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 (Мr) численно равна сумме относительных атомных масс (Аr) всех атомов, входящих в состав молекулы вещества.

Mr(H2O) = 2Ar(H) + Ar(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.

Мr(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 (tо=0оС, То=273 К, Ро=101,3 кПа)

ν = ν=

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

Решение: Формула соли – СаСО3, следовательно

М(СаСО3) = Аr(Са) + Аr(С) + 3·Аr(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% Vo-?

С + О2 = СО2

ν = 1моль ν = 1моль

М = 12 г/моль VM = 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.

 

Vо=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%

Vо(газа)=1,12 дм3 m(соли) - ? ω(Н)-?

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

 

 

Vо(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

Vр-р=100см3

ω(N)-? См=0,1 М Vо(газа)=?

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

 

m(смеси)= 1кг

ω(примесей)=2% Vо(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

 

Vо(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]

Vр-р=150см3

ω(K)-? См= 3М m(осадка)-?

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

 

m(смеси)=20г

ω(примесей)-? Vо(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]

Vр-р=100см3

См=0,2 М m(осадка)-? ω (К)-?

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

 

Vо 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

Vр-р-?

ω(H)-? См=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

 

mр-ра=200г

m(оксида)-? С%= 5% ω(S)-?

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

 

m(соли)=0,5кг Voгаза-? 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

 

mр-ра=150г

Voгаза-? С% = 6% ω(Ca)-?

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

 

 

m(смеси)=50г

Voгаза-? 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, ml). Они определяют размер (n), форму (l) и ориентацию (ml) атомной орбитали в пространстве. Занимая ту или иную АО, электрон образует электронное облако (электронную орбиталь). Электронное облако характеризуется четырьмя квантовыми числами (п, l, ml ,ms). 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

ml - 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

ms - 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 – ns2np1-2. Это р-элементы, проявляющие свойства как металлов, так и неметаллов. Их оксиды и гидроксиды – амфотерны.

- Элементы с 5-7 электронами на внешнем уровне – ns2np3-4. 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)


p">Далее ⇒