Камский политехнический институт

Министерство общего и профессионального

образования РФ

Камский политехнический институт

Х И М И Я

Методические указания и контрольные задания для студентов заочного отделения

г. Набережные Челны

2008 г.

УДК 54(7)

Химия: Методические указания и контрольные задания для студентов заочного отделения. /Составители: Г.В.Маврин.Набережные Челны: КамПИ, 2008.

Издание предназначено для студентов заочного отделения всех специальностей. В разработке приведены краткий теоретический материал по соответствующим темам, решение типовых задач и примеров, варианты контрольной работы по химии.

Табл. 6, библиогр. 6 назв.

Рецензент: кандидат химических наук, доцент И.Г.Газизов

Печатается по решению научно-методического совета Кам- ского политехнического института от «__»________2008 г.

Камский политехнический

институт, 2008 год

О Б Щ И Е У К А З А Н И Я

Выполнение контрольной работы является необходимым этапом самостоятельной работы студента при изучении химии. Зачтённая преподавателем контрольная работа служит основанием для допуска к сдаче экзамена.

При оформлении контрольной работы следует придерживаться следующих правил:

- все задачи должны строго соответствовать варианту и быть решены в последовательности, указанной в таблице вариантов;

- условия задач должны быть переписаны в тетрадь полностью;

- решения задач должны содержать краткие объяснения и комментарии к выполненным арифметическим действиям, ссылки на использованные при решении законы и правила;

- необходимо пользоваться современной научной химической номенклатурой;

- все величины должны быть выражены в единицах международной системы (СИ);

- на каждой странице необходимо оставлять поля (1/3 страницы) для замечаний рецензента.

Прежде чем приступать к решению той или иной задачи, следует изучить теоретические основы данного раздела и усвоить тот объём теоретического материала, который необходим для осознанного решения задачи. Полезно ознакомиться с решениями типовых задач и примеров, приведенными в настоящем пособии.

Выполненную контрольную работу следует направить на кафедру химии и экологии. Получив проверенную работу, в случае необходимости нужно исправить допущенные ошибки в той же тетради и сдать её на повторное рецензирование.

Таблица вариантов контрольного задания

Вариант контрольной работы	Номера задач по темам
	1 21 41 61 81 101 121 141 161 2 22 42 62 82 102 122 142 162 3 23 43 63 83 103 123 143 163 4 24 44 64 84 104 124 144 164 5 25 45 65 85 105 125 145 165 6 26 46 66 86 106 126 146 166 7 27 47 67 87 107 127 147 167 8 28 48 68 88 108 128 148 168 9 29 49 69 89 109 129 149 169 10 30 50 70 90 110 130 150 170 11 31 51 71 91 111 131 151 171 12 32 52 72 92 112 132 152 172 13 33 53 73 93 113 133 153 173 14 34 54 74 94 114 134 154 174 15 35 55 75 95 115 135 155 175 16 36 56 76 96 116 136 156 176 17 37 57 77 97 117 137 157 177 18 38 58 78 98 118 138 158 178 19 39 59 79 99 119 139 159 179 20 40 60 80 100 120 140 160 180 1 22 43 63 85 106 127 148 161 2 23 44 64 86 107 128 149 162 3 24 45 65 87 108 129 150 163 4 25 46 66 88 109 130 151 164 5 26 47 67 89 110 131 152 165 6 27 48 68 90 111 132 153 166 7 28 49 69 91 112 133 154 167

Продолжение таблицы

Вариант контр. работы	Номера задач по темам
	8 29 50 70 92 113 134 155 168 9 30 51 71 93 114 135 156 169 10 31 52 72 94 115 136 157 170 11 32 53 73 95 116 137 158 171 12 33 54 74 96 117 138 159 172 13 34 55 75 97 118 139 160 173 14 35 56 76 98 119 140 141 174 15 36 57 77 99 120 121 142 175 16 37 58 78 100 101 122 143 176 17 38 59 79 81 102 123 144 177 18 39 60 80 82 103 124 145 178 19 40 41 61 83 104 125 146 179 20 23 45 65 88 109 130 147 180 2 24 46 66 89 110 131 148 161 3 25 47 67 90 111 132 149 162 4 26 48 68 91 112 133 150 163 5 27 49 69 92 113 134 151 164 6 28 50 70 93 114 135 152 165 7 29 51 71 94 115 136 153 166 8 30 52 72 95 116 137 154 167 9 31 53 73 96 117 138 155 168 10 32 54 74 97 118 139 156 169 11 33 55 75 98 119 140 157 170 12 34 56 76 99 120 122 158 171 13 35 57 77 100 103 121 159 172 14 36 58 78 85 104 123 160 173 15 37 59 79 84 105 124 141 174 16 38 60 80 83 106 125 143 175 17 33 41 61 82 101 126 142 176 18 40 42 62 81 102 127 144 177

Продолжение таблицы

Вариант контр. работы	Номера задач по темам
	19 21 43 63 87 103 128 145 178 20 22 41 61 88 104 129 146 179 1 24 42 62 89 105 130 147 180 3 25 43 63 90 106 131 148 161 4 26 44 64 91 107 132 149 162 5 27 45 65 92 108 133 150 163 6 28 46 66 93 109 134 151 164 7 29 47 67 94 110 135 152 165 8 30 48 68 95 111 136 153 166 9 31 49 69 96 112 138 154 167 10 32 50 70 97 113 137 155 168 11 33 51 71 98 114 139 156 169 12 34 52 72 99 115 140 157 170 13 35 53 73 100 116 121 158 171 14 36 54 74 86 117 122 159 172 15 37 55 75 87 118 123 160 173 16 38 56 76 84 119 124 142 174 17 39 57 77 83 120 125 141 175 18 40 58 78 82 101 126 143 176 19 23 59 79 81 102 127 148 177 20 21 60 80 85 103 128 145 178 4 22 51 71 99 104 129 146 179 5 23 52 72 98 105 130 147 180 6 24 53 73 97 106 131 144 161 7 25 54 74 96 107 132 149 162 8 26 55 75 95 108 133 150 163 9 27 56 76 94 109 134 151 164 10 28 57 77 93 110 136 152 165 11 29 58 78 92 111 135 153 166 12 30 59 79 91 112 137 154 167

Продолжение таблицы

Вариант контр. работы	Номера задач по темам
	13 31 60 80 90 113 138 155 168 14 32 41 61 89 114 139 156 169 15 33 42 62 88 115 140 157 170 16 34 43 63 87 116 131 158 171 17 35 44 64 86 117 132 159 172 18 36 45 65 85 118 133 160 173 19 37 46 66 84 119 134 141 174 20 38 47 67 83 120 135 142 175 1 39 48 68 82 110 136 143 176 2 40 49 69 81 111 137 144 177 3 24 50 70 100 112 138 145 178 4 25 51 71 99 113 139 146 179 5 26 52 72 98 114 140 147 180

Программа по дисциплине «ХИМИЯ»

Химия как часть естествознания. Предмет химии и её связь с другими науками. Значение химии в формировании мышления, в изучении природы и развитии техники. Химия и проблемы экологии.

Основные понятия химии (атом, молекула, химический элемент, изотопы). Стехиометрические законы. Законы сохранения.

Атом: ядро и электронная оболочка. Электрон, протон, нейтрон. Основные положения волновой механики. Волновые свойства электрона в атоме. Квантово-механическая орбиталь. Квантовые числа. Принципы формирования электронных оболочек атомов: принцип Паули, правило Хунда, принцип минимума энергии. Электронные формулы строения атомов и их графическое изображение.

Периодическая система элементов Д.И.Менделеева. Периодический закон. Изменение свойств химических элементов и их соединений.

Основные характеристики химической связи: длина, энергия, кратность. Типы химической связи (ковалентная полярная и неполярная связь, ионная, металлическая, водородная). Свойства веществ с различным типом связи. Метод валентных связей. s- и p-связи. Гибридизация атомных орбиталей и пространственное строение молекул.

Метод молекулярных орбиталей. Основные положения. Связывающие и разрыхляющие МО. Диаграммы образования молекул.

Межмолекулярные взаимодействия. Структура веществ в жидком и твердом состояниях. Газовое состояние. Комплексообразование.

Внутренняя энергия, энтальпия, теплота, работа. Первый закон термодинамики. Тепловые эффекты химических реакций. Стандартные энтальпии образования и сгорания веществ. Закон Гесса и следствия из него. Вычисление тепловых эффектов.

Второй закон термодинамики. Энтропия как мера вероятности. Стандартная энтропия вещества. Свободная энергия при постоянном давлении (энергия Гиббса) как критерий направления процесса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов. Стандартная энергия Гиббса образования химических соединений и её использование в расчётах.

Гомо- и гетерогенные реакции. Обратимые химические реакции и химическое равновесие. Константа равновесия и способы её выражения. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Представление о диаграммах состояния.

Скорость гомо- и гетерогенных реакций. Закон действия масс и кинетические уравнения. Константа скорости. Влияние температуры и уравнение Аррениуса. Энергия активации. Стерический фактор. Неэлементарные реакции, примеры их механизмов. Колебательные реакции.

Методы регулирования скорости химических реакций. Влияние катализатора на энергию активации. Гомогенный катализ. Гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.

Классификация дисперсных систем по степени дисперсности: истинные растворы, коллоидные растворы, грубодисперсные системы. Классификация коллоидных систем и их свойства.

Применение правила фаз к двухкомпонентным системам. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации растворов. Законы идеальных растворов. Растворы неэлектролитов и электролитов. Активность и коэффициент активности. Термодинамические свойства растворов. Особенности воды как растворителя. Водородный показатель среды рН. Ионные реакции в растворах. Буферные растворы.

Окислительно-восстановительные свойства простых и сложных веществ. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Двойной электрический слой и электродные потенциалы. Уравнение Нернста. Гальванический элемент и его электродвижущая сила. Стандартный водородный электрод и ряд напряжений. Химические источники тока. Типы гальванических элементов.

Электролиз. Последовательность электродных процессов. Электролиз с растворимыми и нерастворимыми электродами. Законы Фарадея. Применение электролиза.

Коррозия. Основные виды коррозии. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Методы защиты от коррозии: легирование, защитные покрытия, электрохимическая защита. Ингибиторы коррозии.

Неметаллы. Углерод и его аллотропные формы. Стеклоуглерод и углеволокно. Кремний и его соединения. Силикаты. Стекло. Стекловолокно. Стеклопластики.

Легкие и тяжёлые конструкционные металлы.

Основные классы органических соединений. Углеводороды, кислород- и азотсодержащие соединения. Олигомеры и полимеры.

Биохимические системы: углеводы, жиры, полипептиды и белки, нуклеозиды, нуклеотиды и нуклеиновые кислоты. Комплементарность.

Мембраны и мембранные технологии. Биохимические процессы. Биотехнология.

Вещество и его чистота. Аналитический сигнал и его виды. Химический анализ. Качественный анализ. Количественный анализ. Физико-химические и физические методы анализа.

Роль химии в решении экологических проблем. Продукты горения топлива и защита воздушного бассейна от загрязнений. Методы малоотходной технологии. Водородная энергетика. Охрана водного бассейна. Методы очистки сточных вод.

Перечень лабораторных работ

1. Основные классы неорганических соединений.

2. Строение атома.

3. Химическая термодинамика.

4. Окислительно-восстановительные реакции.

5. Гальванические элементы.

6. Электролиз.

7. Коррозия металлов.

Вопросы к экзамену

1. Квантовые числа: главное и орбитальное. Энергетические уровни и подуровни.

2. Квантовые числа: магнитное и спиновое. Энергетические уровни, подуровни и орбитали.

3. Формы s- и р-орбиталей.

4. Принципы формирования электронных оболочек атомов: принцип Паули, правило Хунда, принцип минимума энергии.

5. Максимальная заселённость электронами энергетических подуровней.

6. Электронные формулы строения атомов элементов. Графическое изображение электронного строения атомов.

7. Ковалентная неполярная химическая связь.

8. Ковалентная полярная химическая связь.

9. Ионная химическая связь.

10. Способы перекрывания электронных облаков: s-связи и p-связи

11. Гибридизация атомных орбиталей и строение молекул.

12. Первый закон термодинамики. Закон Гесса и следствие из него.

13. Расчёт изменения энтальпии реакции и теплового эффекта по стандартным энтальпиям вещества.

14. Расчёт изменения энтропии реакции. Энтропийно выгодные и невыгодные реакции.

15. Свободная энергия Гиббса и её изменение в ходе реакций.

16. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

17. Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

18. Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования).

19. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители.

20. Электродные потенциалы. Уравнение Нернста.

21. Ряд напряжений металлов.

22. Гальванический элемент Вольта.

23. Электродвижущая сила гальванических элементов.

24. Гальванический элемент Якоби-Даниэля.

25. Концентрационный гальванический элемент.

26. Электрохимическая коррозия. Деполяризация.

27. Коррозия при контакте двух металлов.

28. Коррозия под каплей воды.

29. Защита металлов от коррозии.

30. Электролиз расплавов и растворов электролитов. Инертный и растворимый аноды.

31. Законы электролиза.

32. Скорость химической реакции. Кинетические уравнения. Уравнение Аррениуса. Колебательные реакции.

33. Гомогенный и гетерогенный катализ. Ферментативный катализ.

34. Химическое равновесие. Константа равновесия.

35. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

36. Фазовые равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния.

37. Дисперсные системы: грубодисперсные системы, коллоидные растворы, истинные растворы. Свойства коллоидных растворов.

38. Концентрация растворов. Законы идеальных растворов.

39. Растворы электролитов. Вода как растворитель. РН среды.

40. Углерод. Алмаз, графит, карбин. Стеклоуглерод и углеволокно.

41. Кремний. Кремнезем. Силикаты. Стекло. Стекловолокно. Стеклопластики.

42. Легкие конструкционные металлы: Be, Mg, Al, Ti.

43. Тяжелые конструкционные металлы: Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu.

44. Основные классы органических соединений.

45. Олигомеры и полимеры. Классификация, получение, свойства, применение.

46. Биохимические системы: углеводы, жиры, белки, нуклеиновые кислоты.

47. Мембраны и мембранные технологии.

48. Биотехнология. Достижения, основные направления и перспективы развития.

49. Химический анализ. Физико-химический и физический анализ.

50. Роль химии в решении экологических проблем.

Л И Т Е Р А Т У Р А

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: Высш. школа. 2000.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия, 1983 -1988 гг.

3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. школа, 1985.

4. Фролов В.В. Химия. - М.: Высш. школа. 1979.

5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии.- Л.: Химия, 1985.

6. Химия: Методические указания и контрольное задание. - Л.: СЗПИ, 1990.

КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ

Теоретические основы

Атом химического элемента состоит из положительного ядра и двигающихся в поле его действия отрицательно заряженных электро­нов. Сам атом является электронейтральной частицей. Ядро атома состоит из нуклонов: протонов (условный заряд +1; массовое число 1) и нейтронов (заряд 0; массовое число 1). Заряд ядра ра­вен порядковому номеру элемента в периодической системе Менде­леева и совпадает с числом протонов. Массовое число ядра (сумма количества протонов и нейтронов: А = Z + N) примерно определяет относительную массу атома по причине легкости электронов (электрон в 1840 раз легче протона).

Состояние электронов в атоме волновую природу и согласно квантовой (или волновой) механике описывается плотностью веро­ятности обнаружения электрона в данной области пространства от­носительно ядра. Граничная поверхность, внутри которой располо­жена область наибольшей вероятности обнаружения электрона, на­зывается атомной орбиталью. Атомная орбиталь характеризуется па­раметрами, которые получили название квантовых чисел: n - главное квантовое число описывает энергию и размеры атомной орбитали; l - орбитальное квантовое число - форму орбитали; m -магнитное квантовое число - ее ориентацию в пространстве.

Условная запись, которая представляет распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для написания электрон­ной формулы, в которой с помощью квантовых чисел зашифровано состояние каждого электрона необходимо знать:

- систему обозначений;

- последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии);

- максимальную ёмкость каждого подуровня (принцип Паули).

Система обозначений в общем виде выглядит так: nl^x , где n - главное квантовое число, соответствующее номеру энергетического уровня; l - орбитальное квантовое число - подуровню, который обозначается буквами s,p,dилиf; х -количество электронов в данном квантовом состоянии. Например, запись 3d⁵ (читается: три дэ пять) означает, что пять электронов находятся на d-подуровне третьего энергетического уровня.

Первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного s-по­дуровня, второй энергетический уровень (n = 2) - из s- и p-поду­ровней, при n = 3 имеем три подуровня: s-, p- и d -, а при n = 4 - четыре: s-, p-, d- и f-подуровни. Последовательность запол­нения энергетических подуровней имеет вид: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d=4f, 6p, 7s, 6d=5f,...

Максимальная ёмкость энергетических подуровней: s- два электрона; p- шесть; d- десять; f- четырнадцать. Заполне­ние последующих энергетических подуровней происходит только после полной застройки предыдущих. Например, электронная фор­мула углерода имеет вид:

С 1s²2s²2p² .

Валентными электронами атома считаются электроны внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он заполнен частично. В атоме углерода валентными являются электроны второго энергетического уровня: С 2s²2p² .В атоме марганца (электронная формула Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²) к ва­лентным относятся 7 электронов: два на подуровне 4s и пять на подуровне 3d.

Электронное строение атома можно представить также в виде схемы, в которой электронная орбиталь символически представлена квантовой ячейкой, а собственный спиновый момент электрона - стрелкой, направление которой соответствует значению спинового квантового числа (стрелка вверх +1/2, стрелка вниз -1/2):

При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руково­дствоваться принципом Паули и правилом Хунда. В каждой ячейке мо­жет быть не более двух электронов с противоположными спинами:

­¯

Такая пара электронов называется спаренной. Суммарное спиновое число электронов данного подуровня должно быть максимальным (сначала каждая ячейка заполняется по одному электрону с параллель­ными спинами, а затем производится парное размещение электро­нов со спинами, противоположными к уже имеющимся в ячейке электронам). Например, для валентных электронов атома углерода:

С ­¯ ­ ­

2s 2p

Для атома марганца:

Mn ­ ­ ­ ­ ­ ­¯

3d 4s

Если на внешнем энергетическом уровне имеются вакантные, не за­нятые электронами квантовые ячейки, то при возбуждении атома происходят переходы электронов из занятых ячеек в свободные. При этом изменяется значение спиновой валентности (числа неспа­ренных электронов). Например, для стационарного, отвечающего минимальной энергии атома, состояние атома хлора распределение по квантовым ячейкам таково:

Cl 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵­¯ ­¯ ­¯ ­

S 3p 3d

3d ячейки при этом остаются свободными. Спиновая валентность хлора в основном (стационарном) состоянии равна 1. При возбуж­дении атома в результате приобретения им дополнительной энергии электроны из 3p-состояния переходят в одну из пустых 3d-ячеек:

Сl ^*1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d¹ ­¯ ­¯ ­ ­ ­

S 3p 3d

Спиновая валентность становится равной 3. При получении новой порции энергии атомом возбуждается следующая электронная пара:

электрон из второй 3p-ячейки переходит в свободную ячейку 3d-подуровня.При этом спиновая валентность станет равной 5. Нако­нец, третье возбуждённое состояние атома хлора характеризуется переходом из электронов 3s-состояния в ячейку 3d.Хлор приобре­тает максимальную валентность 7:

Сl ^** ­¯ ­ ­ ­ ­ ­

S 3p 3d

Сl ^*** ­ ­ ­ ­ ­ ­ ­

S 3p 3d

Характер застройки энергетических подуровней определяет принад­лежность элемента к тому или иному электронному семейству:

s-элементы - застройка внешнего s-подуровня, например:

Калий К 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

р-элементы - застройка внешнего р-подуровня, например:

Фосфор Р 1s²2s²2p⁶3s²3p³

d-элементы - застройка предвнешнего d-подуровня, например:

Ванадий V 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²

f-элементы - застройка третьего снаружи f-подуровня, например:

Церий Се 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f²5s²5p⁶5d⁰6s²

Естественной классификацией элементов по электронным конфи­гурациям их атомов является периодическая система элементов Менделеева. Причина периодичности свойств элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигура­ций.

В периодах (горизонтальных строках таблицы) свойства элементов изменяются в связи с закономерным изменением электронных структур их атомов.

В группах (вертикальных строках таблицы) свойства элементов сходны благодаря аналогии в электронном строении внешнего ва­лентного уровня.

Номер периода определяет номер внешнего энергетического уровня в электронных формулах элементов. Количество элементов в каждом периоде соответствует минимальной ёмкости застраиваю­щихся энергетических подуровней.

Номер группы отвечает числу валентных электронов в атоме элемента. Кроме первого, каждый период начинается с двух s-эле­ментов и заканчивается шестью р-элементами. В больших периодах между этими семействами располагаются десять d-элементов (4....6 периоды). В 6 периоде к ним добавляется четырнадцать f-элемен­тов, 7 период не завершён.

Указанные закономерности позволяют составить электронную формулу элемента. Например, элемент танталнаходится в 6 пе­риоде, V группе, побочной подгруппе. Это говорит о том, что в атоме этого элемента шесть энергетических уровней, пять валент­ных электронов. Перед танталом в 6 периоде стоят два s-элемента и два d-элемента. Сам тантал - третий по счёту d-элемент. Следо­вательно, его валентные электроны имеют конфигурацию 5d³6s². Предыдущие энергетические уровни застроены полностью. Полная электронная формула этого элемента имеет вид:

Та 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d³6s².

В периодической зависимости от зарядов ядер атомов находится валентность (степень окисления), атомные и ионные радиусы, энер­гия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрицатель­ность и другие свойства.

В простейшей трактовке валентности как степени окисления ато­мов её отождествляют с числом электронов, отдаваемых или при­обретаемых атомами в процессе взаимодействия.

Высшую степень окисления атом приобретает, отдав все свои ва­лентные электроны, поэтому её величина соответствует номеру группы, в которой находится данный элемент. Так, высшая степень окисления азота - +5 (V группа элементов), серы - +6 (VI группа элементов).

Низшая степень окисления определяется тем условным зарядом, который приобретает атом при присоединении электронов, необхо­димых ему для приобретения устойчивой восьмиэлектронной обо­лочки (октета электронов). Отсюда низшую степень окисления можно рассчитать по разности между 8 и номером группы. Напри­мер, для азота низшая степень окисления равна -3, для серы -2. Следует учесть, что металлы не проявляют отрицательных степеней окисления, для них минимальным значением этой величины явля­ется 0.

Значение высшей и низшей степеней окисления атомов элементов позволяет составлять формулы их соединений: высших оксидов, гидроксидов, солей, водородных соединений. При составлении фор­мул следует учитывать требование электронейтральности. Степени окисления кислорода, как правило, -2, водорода - +1.

Общая формула оксидов - соединений элемента с кислородом - Э^+m_xО^-2_y, водородных соединений - Э^-mН⁺¹_m, гидроксидов - ос­нований Э^+m(ОН)_m. Простейшие формулы кислородсодержащих кислот выражаются общими формулами: НЭ⁺⁷О₄, Н₂Э⁺⁶О₄,

Н₃Э⁺⁵О₄ НЭ⁺⁵О₃, Н₄Э⁺⁴О₄ Н₂Э⁺⁴О₃

орто мета орто мета

Энергия ионизации, энергия сродства к электрону, электроотрица­тельность являются мерами проявления элементами металлических и неметаллических свойств. Металлические (восстановительные) свой­ства определяются способностью атомов элементов к отдаче элек­тронов, неметаллические (окислительные) - тенденцией к при­соеди­нению электронов.

Металлические свойства наиболее характерны для элементов, в атомах которых на внешнем энергетическом уровне находится не­большое количество электронов: от одного до трёх. Неметалличе­ские свойства, в первую очередь, проявляют элементы, в атомах которых на внешнем уровне от четырёх до семи электронов.

В периоде периодической системы металлические свойства эле­ментов убывают с ростом порядкового номера; неметаллические свойства, напротив, возрастают в том же направлении. Это связано с закономерным ростом числа валентных электронов.

В группе металлические свойства возрастают с ростом порядко­вого номера, а неметаллические убывают, что связано с увеличе­нием радиуса атома с ростом порядкового номера элемента, удалён­ностью внешних электронов от ядра и ослаблением сил притяжения между электронами и ядром.

Большинство элементов периодической системы проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Вклад тех или дру­гих определяется спецификой электронной структуры атома. Коли­чественно этот вклад можно охарактеризовать с помощью величины электроотрицательности атома, представляющей собой полусумму энергии ионизации и энергии сродства к электрону. Электроотрица­тельность возрастает в периоде с ростом порядкового номера и убывает в группе с ростом порядкового номера.

Свойства соединений элементов можно рассматривать с двух то­чек зрения: как кислотно-основные и окислительно-восстановитель­ные. Типичные металлы образуют оксиды и гидроксиды основного характера, типичные неметаллы - кислотные оксиды и кислоты. Кислотно-основной характер остальных элементов, в первую оче­редь, это относится к d-элементам, зависит от степени окисления их атомов: с ростом степени окисления основной характер соедине­ний сменяется амфотерным и далее переходит в кислотный. На­пример, хромв степени окисления +2 образует оксид CrOи гид­роксид Cr(OH)₂,проявляющие основные свойства. Соединения хрома +3 - Cr₂O₃, Cr(OH)₃ -амфотерны, а оксид и гидроксид хрома в степени окисления +6 носят кислотный характер (CrO₃, Н₂СrO₄иH₂Cr₂O₇).

Задачи 1 - 20

1. Для атомов элементов, порядковые номера которых указаны в табл.1 укажите состав ядер (число протонов и нейтронов), составьте электронные формулы атомов. Укажите валентные электроны, рас­пределите их по квантовым ячейкам в стационарном и возбуждён­ном состояниях, определите значения спиновой валентности. К ка­кому электронному семейству принадлежит каждый элемент?

2. Исходя из положения элементов в периодической системе элементов Менделеева, выбранных в соответствии с шифром (см. табл.1), охарактеризуйте их свойства. Является ли каждый из них металлом или неметаллом, окислителем или восстановителем? Ка­ковы высшая и низшая степени окисления их атомов? Составьте формулы оксидов и гидроксидов, отвечающих их высшей степени окисления? Какими кислотно-основными свойствами обладают эти соединения? Приведите уравнения соответствующих реакций. Обра­зуют ли данные элементы водородные соединения? Сравните свой­ства соединений данного элемента со свойствами аналогичных со­единений элементов той же подгруппы периодической системы.

Т а б л и ц а 1

Номер Порядковые задачи номера элементов	Номер Порядковые задачи номера элементов
1 33, 38 2 17, 56 3 20, 35 4 15, 52 5 19, 53 6 20, 51 7 22, 32 8 34, 42 9 21, 31 10 25, 35	11 39, 49 12 27, 37 13 16, 55 14 24, 34 15 23, 50 16 14, 48 17 15, 47 18 25, 53 19 40, 50 20 41, 51

Тема 2. Химическая связь

Литература: [1] c.35-56; [2] с.115-156; [3] с.41-93.

Теоретические основы

Химическая связь возникает при взаимодействии атомов и приво­дит к образованию многоатомной системы - молекулы, молекуляр­ного иона, кристалла. Причиной (движущей силой) возникновения химической связи является уменьшение потенциальной энергии при пе­реходе от изолированных атомов к устойчивой многоатомной системе.

Мерой прочности химической связи является её энергия, вели­чина которой определяется количеством энергии, выделившейся при образовании вещества из отдельных атомов. Например, энергия связи Н¾Н в молекуле водорода равна 435 кДж/моль. Это значит, что при образовании 1 моля газообразного водорода по уравнению

Н + Н = Н₂ + 435 кДж/моль

выделяется 435 кДж теплоты. Такое же количество энергии должно быть затрачено на распад 1 моля Н₂ до атомарного состояния (энергия диссоциации).

Химическая связь характеризуется также длиной, под которой понимают расстояние между ядрами химически связанных атомов. Так, длина химической связи Н¾О в молекуле воды Н₂О равна 0.096 нм (1 нм = 1· 10^-9 м).

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электромагнитных полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, уча­ствующих в образовании молекулы или кристалла.

Современная теория химической связи базируется на квантово-механической модели строения атома. В ней можно выделить два метода: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орби­талей (МО).

В основе метода МО лежат представления об орбитальном строении молекул. Задачей этого метода является характеристика энергетических параметров электронов в молекуле, выходными дан­ными в таком случае является энергетическая диаграмма соответст­вующих уровней.

Охарактеризовать молекулу методам ВС - это означает предста­вить графически распределение электронной плотности в молекуле. Ниже кратко излагаются основные представления этого метода в применении к ковалентной химической связи.

Ковалентная химическая связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами, для чего каждый атом предоставляет один неспаренный электрон, называемый валентным. Эта пара электронов принадлежит одновременно обоим взаимодей­ствующим атомам, что означает повышение электронной плотности в пространстве между ядрами (центрами) химически связанных ато­мов. Поэтому ковалентная химическая связь является двухэлектрон­ной и двухцентровой. Процесс «спаривания» электронов при обра­зовании, например, молекулы водорода может быть изображён сле­дующей схемой:

Н­ ­

¾® Н₂

Н¯ ¯

По Льюису указанный механизм наглядно представляют в виде электронной схемы молекулы, где электрон изображают точками. Для молекулы водорода такая схема имеет вид:

Н· + ·Н ¾®Н: Н

В графической формуле молекул пара точек заменяется валент­ным штрихом, соответствующим одной химической связи: Н¾Н.

Атом хлора имеет на наружном уровне 7 электронов:

Cl 3s²3p⁵, из которых один является неспаренным:

Cl­¯ ­¯ ­¯ ­

S 3p 3d

Отсюда получаем следующую электронную схему молекулы хлора Сl₂ : : + : ¾® : : : или Сl¾Cl

Ковалентную связь, образованную посредством одной общей электронной пары, называют ординарной и изображают в структур­ных формулах одним валентным штрихом. Если же связь образуется за счёт двух или трёх общих электронных пар, она называется двойной или тройной, соответственно.

Кратные ковалентные связи изображают в структурных формулах двумя или тремя валентными штрихами. Так, атом азота имеет три неспаренных электрона:

N­¯ ­ ­ ­

S 2p

поэтому молекула N₂ образуется в результате обобщения трёх элек­тронных пар (возникает тройная ковалентная связь):

+ ¾®

Наши рекомендации