Контрольные задачи к теме 1

Тема 1. Основные понятия и законы химии. Классы неорганических соединений.

Химияизучает состав, строение, свойства и превращения веществ, а так же явления, которые их сопровождают. При химических превращениях или химических реакциях из одних веществ получаются другие.

Веществосостоит из отдельных частиц – молекул, атомов или ионов, которые являются объектами изучения химии.

Стехиометрия(от греч. stoicheion – элемент,основание) – учение о количественных соотношениях между реагирующими веществами и между атомами в формулах различных веществ.

Атом– (от греч. atomos – неделимый) – наименьшая химическая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Молекула(от лат. moles- масса) – наименьшая частица вещества, определяющая его состав и свойства.

В зависимости от состава вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества образованы атомами одного химического элемента. Например цинк, металл Zn, азот – газ - N₂, сера, неметалл S, олово, металл Sn, кислород – газ – О₂, хлор – газ – Cl₂ и т.д. Сложные вещества образованы атомами разных элементов.

Наиболее важные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли.

Оксидами – называются соединения элементов с кислородом. По своим химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. В свою очередь солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.

Основными называются те оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами образуют соли. Например: СаО, Na₂O и т.п.

Кислотными называются оксиды, которые при взаимодействии с гидроксидами или основными оксидами образуют соли. Например: SO₂, CO₂ и т.п.

Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли как при взаимодействии с основными, так и кислотными оксидами. Так Al₂O₃ растворяется с образованием солей в кислотах и щелочах.

Гидроксидами (основаниями) называются сложные вещества диссоциирующие в растворах или расплавах с образованием гидроксильных анионов. Так к гидроксидам относятся NaOH, Ca(OH)₂ и т.п. В зависимости от содержания гидроксильных ионов основания делятся на однокислотные (NaOH), двухкислотные (Са(ОН)₂) и т.д.

Кислотами называются сложные вещества, диссоциирующие в водных растворах или расплавах с образованием катионов водорода. Например: HCl, H₃PO₄ и т. п. По своему составу кислоты могут быть разделены на кислородсодержащие (HNO₃, H₂SO₄) и бескислородные (HCl, HCN).В зависимости от числа содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (HNO₃,HCl), двухосновные (H₂CO₃, H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄), четырехосновные (H₄P₂O₇) и т.д.

Соли могут рассматриваться как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или гидроксильных групп в молекуле основания кислотными остатками. При полном замещении атомов водорода или гидроксильных групп образуются средние (нормальные) соли, при неполном замещение атомов водорода образуются кислые соли (NaH₂PO₄; NaHCO₃), при неполном замещении гидроксильных групп – основные соли ((CuOH)₂CO₃; Al(OH)₂Cl). Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Основные соли могут быть образованы только многокислотными основаниями.

Относительная молекулярная масса химического соединения (М_r) численно равна сумме относительных атомных масс (А_r) всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

M_r(H₂O) = 2A_r(H) + A_r(O) = 2· 1 + 16 = 18

Моль – количество вещества (ν), содержащего столько же частиц (атомов, молекул или ионов), сколько атомов углерода содержится в 12г изотопа углерода ¹²С, т.е. 6,02·10²³.

Молярная масса(М) – масса одного моля вещества. Численно совпадает с относительной молекулярной массой. Выражается в г/моль.

М_r(H₂O) = 18 , следовательно М(Н₂О) = 18 г/моль

Пример 1.Осуществить цепочку превращения веществ и указать название каждого соединения.

Na → NaOH → NaHSO₄ → Na₂SO₄ → BaSO₄

1. 2Na + 2 H₂O = 2 NaOH + H₂

гидроксид натрия водород

2. NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

серная кислота гидросульфат натрия вода

3. NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

сульфат натрия

4. Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2 NaCl + BaSO₄↓

хлорид натрия сульфат бария

Основные стехиометрические законы химии

1. Закон сохранения массы веществ (1748 г. М.В.Ломоносов)

Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

2. Закон постоянства состава(1808 г. Пруст)

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.

3. Закон кратных отношений (1803 г. Д. Дальтон)

Если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же массовым количествами другого элемента относятся между собой как небольшие целые числа.

4. Закон простых объёмных отношений (1808 г. Гей-Люссак)

Объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях относятся друг к другу как стехиометрические коэффициенты (простые целые числа)

5. Закон Авогадро (1811 г. А.Авогадро)

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (Р, Т) содержится одинаковое число молекул.

Следствие: Моль любого газа (при Р, Т = const) занимает один и тот же объём. 1 моль газа содержит 6,02 · 10²³ молекул и занимает объём 22,4 дм³ при нормальных условиях (t^о=0^оС, Т^о=273 К, Р^о=101,3 кПа)

ν ₌ ν=

Пример 2.Вычислить массовую долю каждого элемента в молекуле карбоната кальция.

Решение: Формула соли – СаСО₃, следовательно

М_(СаСО3) = А_r(Са) + А_r(С) + 3·А_r(О) = 40 + 12 + 3· 16 = 100 г/моль

Массовую долю элемента в веществе рассчитываем по формуле:

;

Пример 3.Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 100 г угля содержащего 10% примесей.

Решение: Составляем уравнение химической реакции:

m_(смеси) = 100г

ω_{(примесей)} = 10% V^o-?

С + О₂ = СО₂

ν = 1моль ν = 1моль

М = 12 г/моль V_M = 22,4 дм³

В 100 г смеси процентное содержание углерода равно 100% - 10% = 90%, что составляет в граммах , отсюда . По уравнению химической реакции следовательно . Объём выделившегося газа будет равен

Контрольные задачи к теме 1

В задании необходимо:

1.Написать уравнения реакций, которые необходимо провести для осуществления следующих превращений и указать название каждого соединения.

2.Рассчитать массовую долю элемента ω_(х)% в подчеркнутом соединении.

3.Выполнить расчет по уравнению химической реакции в указанном варианте задания, отмеченной одной звездочкой.

V^о=5,6л m(соли)-? ω (Н)-?

1. N₂ → NH₃ *→ (NH₄)₂SO₄ → NH₄OH → NH₄Cl → AgCl

m_(смеси) = 3 кг

m_{(примеси)} = 5% m(соли) - ? ω (S)-?

2. Al → Al₂O₃ *→ AlCl₃ → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ → BaSO₄

m (р-ра) = 20 г

ω (Са)-? С%(к-ты) = 10% m(соли) - ?

3. Р → Р₂О₅ → Са₃(РО₄)₂ *→ Н₃РО₄ → (NH₄)₃PO₄ → AlPO₄

m_(смеси) =0,8 кг

ω_{(примеси)} = 15% m_(Fe) -? ω (О) -?

4. Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ * → Fe → FeSO₄ → Fe(OH)₂ → FeCl₂

ω_{(примесей)}=2%

V^о_(газа)=1,12 дм³ m_(соли) - ? ω(Н)-?

5. Cl₂ * → SiCl₄ → Si → SiO₂ → Na₂SiO₃ → H₂SiO₃

V^о_(газа)=4,48 дм³ m_(соли) - ? ω(Al)-?

6. СН₄ → СО₂ * → FeCO₃ → FeO → Al₂O₃ → Na₃[Al(OH)₆]

m_(соли)-?

ω_{(примесей)}=5% m_{(оксида)}=15,3 г ω(Ва)-?

7. BaS *→ BaO → Ba → Ba(OH)₂ → BaJ₂ → Ba₃(PO₄)₂

V_р-р=100см³

ω(N)-? С_м=0,1 М V^о_(газа)=?

8. HNO₃ → NH₄NO₃→ NH₄OH * → NH₃ → N₂ → NO₂

m_(смеси)= 1кг

ω_{(примесей)}=2% V^о_(газа)-? ω(О)-?

9. MgO → Mg → MgCl₂ → MgCO₃ *→ CO₂ → KHCO₃

m_(смеси)=5кг

ω_{(примесей)}=8% m_{(металла)}-? ω(N)-?

10. NiO *→ Ni → NiSO₄ → Ni(OH)₂ → Ni(NO₃)₂ → NiCO₃

V^о_(газа)=4,48дм³ m_{(осадка)}-? ω (Mn)-?

11. H₂O₂ → O₂ → CO → CO₂ *→ CaCO₃ → Ca(MnO₄)₂

m_(смеси)=?

ω_{(примесей)}=10% m_(соли)=15,8г ω(О)-?

12. Cr(OH)₃ → Cr₂O₃ → Cr *→ CrCl₃ → Cr(OH)₃ → K₃[Cr(OH)₆]

V_р-р=150см³

ω(K)-? С_м= 3М m_{(осадка)}-?

13. K → K₂S → K₂O → KOH → K₂ CrO₄ * → BaCrO₄

m_(смеси)=20г

ω_{(примесей)}-? V^о_(газа)=11,2дм³ ω (Na)-?

14. S *→ SO₂ → SO₃ → Na₂SO₄ → Na₂S → H₂S

m_(смеси)=0,5кг

ω_{(примесей)}=1,5% m_{(оксида)}=? ω(Na)-?

15. Sn(OH)₂ → SnSO₄ → SnS → SnO → Sn → Na₂[Sn(OH)₄]

V_р-р=100см³

С_м=0,2 М m_{(осадка)}-? ω (К)-?

16. Pb → PbCl₂ → Pb(NO₃)₂ *→ Pb(OH)₂ → PbO → K₂PbO₂

V^о _газа=8,7 дм³

ω_{(примесей)}=5% m _{(оксида)}-? ω(O)-?

17. S → H₂S *→ SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃ → CuSO₃

m_(смеси)=8кг

ω_{(примесей)}=4% ω_{(оксида)}-? ω(Cu)-?

18. CuS *→ CuO → Cu → Cu(NO₃)₂ → Cu(OH)₂ → (CuOH)₂SO₄

V_р-р-?

ω(H)-? С_м=0,1М m_{(осадка)}=23,3г

19. Na₂ZnO₂ → Zn(OH)₂ → ZnO → Zn → ZnSO₄ *→ BaSO₄

m_(смеси)=86г

ω(N)-? ω_{(примесей)}=6% m_{(оксида)}-?

20. Sr → Sr(OH)₂ → Sr(NO₃)₂ → SrSO₃ *→ SrO → SrPbO₂

m_р-ра=200г

m_{(оксида)}-? С%= 5% ω(S)-?

21. Rb₂O * → RbCl → Rb → RbOH → Rb₂SO₄ → Rb₂CO₃

m_(соли)=0,5кг V^o_газа-? ω(N)-?

22. I₂ → HI → NH₄I *→ NH₃ → NH₄HCO₃ → MnCO₃

m_(смеси)=2кг

ω(O)-? ω_{(примесей)}=15% m_(соли)-?

23. Ni(OH)₂ → NiO *→ NiBr₂ → NiS → H₂S → NH₄HS

m_р-ра=150г

V^o_газа-? С% = 6% ω(Ca)-?

24. F₂ *→ KF → HF → H₂O → Ca(OH)₂→ CaHPO₄

m_(смеси)=50г

V^o_газа-? ω_{(примесей)}=7% ω(С)-?

25. C → CO₂ *→ Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ → CaO → Ca(OH)₂

Тема 2. Строение атома

Атом – наименьшая частица химического элемента – носитель всех его химических свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро составляет основу атома и опре­деляет индивидуальность элементов. В ядро атомов всех элементов (исклю­чение H) входят протоны и нейтроны, которые могут взаимно превра­щаться друг в друга. Протон (р)-элементарная частица с массой покоя 1,00728 и положительным зарядом, по абсолютной величине равным заряду электрона. Число протонов в ядре характеризует его заряд и принадлеж­ность атома данному химическому элементу. Нейтрон (n) также представ­ляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим заря­дом; масса покоя нейтрона составляет 1,00867. Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атома, называется массовым числом атома (ядра). Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом ней­тронов, называют изотопами. Как правило, каждый элемент представляет собой совокупность нескольких изо­топов. Именно этим объясняются значительные отклонения атомных масс многих элементов от целочисленных величин.

При всех химических процессах ядра атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. Изменения при этом претерпе­вают только электронные оболочки. Химическая энергия, таким образом, связана с энергией электронов. Электрон ē – частица, обладающая эле­ментарным отрицательным электрическим зарядом, равным 1,602-10^-19 Кл. Масса покоя электрона составляет 1/1837 массы протона.

Электрону, как и любому микрообъекту, присуща двой­ственная корпускулярно-волновая природа. Движение электрона в атоме носит вероятностно-волновой характер. Околоядерное пространство, в котором с наибольшей вероятностью может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО). АО характеризуется тремя параметрами (координата­ми), получившими название квантовых чисел (п, l, m_l). Они определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (m_l) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную АО, электрон образует электронное облако (электронную орбиталь). Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (п, l, m_l ,m_s). Набором этих чисел можно полностью охарактеризовать состояние любого электрона в атоме.

n – главное (радиус орбитали и возможные энергетические состояния электронов, принимают значения от 1 до 7),

l - орбитальное (форма орбитали, значения от 0 до n-1):

n	l	Орбиталь
1 (K)		1s
2 (L)	0, 1	2s, 2p
3 (M)	0, 1, 2	3s, 3p, 3d
4 (N)	0, 1, 2, 3	4s, 4p, 4d, 4f

m_l - магнитное (ориентация эл. облака, значения от 0 до ±l):

Подуровень	l	m	Число орбиталей
S
P		1, 0, -1
D		2, 1, 0, -1, -2
F		3, 2, 1, 0, -1, -2, -3

m_s - спиновое (вращение электрона вокруг оси, значения: ±1/2).

Размещение электронов в атомах определяется несколькими принципами и правилами:

1. Принцип Паули – в атоме не бывает 2-х электронов с одинаковым набором квантовых чисел: т.е. на одной квантовой ячейке могут находиться только 2 электрона с противоположными спинами; максимальное число электронов в подуровне составляет s²p⁶d¹⁰f¹⁴ и максимальное число электронов на уровне N=2n².

2. Принцип наименьшей энергии. Правило Клечковского: с ростом атомного номера элемента электроны размещаются последовательно на орбиталях с возрастающей суммой (n+l), при одинаковых значениях этой суммы они заполняют подуровни с меньшим значением n. Согласно этому правилу электроны заполняют подуровни в следующем порядке:

1s²®2s²®2p⁶®3s²®3p⁶®4s²®3d¹⁰®4p⁶®5s²®5p⁶®6s²®5d¹®5f¹⁴®…

3. Правило Хунда - для невозбужденного атома - электроны в пределах подуровня располагаются так, чтобы их максимальное спиновое число было максимальным.

Свойства элементов тесно связаны со строением их атомов. Открытие периодического закона гениальным русским ученым Д. И. Мен­делеевым (1869 г.) создало новую эпоху в химии, определив пути ее развития на много десятков лет вперед.

Периодиче­ская повторяемость свойств элементов обусловлена периодическим повторе­нием сходных электронных группировок атомов.

Например: все атомы эле­ментов I главной подгруппы Н, Li, Na, К, Rb, Cs, Fr имеют на внешнем энер­гетическом уровне по одному s‑электрону; все атомы элементов II главной подгруппы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra — по два s-электрона (это — s-элементы); атомы элементов III главной подгруппы В, Al, Ga, In, Tl — два s-электрона и один р‑электрон; атомы элементов IV главной подгруппы С, Si, Ge, Sn, Pb— два s-электрона и два р-электрона. Соответственно элементы III - VIII главных подгрупп называются р-элементами и принадлежат к р-электронному семейству. Элементы побочных подгрупп принадлежат к d-электронному семейству. Элементы, следующие за лантаном (лантоноиды) и за акти­нием (актиноиды), принадлежат к f-электронному семейству.

Химическая природа элемента обусловливается способностью его атома терять и приобретать электроны. Эта способность может быть количественно оценена энергией ионизации атома и его сродством к электрону.

Энергией ионизации называют количество энергии, необходимое для отры­ва электрона от невозбужденного атома. Сродством к электрону называют энергетический эффект процесса присоединения электрона к нейтральному атому с превращением его в отрицательно заряженный ион. Энергия ионизации служит мерой металлических и в первом приближении восстановительных свойств элементов. Энергия сродства к электрону является мерой неметалли­ческих и косвенно окислительных свойств элементов. Наиболее полную харак­теристику металлических и неметаллических свойств элементов, а также спо­собность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотно­сти по сравнению с другими элементами соединения дает величина, называе­мая относительной электроотрицательностью (ОЭО). Согласно определению Малликена, ОЭО атома может быть выражена как арифметическая полусумма его энергий ионизации и сродства к электрону. Чем больше эта величина, тем в большей степени элемент проявляет неметаллические свойства. Наибольшей ОЭО обладает F (4,0), наименьшей — Cs, Fr (0,7).

В пределах главных подгрупп сверху вниз энергия ионизации, энергия сродства к электрону и ОЭО уменьшаются, следовательно, в главных подгруп­пах сверху вниз увеличиваются металлические свойства элементов, основные свойства гидроксидов и восстановительные свойства соответствующих соеди­нений. В периодах слева направо энергия ионизации, энергия сродства к элект­рону и ОЭО увеличиваются. В периодах слева направо происходит постепенное уменьшение металлических и нарастание неметаллических свойств.

Самый активный неметалл F является наиболее сильным окислителем, самые активные металлы Rb, Cs, Fr — наиболее сильными восстановителями, а их гидроксиды — самыми сильными основаниями.

Свойства химического элемента в целом определяются зарядом ядра (числом электронов), а положение в периодической системе определяется следующими данными: номер последнего электронного уровня (наибольшее значение n)соответствует номеру периода, число внешних s, s+p или s+d электронов – номеру группы (для d£6). s- и p-элементы образуют главные подгруппы, d – побочные.

Вступая в химическую связь, атомы либо принимают электроны, комплектуя внешний уровень до 8 электронов, либо теряют их, обнажая предыдущий укомплектованный уровень. Атомы металлов содержат небольшое число электронов на внешнем уровне, отдают их и при этом проявляют положительную степень окисления. Максимальная валентность соответствует номеру группы. Атомы неметаллов могут, как отдавать, так и принимать электроны, проявляя в соединениях с кислородом положительную степень окисления (максимальная валентность равна № группы), а в соединениях с водородом – отрицательную (максимальная валентность = (8 - №) группы).

Исходя из строения внешних электронных уровней атомов, можно выделить следующие группы элементов, у которых наблюдается общность химических свойств:

- Элементы с 1-2 s-электронами на внешнем уровне. Это металлы, характеризуются восстановительной активностью, способностью образовывать прочные соединения с неметаллами, вытеснять водород из растворов кислот. Характер оксидов и гидроксидов – основный.

- Элементы с 3-4 электронами на внешнем уровне – ns²np^1-2. Это р-элементы, проявляющие свойства как металлов, так и неметаллов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

- Элементы с 5-7 электронами на внешнем уровне – ns²np^3-4. Это р-элементы, проявляющие характерные свойства неметаллов – высокую окислительную способность, кислотный характер оксидов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

- Элементы с завершенными внешними уровнями – ns²np⁶ – благородные газы. Отличаются отсутствием химической активности.

- Элементы с заполняющимся d-подуровнем. Типичные металлы. Наиболее устойчивы состояния d-подуровня – d⁰, d⁵, d¹⁰. Оксиды d-элементов проявляют основный характер в низших степенях окисления, амфотерный в промежуточных и кислотный – в высших степенях окисления. d-элементы, завершающие подгруппу – ns²(n-1)d¹⁰ близки по свойствам s²-элементам благодаря высокой устойчивости d¹⁰.

Пример 1. Приведите электронную формулу элемента с порядковым номером Z =16. Укажите положение этого элемента в периодической системе элементов. Охарактеризуйте его основные химические свойства.

Z = 16. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ . Элемент 3 периода, 6 группы, главной подгруппы. Это р-элемент – типичный неметалл. Характер оксидов – кислотный. Максимальная положительная степень окисления равна +6 (ЭО₃), максимальная отрицательная равна -2 (Н₂Э).

Невозбужденное состояние: 3d

		3p
3s	­¯	­	­
­¯

1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ В = 2 (Н₂Э)

Возбужденное состояние 1 (*): 3d

		3p		­
3s	­	­	­
­¯

1s²2s²2p⁶3s²3p³3d¹ В = 4 (ЭО₂)

Возбужденное состояние 2 (**): 3d

		3p		­	­
3s	­	­	­
­

1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d² В = 6 (ЭО₃)