 кДж Вычислите теплоту образования этана, если известны теплоты образования СО2
(г) и Н2
О(ж) (табл. 5). Решение. Теплотой образования (энтальпией) данного соединения называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях
. Обычно теплоты образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25о
С (298 К) и 1,013×
105
Па, и обозначают через DH
о
298
. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то здесь и в дальнейшем индексы опускаются, и тепловой эффект обозначается через DН
. Следовательно, нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид: 2С (графит) + 3Н2
(г) = С2
Н6
(г); DН
= ? исходя из следующих данных: а) С2
Н6
(г) + 3 ½О2
(г) = 2СО2
(г) + 3Н2
О(ж); DН
= -1559,87 кДж б) С (графит) + О2
(г) = СО2
(г); DН
= -393,51 кДж в) Н2
(г) + ½О2
= Н2
О(ж); DН
= -285,84 кДж На основании закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как и с алгебраическими. Для получения искомого результата следует уравнение (б) умножить на 2, уравнение (а) – на 3, а затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения (а): С2
Н6
= 3 ½О2
– 2С – 2О2
– 3Н2
– 3/2О2
= 2СО2
+ 3Н2
О – 2СО2
– 3Н2
О DН
= -1559,87 – 2(-393,51) – 3(-285,84) = +84,67 к Дж; DН
= -1559,87 + 787,02 + 857,52; С2
Н2
= 2С + 3Н2
; DН
= +84,67 кДж Так как теплота образования равна теплоте разложения с обратным знаком, то
Учитывая, что теплоты образования простых веществ условно приняты равными нулю:
Пример 3.
Реакция горения этилового спирта выражается термохимическим уравнением: С2
Н5
ОН(ж) + 3О2
(г) = 2СО2
(г) + 3Н2
О(ж); DН
= ? Вычислите тепловой эффект реакции, если известно, что мольная (молярная) теплота парообразования С2
Н5
ОН(ж) равна +42,36 кДж и известны теплоты образования: С2
Н5
ОН(г); СО2
(г); Н2
О(ж) (см. табл. 5). Решение
. Для определения DН
реакции необходимо знать теплоту образования С2
Н5
ОН(ж). Последнюю находим из данных: С2
Н5
ОН(ж) = С2
Н5
ОН(г); DН
= +42,36 кДж.
+42,36 = -235,31 –
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||