МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РЕСПУБЛИКИ БЕЛАРУСЬ
УЧРЕЖДЕНИЕ ОБРАЗОВАНИЯ
НОВОПОЛОЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ
ТЕХНИКУМ
неорганическая химия
методические рекомендации и Контрольные задания для учащихся заочной формы обучения
для специальности 2 – 48 01 35 «Переработка нефти и газа»
Новополоцк
2009
Разработчик: Е.И.Краснова, преподаватель учреждения образования «Новополоцкий государственный политехнический техникум»
Рассмотрено на заседании комиссии спецтехнологии и оборудования
ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА
Настоящие методические указания и контрольные задания составлены на основании действующей типовой программы, утвержденной Министерством образования Республики Беларусь.
Дисциплина «Неорганическая химия» предусматривает изучение учащимися средних учебных заведений теоретических основ неорганической химии, безопасных и рациональных приемов и навыков ведения химического эксперимента.
В результате изучения дисциплины учащиеся должны понять роль аналитической химии как фундаментальной науки, ее значение в развитии науки и техники, разработке методов контроля технологических процессов.
В процессе обучения учащиеся должны знать на уровне представления:
- роль и значение неорганической химии в разработке методов контроля технологических процессов;
- современные приборы и аппаратуру;
должны знать на уровне понимания:
- методы качественного и количественного анализа простых и сложных веществ;
- основные типы химических реакций и условия их проведения;
- технику химического эксперимента;
- индикаторы, способы приготовления и применения;
- способы приготовления растворов;
- основные физико-химические методы анализа органических соединений:
должны уметь:
- проводить качественный и количественный анализ исследуемых веществ;
- выполнять расчеты, связанные с приготовлением растворов различной концентрации;
- проводить необходимую математическую обработку результатов анализа;
- соблюдать правила безопасности труда при проведении лабораторных работ, химического эксперимента
Содержание предмета
Методические указания к темам
Примеры решения задач
Введение
Цели и задачи предмета »Неорганическая химия», её значение для подготовки специалистов. Связь с другими дисциплинами и роль в развитии важнейших отраслей промышленности, сельского хозяйства.
Раздел 1.Теоретические основы химии.
Тема 1.1.Периодический закон и строение атомов. Химическая связь.
Современная формулировка ПЗ и его физический смысл.
Строение электронной оболочки атома. Электронные формулы. Принцип наименьшей энергии. Понятие о s-, p-, d-, f- семействах. Квантовые числа. Принцип Паули, правило Хунда. Распределение и заполнение орбиталей электронами.
Химическая связь, её виды (ковалентная полярная и неполярная, ионная, металлическая).
Межмолекулярная связь. Водородная связь.
Механизмы образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).
Методические указания к теме 1.1.
При изучении темы необходимо знать понятия группы, периода, какую информацию они определяют для элемента, раскрыть смысл порядкового номера.
При изучении темы по строению атома обратить внимание на вопросы, связанные с электронной структурой атомов. Следует исходить из того, что любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется определёнными значениями квантовых чисел n, l, m, s. Состояние электрона в атоме, отвечающее определённым значениям квантовых чисел n, l, m, называется атомной электронной орбиталью.
Важно усвоить основные принципы и правила для составления электронных схем атомов, уметь распределить электроны по энергетическим уровням, указывать число валентных электронов, число спаренных и неспаренных электронов на внешнем слое, указать высшую и низшую степень окисления. В графических схемах электронного строения атомов каждая орбиталь обозначается символом:
Согласно принципу Паули, в атоме не может быть двух электронов, характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел. Из этого следует, что каждая атомная орбиталь (АО) может быть занята не более чем двумя электронами с различными спиновыми числами:
Порядок заполнения АО электронами определяется правилами Клечковского, которые учитывают зависимость энергии от значений как главного (n), так и орбитального (l) квантовых чисел. Размещение электронов в пределах одного энергетического подуровня определяется правилом Хунда, согласно которому минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина электрона минимально:
На основе строения атома элемента объяснить возможность образования химической связи, дать характеристику каждому виду связи. Практически научиться составлять схемы образования ковалентной и ионной связи, определять типы связей в соединениях. Для оценки способности атома данного элемента оттягивать на себя электроны, осуществляющие связь, пользуются значением относительной электроотрицательности (ҳ).
Для объяснения некоторых аномальных физических свойств соединений важно знать, как влияет межмолекулярное взаимодействие и водородная связь. Наличие водородных связей является причиной аномально высоких температур кипения и плавления некоторых веществ.
Для разделения понятий «степень окисления» и « валентность» необходимо изучить механизмы образования ковалентной связи. При обменном механизме образования ковалентной связи атомы элементов предоставляют свои электроны для создания общих электронных пар. При донорно-акцепторном механизме атом одного из элементов предоставляет свою электронную пару (донор), а другой свободную атомную орбиталь (акцептор).
Примерные решения задач к теме 1.1.
Пример 1. Составить электронную формулу атома кремния и графическую схему заполнения электронами валентных орбиталей этого атома в стандартном состоянии.
Решение: Составляем электронную формулу атома кремния. 1s22s2 2p63s23p2 . Валентными орбиталями в этом атоме являются орбитали внешнего (третьего) электронного слоя, т.е. 3s-, 3p- и незаполненные 3d-орбитали. Графически схема заполнения электронами этих орбиталей имеет следующий вид:
Пример 2: На каком основании хлор и марганец помещают в одной группе периодической системы элементов? Почему их помещают в разных группах?
Решение: Электронные конфигурации атомов:
Cl 1s22s22p63s23p5; Mn 1s22s22p63s23p63d5 4s2
Валентные электроны хлора- 3s23p5 , а марганца-3d5 4s2; таким образом, эти элементы не являются электронными аналогами и не должны размещаться в одной и той же группе. Но на валентных орбиталях атомов этих элементов находится одинаковое число электронов-7. На этом основании оба элемента помещают в одну и ту же седьмую группу, но в разные подгруппы.
Пример 3: Каков характер связей между атомами в следующих соединениях: SiF4, H2O, CsF, LiH, O2, HCl?
Решение: По табличным данным находим значение электроотрицательности элементов. ∆ҳ Si = 1,9; ∆ҳ F = 4,0; ∆ҳ Cs = 0,79; ∆ҳ Li =0,98; ∆ҳ H = 2,1; ∆ҳ O =3,5; ∆ҳ Cl = 3,16. Вычисляем разность электроотрицательностей для связей Si-F (4,0-1,9=2,1), H-O (3,5-2,1=1,4), Cs-F (4,0-0,79=3,21), Li-H (2,1-0,79=1,31), O-O (равна нулю), H-Cl (3,16-2,1=1,06). Ярко выраженный ионный характер связи в соединении CsF, в остальных соединениях характер связи ковалентный. В молекуле O2 связь неполярная.
Пример 4: Как изменяется прочность связей Н-Э в ряду H2O -- H2S-- H2Se-- H2Te?
Решение: В указанном ряду размеры валентных электронных облаков элементов соответственно возрастают, что приводит к уменьшению степени их перекрывания с электронным облаком атома водорода и к возрастающему удалению области перекрывания от ядра соответствующего элемента. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т.е. к ослаблению связи. Таким образом, при переходе от кислорода к теллуру прочность связи Н-Э уменьшается.
Пример 5:Составить валентную схему молекулы воды H2O. Указать тип связи и направление смещения электронных облаков.
Решение: Электронная конфигурация атома водорода 1s1 , а атома кислорода- 1s22s22p4. Электронное строение их валентных орбиталей в стандартном состоянии может быть представлено следующими графическими формулами:
2
 s22p4  Водород 1s1
Кислород
Для завершения энергетического уровня кислороду не хватает 2-х электронов, а каждому атому водорода по 1-му. Между атомом кислорода и двумя атомами водорода образуется две ковалентных связи:
..
O :
.. ..
H H
Пример 6:Сероводород при обычной температуре – газ, а вода- жидкость. Чем можно объяснить это различие?
Решение: Кислород более электроотрицательный элемент, чем сера. Поэтому между молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами сероводорода. Разрыв этих связей, необходимый для перехода воды в газообразное состояние, требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному повышению температуры кипения воды.
Пример 7: Сравнить число электронов в ионах Ca2+ и S2- с нейтральными атомами.
Решение: Атом является электронейтральной частицей, потому что число протонов (положительно заряженных частиц) и электронов (отрицательно заряженных частиц) одинаково. Число протонов для конкретного атома элемента неизменно, их число меняется только при радиоактивных распадах. При превращении нейтрального атома в заряженную частицу изменяется же число электронов. Если число электронов уменьшается, то атом становиться положительно заряженной частицей и число электронов определяется: порядковый номер элемента минус число зарядов частицы. Для иона кальция число электронов равно: 20-2=18. Для иона серы надо наоборот прибавить к порядковому номеру число заряда частицы (16+2=18). Отрицательный заряд частицы указывает на число присоединённых электронов.
Вопросы для самоконтроля
1.Каково максимальное число электронов на 3- и 4-м энергетических уровнях? На каких подуровнях размещаются электроны в данных уровнях?
2.Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым числом 21.
3.Указать порядковый номер элемента, у которого: а) заканчивается заполнение электронами орбиталей 4d; б) начинается заполнение подуровня 4p.
4.Какой из подуровней заполняется электронами раньше: 5s или 4d, 3d или 4s?Ответ мотивируйте.
5.Чем отличаются по строению и свойствам атомы меди от ионов меди Cu2+?
6.Температураы кипения HF, HCl, HBr, HI соответственно равны 293, 188, 206, 238.Объясните, почему в ряду соединений при монотонном изменении полярности молекул Ткип изменяется немонотонно.
7.Вычислить разность относительных электроотрицательностей атомов для связей О-Н и O-As. Какая из связей более полярна?
8.Как изменяется прочность связей в ряду: HF- HCl- HBr- HI.
9.Какой характер имеют связи в молекулах NCl3, CS2 , ICl5,ClF, CO2? Указать для каждой пары в каком направлении смещена общая электронная пара.
10.Составьте валентную схему молекулы аммиака NH3 и укажите: а) тип связи: б) в каком направлении смещено электронное облако этой связи.
Тема 1.2. Химические реакции и их классификация.
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
Классификация химических реакций в неорганической химии. Классификация по признаку числа исходных веществ и продуктов реакции (соединения, разложения, замещения, обмена), по тепловому эффекту (экзо- и эндотермические), по обратимости (обратимые и необратимые), по агрегатному состоянию реагирующих веществ гомо- и гетерогенные). Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель (атом элемента присоединяющего электроны), восстановитель (атом элемента отдающего электроны), процессы окисления (отдача электронов) и восстановления (присоединение электронов).
Важнейшие окислители и восстановители. Меж- и внутримолекулярные ОВР. Расстановка коэффициентов в ОВР методом полуреакций.
Методические указания к теме 1.2.
При составлении характеристике любой реакции важно определить число исходных веществ и продуктов реакции, изменяют ли элементы в составе веществ степени окисления, в каком агрегатном состоянии находятся реагирующие вещества, с поглощением или выделением тепла идёт реакция.
Для составления ОВР важно правильно определить степень окисления элемента, которая определяется числом отданных (положительная) или присоединённых (отрицательная) электронов.
При вычислении степени окисления элемента следует исходить из следующих положений:1)степень окисления элементов в простых веществах равна нулю; 2) алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав соединения, равна нулю; 3) постоянную степень окисления в соединениях проявляют щелочные металлы (+1), металлы главной подгруппы II группы, цинк (+2); 4) водород проявляет степень окисления +1, кроме гидридов (-1).
Элементы в высшей степени окисления могут проявлять только окислительные свойства, в низшей – только восстановительные. В промежуточной степени окисления элементы обладают окислительно-восстановительной двойственностью.
При составлении уравнений ОВР рекомендуется придерживаться следующего порядка:
Составить схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ, отметить элементы, изменяющие в результате реакции степень окислении, найти окислитель и восстановитель.
Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.
Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы воды H2O, ионы H+ или OH - .
Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить к левой и правой частям полуреакции необходимое число электронов.
Подобрать множители (основные коэффициенты) для полуреакций, чтобы число отданных при окислении электронов было равно числу принятых при восстановлении электронов.
Сложить уравнения полуреакций с учётом найденных основных коэффициентов.
Расставить коэффициенты в уравнении реакций.
Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходит по разному в кислой, щелочной и нейтральной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекулы воды, а в щелочной и нейтральной средах- молекулами воды с образованием гидроксид- ионов, например:
MnO4- + 8H+ +5e- = Mn2+ + 4H2O (кислая среда)
NO3- + 6 H2O +8 e- = NH3 + 9OH - (щелочная или нейтральная среда)
Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счёт молекулы воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде - за счёт гидроксид- ионов с образованием молекул воды, например:
I2 + 6H2O = 2IO3- + 12H+ +10e- (кислая или нейтральная среда)
CrO2- + 4OH - = CrO42- + 2H2O + 3e- (щелочная среда)
Примерные решения задач к теме 1.2.
Пример 1: Охарактеризовать химическую реакцию: CuSO4 (р) + Fe (тв) = FeSO4 (р) + Cu (тв) -Q
Решение: 1) по признаку числа исходных веществ и продуктов реакции – замещения; 2) по тепловому эффекту – эндотермическая; 3) по обратимости – необратимая; 4) по агрегатному состоянию реагирующих веществ – гетерогенная; 5) по изменению степени окисления – окислительно-восстановительная.
Пример 2: Определить степень окисления азота в следующих веществах NH3, N2H4, NO, HNO3, N2.
Решение: Исходя из известных степеней окисления водорода (+1) и кислорода (-2) определяем степень окисления азота. Степень окисления соответственно равна -3, -2, +2, +5, 0.
Пример 3: Указать, какие из приведённых процессов представляют собой окисление, а какие – восстановление: 1) S SO42-; 2) K K+; 3) Br2 2 Br- ; 4) S S2-.
Решение: Степени окисления серы в схеме 1 изменяется с 0 до +6, поэтому процесс окисления; во 2-й с 0 до +1, процесс окисления; в 3-й с 0 до -1, процесс восстановления; в 4-й с 0 до -2, процесс восстановления.
Пример 4: Составить уравнение реакции восстановления оксида железа(III) углём. Реакция протекает по схеме: Fe2O3 + C = Fe + CO
Решение: Железо восстанавливается, понижая степень окисления от +3 до 0; углерод окисляется, его степень окисления повышается от 0 до +2. Составим схемы этих процессов:
Fe+3 +3e- = Fe0 / 2
C0 - 3e- = C+2 / 3
Отношение чисел электронов, участвующих в восстановлении и окислении, равно 3:2. Следовательно, в реакции каждые два атома железа восстанавливаются тремя атомами углерода. Окончательно получаем: Fe2O3 + 3C =2Fe + 3CO
Пример 5: Окислительно-восстановительная реакция протекает по схеме: HCl + KMnO4 = MnCl2 + Cl2+ KCl + H2O. Составьте электронно- ионные уравнения и расставьте коэффициенты.
Решение: Среда кислая, согласно этому составляем электронно- ионные уравнения:
MnO4- + 8H+ +5e- = Mn2+ + 4H2O /2
2Cl- - 2e- = Cl2 /5
Полное электронно- ионные уравнение принимает вид: 2MnO4- + 16H+ +10Cl- = 2Mn2+ + 8H2O + Cl2
Полное уравнение:
16 HCl + 2KMnO4 = 2MnCl2 + 5Cl2+ 2KCl + 8H2O.
Вопросы для самоконтроля:
1.Охарактеризовать химические реакции:
а) CH4 (г)+ 2O2 (г) = CO2 (г)+ 2H2O (г)
б) 2CO2 (г) 2CO (г) + O2 - Q
в) NaOH (р-р)+ HNO3 (р-р) = NaNO3 (р-р) + H2O (ж) + Q
2. Определить степени окисления: а) фосфора в PH3, Ca(H2PO4)2, P2O3, Mg3P2;
б) меди в Cu2O, CuNO3, CuCl2, CuO; в) серы в K2SO3, SO3, Mg(HS)2, SF6.
3.Какие из следующих реакций относятся к окислительно-восстановительным?
а) 2H2 + O2 = 2H2O
б) NH4Cl = NH3 + HCl
в) NH4NO3 = N2O + 2H2O
г) Fe + S =FeS
4. Указать, какие из приведённых процессов представляют собой окисление, а какие – восстановление: SnSn 2+; 2H+ H2; H22H- ; V2+VO3- ; IO3-I2; MnO4- MnO42-.
5. Какие из перечисленных ионов могут служить восстановителями, а какие не могут и почему: Cu2+; Sn2+; Cl- ; VO3- ; S2-; Fe2+; WO42-; IO4-; Al3+.
6. Какие из перечисленных веществ и за счёт каких элементов проявляют обычно окислительные свойства и какие – восстановительные? Указать те из них, которые обладают окислительно-восстановительной двойственностью: H2S, CO, Zn, SO2 , I2; HOCl, KMnO4.
7. Составить электронные, электронно- ионные и полные уравнения окислительно-восстановительных реакций:
1) H2S + O2 = SO2 +H2O
2) S + HNO3 = H2SO4 +NO
3) I2+ H2O2 = HIO3+ H2O
4) KMnO4+ H2O2 = MnO2+ KOH + O2 + H2O
5) HIO3+ HI = I2+ H2O
8.Закончить уравнения реакций, указать окислитель и восстановитель:
1) C + HNO3= CO2 +
2) HBr+ H2SO4 = Br2+
3) KJ+ CuCl2= CuCl+
4) HBr+ KMnO4= MnBr2+
|
