Методические указания Общая и неорганическая химия Вопросы и задания Приведите два примера сложных веществ, в состав которых входят только частицы с электронным строением 1
Скачать 226.46 Kb.
|
Методические указания Общая и неорганическая химия Вопросы и задания 1. Приведите два примера сложных веществ, в состав которых входят только частицы с электронным строением 1s22s2p6Написать формулы ангидридов указанных кислот: H2S04; H3P04; H3B03; HCL0; HMn04. 2. 26 г газа при н.у. занимают объем 4,48 л. Что это за газ? 3.Найдите в Периодической системе как можно больше случаев нару- шения Периодического закона в формулировке Д. И. Менделеева: «химиче- ские и физические свойства элементов находятся в периодической зависи- мости от их атомных весов». Чем объяснить эти нарушения? 4.Сколько атомов содержится в: а) 4,6 кг Na; б) 3,36 м3 Xe; в) 49 г H2SO4; г) 44,8 л С2Н6? 5.Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Ba - Ba0 - BaCL2 - Ba(NO3)2 - BaS04. 6. Найдите среднюю молярную массу газовой смеси для синтеза аммиака (3 части водорода на 1 часть азота). 7.Изобразите электронную конфигурацию элемента № 124. 8. Какую массу имеют: а) 3 л водорода при н.у.; б) 5 м3 СО2 при н.у.; в) 10 л неона при -100оС и под давлением 0,01 атм; г) 1 м3 UF6 при 400оС и под давлением 2 атм? 9.Написать формулы оксидов, соответствующих указанным кислотам и гидроксидам: H2Si03, Cu(0H)2, H3As04, H2W04, Fe(OH)3. 10.Сколько атомов водорода содержится в 3 л воды а) при 20оС и 1 атм; б) при 150оС и 1 атм? 11.Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Zn - K2Zn02 S –H2S03 NH3 – HN03 Cu – CuS 12.Сколько протонов и нейтронов содержится в ядрах атомов а)7Li; б)119Sn; в)235U; г) 14С? 13. Некий газ имеет плотность по водороду 8,5. Что это за газ? 14.Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействиями с раствором щелочи: HСL, H2S, N02, N2, Cl2, CH4, S02, NH3? Написать уравнения соответствующих реакций. 15. В соединении азота с водородом содержится 87,5% азота по массе. Найдите формулу этого соединения. 16.Могут ли электроны а) атома водорода; б) иона Н+; в) атома кальция; г) иона Са2+ находиться на следующих энергетических подуровнях: 1) 1s; 2) 4s; 3) 3p; 4) 2d? Объясните. 17.Какие соли можно можно получить, имея в своем распоряжении AgN03, CuS04, K3P04, BaCl2? Написать уравнения соответствующих реакций. 18.Могут ли электроны а) невозбужденного, б) возбужденного иона Na+ находиться на 2s, 2d, 3f, 4s, 5d-орбиталях? Обоснуйте. 19.Какие кислоты могут быть получены непосредственным взаимодействием с водой оксидов: P205, C02, N205, N02, S02? 20. 1,9 г газа при н.у. занимают объем 1,12 л. Что это за газ? 22.Изобразите электронную конфигурацию: а) атома галлия; б) иона Те2-; в) атома рутения; г) иона Fr+ в невозбужденном состоянии. 23.С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать соляная кислота: N205 Zn(0H)2 Ca0 AgN03 H3P04? Составить уравнения реакций. 24. Неизвестный газ имеет плотность по фтору 1,16. Что это за газ? 25.Напишите электронные конфигурации атомов элементов лития№3. Периодической системы в виде формул (как в следующем задании) и в виде клеточек, заполненных электронами. 26. Из 5,5 г марганца получено 8,7 г оксида. Установите формулу оксида марганца 27. Изобразите электронную конфигурацию: а) атома хрома; б) атома меди; в) атома самария; г) атома фермия в невозбужденном состоянии. 28. Неизвестный газ имеет плотность по гелию 20,25. Что это за газ? 29.Сколько элементов должно быть в 5-м периоде для обычного набора квантовых чисел? Какая имеется разница «теории» с реальностью и почему? 30. 46,4 г оксида железа восстановили водородом. При этом было получено 33,6 г железа. Установите формулу исходного оксида железа. Варианты контрольных работ определяются по первой буквы фамилии студента. От А до К первый вариант (задания с 1 по 10) От Л до Ф второй вариант (задания с 11 по 20) От Х до Я третий вариант (задания с 21 по 30) Лекционный материал ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ 1.1 Введение. Строение атома. Принципы заполнения электронами атомных орбиталей Введение Тысячелетия назад человек стал изготавливать орудия труда. Он научился обрабатывать камни; прикрепив заостренный камень к деревянной палке, сделал первый каменный топор. Но даже заостренный камень оставался камнем, дерево – деревом. Сами вещества при этом не менялись, а можно было изменить только форму предметов. Однако молния могла зажечь лес, дерево горело, и на месте пожара человек находил черную золу, сладкий сок мог прокиснуть и бродил. Люди заметили, что иногда природа веществ меняется. Сейчас мы знаем, что это – результат химических превращений. Химия – наука, изучающая строение веществ и их превращения, сопровождающиеся изменением состава и (или) строения, и законы, по которым происходят эти превращения. Объектами химических исследований являются химические элементы и их комбинации, т.е. простые и сложные вещества. Химия как наука существует недолго (около 400 лет). Однако химиче- ские знания и химическая практика (как ремесло) прослеживаются с древ- нейших времен – это выплавка металлов и стекла, получение красителей и косметических средств, выделка кож. Строение атома Атом (греч. – неделимый) – это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств. Атом представляет собой электронейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра, равного числу протонов и соответствующего числа электронов. Протон [греч. «первый»] – элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов, обладающая массой покоя mp =1,672 10–27 кг = 1,007 а. е. м. и элементарным положительным электрическим зарядом Число протонов в ядре определяет порядковый номер (Z) химического элемента. Нейтрон [лат. neutrum «ни то, ни другое»] – электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя, несколько превышающей массу покоя протона mn = 1,675 10–27кг = 1,009 а. е. м. Обобщающее (групповое) название протонов и нейтронов – нуклоны. Электрон [др.-греч. «янтарь» (хорошо электризуется при трении)] – стабильная элементарная частица, несущая элементарный отрица тельный заряд (равный 1,6 10–19 Кл) и имеющая массу покоя, равную 9,109 10–31кг = 5,486 10–4а. е. м. Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Химический элемент – это понятие, а не материальная частица. Это не атом, а совокупность атомов, характеризующихся определенным признаком – одинаковым зарядом ядра. 1,6 10–19 Кл. Массовое число (А) – общее число нуклонов (протонов и нейтронов) в ядре. A = Z + N, (1.1) где A – массовое число, N – число нейтронов, Z – порядковый номер (число протонов) Нуклид [лат. nucleus – ядро] – общее название атомного ядра, характери- зующегося определенным числом протонов (Z) и нейтронов (N), т.е. вели- чиной положительного заряда и массовым числом. Для того чтобы указать химический элемент, достаточно назвать только одну величину – заряд ядра, т. е. порядковый номер элемента в Периодиче- ской системе. Для определения нуклида этого недостаточно, надо указать также и его массовое число.: . Строение электронной оболочки атома Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако. Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s, p, d и f. Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни: s-подуровень (состоит из одной s-орбитали), условное обозначение - . p-подуровень (состоит из трех p-орбиталей), условное обозначение - . d-подуровень (состоит из пяти d-орбиталей), условное обозначение - . f-подуровень (состоит из семи f-орбиталей), условное обозначение - . При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s, 3p, 5d означает s-подуровень второго уровня, p-подуровень третьего уровня, d-подуровень пятого уровня. Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n. Общее число орбиталей на одном уровне равно n2. Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n2. Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно): 1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей. 2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов. 3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары. Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n2. Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ... Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой: Примеры электронного строения атомов:        Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s2, а атома железа - 4s23d6. 1.2 Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (естественная система химических элементов) Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер. Периодическая система - графическое выражение периодического закона. Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента. Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов. В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов). Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы. У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода. Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.). В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично. Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах. В периодах (с увеличением порядкового номера) увеличивается заряд ядра, увеличивается число внешних электронов, уменьшается радиус атомов, увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации), увеличивается электроотрицательность, усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"), ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"), ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов, возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов. В группах (с увеличением порядкового номера) увеличивается заряд ядра, увеличивается радиус атомов (только в А-группах), уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах), уменьшается электроотрицательность (только в А-группах), ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах), усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах), возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах). Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это орбитали? Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой Nорбиталей = n2, где n - номер уровня. Nорбиталей = 32 = 9. Одна 3s-, три 3p- и пять 3d-орбиталей. Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s22s22p63s23p1. Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер, который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Это алюминий. Задачи для самостоятельного решения 1. Найдите в Периодической системе как можно больше случаев нару- шения Периодического закона в формулировке Д. И. Менделеева: «химиче- ские и физические свойства элементов находятся в периодической зависи- мости от их атомных весов». Чем объяснить эти нарушения? 2. Сколько протонов и нейтронов содержится в ядрах атомов а)7Li; б)119Sn; в)235U; г) 14С? 3. Могут ли электроны а) атома водорода; б) иона Н+; в) атома кальция; г) иона Са2+ находиться на следующих энергетических подуровнях: 1) 1s; 2) 4s; 3) 3p; 4) 2d? Объясните. 4. Могут ли электроны а) невозбужденного, б) возбужденного иона Na+ находиться на 2s, 2d, 3f, 4s, 5d-орбиталях? Обоснуйте. 5. Напишите электронные конфигурации атомов элементов I и II периодов. Периодической системы в виде формул (как в следующем задании) и в виде клеточек, заполненных электронами. 6. Приведите два примера сложных веществ, в состав которых входят только частицы с электронным строением 1s22s2p6. 8. Изобразите электронную конфигурацию: а) атома галлия; б) иона Те2-; в) атома рутения; г) иона Fr+ в невозбужденном состоянии. 12. Сколько элементов должно быть в 5-м периоде для обычного набора квантовых чисел? Какая имеется разница «теории» с реальностью и почему? 13 Изобразите электронную конфигурацию элемента № 124. 14*. Изобразите электронную конфигурацию: а) атома хрома; б) атома меди; в) атома самария; г) атома фермия в невозбужденном состоянии. Рекомендованная литература: О. С. Габриелян и др. Химия 11 кл. М., Дрофа, 2002; Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. Химия 11 кл. М., Просвещение, 2001. 1.3Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания и соли. Номенклатура неорганических соединений Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на -солеобразующие - несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на: Основные. Основным оксидам отвечают основания Примерами основных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция взаимодействует с водой, образуя гидро-ксид кальция Са(ОН)2: СаО + Н2О = Са(ОН)2. Оксид магния малорастворим в воде; однако ему соответствует основание - гидроксид магния Mg(OH)2, который можно получить из оксида магния косвенным путем. Кислотные. Кислотным - кислоты Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO3 и диоксид кремния SiO2. Первый из них взаимодействует с водой, образуя серную кислоту H2SO4: SO3 + Н2О = H2SO4. Диоксид кремния с водой не взаимодействует, но ему соответствует кремниевая кислота H2SiО3, которую можно получить из SiO2 косвенным путем. Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от них воду. Поэтому их называют также ангидридами кислот или просто ангидридами. Амфотерные. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства. К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N2О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду. Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH, гидроксид меди Сu(ОН)2. Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлориды натрия или меди: NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; Cu(OH)2 + 2НС1 = CuCl2 + 2Н2О. Основания классифицируют по: 1.Растворимости в воде и по их силе. А). растворимые, Б). нерастворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. Согласно международной номенклатуре соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называют гидроксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)2 - гидроксид кальция, Fe(OH)2 - гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III). Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H2SO4, азотная HNO3, уксусная СН3СООН. Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовывать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот: 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O. Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная. Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие кислоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н3РО4 - трехосновна. По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодержащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные. Соли. – это продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксо групп в основании на кислотный остаток. Средние (нормальные) соли получаются при полном замещении водорода кислоты на металл. Са(ОН)2 + H2SO4 = СаSO4 + 2Н2О, СаSO4 - нормальная соль - сульфат кальция; Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. КОН + H2SO4 = KHSO4 + Н2О, KHSO4 - кислая соль - гидросульфат калия; Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Mg(OH)2 + HC1 = MgOHCl + Н2О, MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния. Двойными солями называются соли, образованные Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой Примером двойной соли могут служить алюмокалиевые квасцы, или сульфат калия-алюминия, KAI(SO4)2. Смешанной солью является CaClOCl или (CaOCl2) - кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClО) кислот. Ниже приведены названия солей некоторых важнейших кислот. Название кислоты – Формула - Названия соответствующих солей нормативных солей Азотная HNO3 Нитраты Азотистая HNO2 Нитриты Алюминиевая H3AlO3 Алюминаты Борная (ортоборная) Н3ВО3 Бораты (ортобораты) Бромоводород НВr Бромиды Иодоводород HI Иодиды Кремниевая H2SiО3 Силикаты Марганцовая HMnO4 Перманганаты Метафосфорная НРО3 Метафосфаты Мышьяковая H3AsO4 Арсенаты Мышьяковистая H3AsO3 Арсениты Ортофосфорная Н3РО4 Ортофосфаты (фосфаты) Двуфосфорная (пирофосфорная) H4P2O7 Дифосфаты (пирофосфаты) Серная H2SO4 Сульфаты Сернистая H2SO3 Сульфиты Угольная Н2СО3 Карбонаты Фтороводород (плавиковая кислота) HF Фториды Хлороводород (соляная кислота) HCl Хлориды Хлорная HСlO4 Перхлораты Хлорноватая HСlO3 Хлораты Хлористая НClO2 Хлориты Хлорноватистая HClO Гипохлориты Хромовая H2CrO4 Хроматы Циановодородная (синильная кислота) HCN Цианиды 1.4 Основные типы химических реакций Химическое соединение образуются и принимают участие в химических реакциях. Химической реакцией называется процесс, при котором одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от первоначальных составом и свойствами. Вещества, вступившие в реакцию, называются исходными веществами (реагентами), образующие вещества называются продуктами. Среди разнообразных химических реакций можно выделить два типа, существенно отличающихся друг от друга. К первому типу реакций относятся те, в ходе которых степень окисления элементов, входящих в соединение, не изменяется. Образование новых молекул в таких реакциях происходит лишь в результате перегруппировки атомов или ионов. А) Реакция обмена типа AB + ДC = AД + BC (чаще в растворе) (например, BaCl2+K2SO4=BaSO4 +2KCl); Б) Реакция соединения (CaO+H2O=Ca(OH)2); В) Реакции разложения (CaCO3=CaO+CO2). Г) Реакции нейтрализации кислот с основаниями: H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O; 2H2SO4 + Ca(OH)2 = Ca(HSO4)2 + 2H2O. Д) Окислительно-восстановительные –это реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов Zn + 2HCL=ZnCL2 +H2 Е)Экзотермическими – это реакции, протекающие с выделением энергии (в виде тепла) Ж) Эндотермическими называются реакции, при которых энергия (тепло) поглощается. 1.5Типы окислительно-восстановительных реакций. Различают три типа окислительно–восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные реакции самоокисления–самовосстановления. Межмолекулярные – это такие реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящие в состав одного вещества и являющиеся окислителем, взаимодействуют с молекулами, ионами, атомами, входящих в состав другого вещества (восстановителя): например: Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn2+Cl2 + Cl20 + 2H2O. Во внутримолекулярных реакциях изменяется СО элементов одного и того же вещества таким образом, что одни из них окисляются, а другие - восстанавливаются. К таким реакциям относится, например, разложение бертолетовой соли и оксида ртути (II): 2KCl+5O3-2 = 2KCl-1 + 3O20; 2Hg+2O-2 = 2Hg0 + O20. В реакциях самоокисления–самовосстановления (диспропорционирования) атомы одного и того же вещества так взаимодействуют друг с другом, что одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют (восстанавливаются). Например, растворение хлора в воде: Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl-1 Методика составления окислительно–восстановительных реакций на основе электронного баланса С точки зрения электронной теории окислительно–восстановительными реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций. Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым. Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на конкретных примерах. При каталитическом окислении аммиака NH3 кислородом О2 образуется оксид азота NO и вода Н2О. Запишем схему процесса с помощью формулы: NH3 + O2 = NO + H2O. Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения: N-3H3 + O20 = N+2O-2 + H2O-2. Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, а молекула кислорода – восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы: N-3 - 5ē = N+2 4 окисление – восстановитель 20 + 4ē = 2O-2 5 восстановление - окислитель Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а затем делится на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH3 отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О2. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат: 4NH3 + 5O2 = NO + H2O. Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной: 4NH3 + 5O2 ® 4NO + 6H2O. Список литературы Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. - С. 261-270. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. – М.: Высшая школа, 1981. - С. 90-106. Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. - С. 14-32. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С. Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. - С. 4-9, 65-75. 1.6 Количественные соотношения в химии Закон сохранения энергии: Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно, но отдельные ее виды могут переходить друг в друга по строго определенным эквивалентным соотношениям. Так, если энергия химических связей в продуктах реакции больше, чем в реагентах, то освобожденная энергия выделяется в виде тепла, света, либо за счет нее производится работа (например, взрыв или движение поршня). Закон сохранения массы в химических реакциях6: Масса всех веществ, вступивших в реакцию, равна массе всех продуктов реакции. С точки зрения атомно-молекулярного учения закон сохранения массы объясняется так: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка. Так как число атомов до реак- ции и после остается неизменным, то их общая масса также не изменяется. На основании этого закона проводятся все расчеты по уравнениям хи- мических реакций. В начале ХХ столетия (1905 г.) Альберт Эйнштейн показал эквивалент- ность массы и энергии: Е = mc2, (1.2) где Е – энергия, m – масса, с = 3 108 м/с – скорость света в вакууме. Таким образом, закон сохранения массы и закон сохранения энергии должны быть объединены в общий закон: «закон сохранения массы-энергии». Массы атомов и молекул очень малы, и использовать для численного выражения их величин общепринятую единицу измерения – килограмм – не- удобно. Поэтому для выражения масс атомов и молекул используют другую единицу измерения – атомную единицу массы (а. е. м.). 6 Открыт М. В. Ломоносовым в 1748 г. Михаил Васильевич Атомная единица массы (а. е. м.) – единица измерения масс атомов, мо- лекул и элементарных частиц. За атомную единицу массы принята 1/12 массы нуклида углерода 12 C. Масса этого нуклида в единицах СИ равна 1,9927 10–26 кг. 1 а. е. м. = 12 1mc = 12 1,9927 10 26 = 1,6606 10–27кг. Относительная атомная масса Ar (устаревший термин – атомный вес) –масса атома, выраженная в атомных единицах массы (а. е. м.). Относительная молекулярная масса Mr – масса молекулы, выраженная в а. е. м. Масса молекулы практически равна сумме относительных атомных масс входящих в нее атомов. Моль – единица измерения количества вещества. 1 моль – это такое количество вещества, в котором содержится столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов, радикалов), сколько атомов содержится в 0,012 кг изотопа углерода 12C, а именно: NA = 6,022 1023 моль–1– число Авогадро. При использовании моля необходимо указывать, о количестве каких структурных единиц идет речь. Например, в 1 моле молекул кислорода О2 содержится 2 моля атомов кислорода О. Молярная масса вещества М равна отношению массы этого вещества m к его количеству : M =/m. (1.4) Единица измерения молярной массы – г/моль. Фактически, молярная масса – это масса 1 моля вещества в граммах. Обратите внимание на различие в понятиях: «молярная масса» и «моле- кулярная масса», похожих по звучанию, но относящихся к разному числу объектов: первое – это масса одного моля вещества (т. е. масса 6,022 1023 молекул), а второе – масса одной молекулы (структурной единицы). Выра- жены они в разных единицах – г/моль и а. е. м., соответственно. Знак равен- ства между этими величинами ставить нельзя, они равны только численно. Закон постоянства состава: Каждое химическое соединение имеет вполне определенный и постоянный состав. Молярный объем вещества при указанных условиях – отношение объема вещества при указанных условиях к количеству вещества (объем одного моля вещества): Vm V /ν( 1.5) Например, при температуре 4оС плотность воды равна 1 г/мл. Найдем молярный объем воды при этой температуре. Возьмем 1 г воды. Его объем составит 1 мл, а количество воды в нем (Н2О) m/M моля=1/18 V m = 1/18=18 мл/моль. Закон Авогадро9: В равных объемах различных идеальных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Следствия из закона Авогадро: 1. 1 моль любого идеального газа при одинаковых условиях (темпера- туре и давлении) занимает один и тот же объем. При нормальных условиях молярный объем любого идеального газа ра- вен 22,4 л/моль. Массовая доля A компонента A в системе – отношение его массы к массе всей системы (часто эту величину выражают в %): A = mA/m100% З а д а ч и с р а з б о р о м 1. Какова масса 1 молекулы NaOH? Рассчитаем сначала молекулярную массу NaOH в единицах а. е. м., ис- ходя из значений атомных масс натрия, кислорода и водорода. Mr(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40 а. е. м. А теперь переведем в единицы СИ: 40 1,6606 10–27= 6,64 10–26кг. Ответ: 6,6410-26 кг. 2. Какая энергия выделяется при образовании а) атома: б) 1 моля атомов гелия из элементарных частиц? а) Атомная масса гелия 4,0026 а. е. м. Рассчитаем суммарную массу элементарных частиц, составляющих гелий: 2mp + 2mn + 2me = 2(1,007 + 1,009 + 5,5 10–4) = 4,0331 а. е. м. Дефект массы составляет4,0331 – 4,0026 = 3,05 10–2а. е. м. Или 3,05 10–21,6606 10–27= 5,1 10–29кг. Е = mc2= 5,1 10–29(3 108)2= 4,6 10–13Дж. б) В 1 моле содержится NA = 61023 атомов гелия. Чтобы узнать, какая энергия выделится при образовании 1 моля гелия из элементарных частиц, умножим энергию, выделившуюся при образовании 1 атома, на это число: Е = 4,610-1361023 = 2,761011 Дж = 2,76108 кДж. Заметим, что это огромная величина, несравнимая с энергетическими эффектами химических процессов. Ответ: а) 4,610-13 Дж; б) 2,76108 кДж. 3. Сколько молекул водорода содержится в 1 г водорода? Найдем сначала количество вещества Н2 в 1 г. m/M=1/2= 0,5 моль. Число частиц связано с количеством вещества через число Авогадро: N N A = 0,56,021023 = 3,011023 молекул. Ответ: 3,011023 молекул. 4. В баллоне содержится 7 кг хлора. Какой объем займет этот газ при н.у.? Воспользуемся значением молярного объема идеального газа при н.у. Vm = 22,4 л/моль. V/ V m , с другой стороны, m/M Отсюда найдем количество вещества хлора по его массе: 7/710,1 кмоль. Далее выразим объем через количество вещества и молярный объем: m V V = 0,122,4 = 2,24 м3. Ответ: хлор займет при н.у. 2,24 м3. 5. Соединение углерода с водородом содержит 75% углерода по мас се. Найдите формулу этого соединения. Напишем формулу в общем виде: СхНу. Масса углерода в молекуле этого вещества пропорциональна 12х, водорода - у. Т.к. массовая доля угле- рода 75%, получаем: 12х:у = 75:25, отсюда х:у = 6,25:25 = 1:4. Искомая формула СН4. 6. А г СаО растворили в избытке воды массой В г. Выразите массо- вую долю вещества в полученном растворе. Для решения этой задачи необходимо помнить, что при растворении оксида кальция в воде происходит реакция: СаО + Н2О = Са(ОН)2, поэтому растворенным веществом будет гидроксид кальция. = m в-ва / m р-ра/ (100%). Массу вещества найдем по уравнению реакции: m(Са(ОН)2) / М(Са(ОН)2) =74 A/56= 1,32А. Масса раствора складывается из массы веществ, образовавших этот раствор (поскольку в результате реакции не выпадает осадок и не выделяет- ся газ, ничего вычитать не требуется): mр-ра = A + B. Таким образом, =1,32A/ A B (100%). 7. В сплаве содержится 40 % K и 60 % Na по массе. Найдите мольные доли компонентов. М(K) = 39 г/моль, M(Na) = 23 г/моль. Если в 100 г сплава содержится 40 г K, то это составляет 40 / 39 = 1,03 моль. 60 г натрия – это 60 / 23 = 2,61 моль. Общее количество вещества в 100 г сплава 1,03 + 2,61 = 3,64 моль. Отсюда мольные доли: (К) = 1,03 / 3,64 = 0,28 (28%), (Na) = 2,61 / 3,64 = 0,72 (72%). Ответ: мольная доля калия 28%, натрия 72%. |
Похожие:
 | И. Менделеева как естественная классификация химических элементов по их электронным структурам, которые определяют физические и химические... |  | «Что такое настоящее искусство», взяв в качестве тезиса данное Вами определение. Аргументируя свой тезис, приведите 2 (два) примера-аргумента,... |
| Какое максимальное число электронов может располагаться на энергетических уровнях? | | Методические указания содержат не только непосредственно задания для выполнения работ, но и все необходимые бланки первичных учетных... |
| Вступительного экзамена «общая химия» в магистратуру по направлению «химия» по программе «органическая химия» | | Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Пятигорская государственная фармацевтическая академия... |
| Рабочая программа предназначена для преподавания дисциплины базовой части математического и естественно-научного цикла студентам... | | Методические указания предназначены для студентов заочного отделения по специальности 120301 «Землеустройство» исодержат программу... |
| Производственная практика методические указания для студентов 3 курса специальности 020101 «Химия»: метод указ. / Сост. Н. Е. Сидорина,... | | Севастьянова Г. К., Карнаухова Т. М. Общая химия: Курс лекций. – Тюмень: Тюмгнгу, 2005. – 210 с |