Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Государственное образовательное учреждение профессионального высшего образования
к контрольным заданиям по дисциплине «Химия»
для студентов нехимических специальностей
заочной формы обучения
ЧАСТЬ I
Утверждено редакционно-издательским советом
Тюменского государственного нефтегазового университета
Составители: доцент, к.х.н., Обухов В.М.
ассистент Костарева Е.В.
Тюменский государственный нефтегазовый университет
2003 г.
Учебные занятия студентов-заочников по курсу химии состоят из изучения материала по учебникам или учебным пособиям, выполнения контрольных заданий, лекций, выполнения лабораторных работ, сдачи зачета по лабораторному практикуму и экзамена по всему курсу.
В процессе изучения курса общей химии студент должен выполнить контрольные задания. К выполнению контрольного задания следует приступать только после изучения соответствующего материала по учебнику.
1. ОФОРМЛЕНИЕ
|
номер варианта |
номера задач к данному заданию |
номер варианта |
номера задач к данному заданию |
|
01 |
1 19 37 55 73 |
51 |
16 36 54 72 77 |
|
02 |
2 20 38 56 74 |
52 |
17 19 38 56 78 |
|
03 |
3 21 39 57 75 |
53 |
18 20 39 57 79 |
|
04 |
4 22 40 58 76 |
54 |
1 21 40 58 80 |
|
05 |
5 23 41 59 77 |
55 |
3 22 41 59 81 |
|
06 |
6 24 42 60 78 |
56 |
4 23 42 60 82 |
|
07 |
7 25 43 61 79 |
57 |
5 24 43 61 83 |
|
08 |
8 26 44 62 80 |
58 |
6 25 44 62 84 |
|
09 |
9 27 45 63 81 |
59 |
7 26 45 63 85 |
|
10 |
10 28 46 64 82 |
60 |
8 27 46 64 86 |
|
11 |
11 29 47 65 83 |
61 |
9 28 47 65 87 |
|
12 |
12 30 48 66 84 |
62 |
10 29 48 66 88 |
|
13 |
13 31 49 67 85 |
63 |
11 30 49 67 89 |
|
14 |
14 32 50 68 86 |
64 |
12 31 50 68 90 |
|
15 |
15 33 51 69 87 |
65 |
13 32 51 69 73 |
|
16 |
16 34 52 70 88 |
66 |
14 33 52 70 74 |
|
17 |
17 35 53 71 89 |
67 |
15 34 53 71 75 |
|
18 |
18 36 54 72 90 |
68 |
16 35 54 72 76 |
|
19 |
1 20 40 57 77 |
69 |
17 36 39 59 77 |
|
20 |
2 21 41 58 78 |
70 |
18 22 40 60 78 |
|
21 |
3 22 42 59 79 |
71 |
4 23 41 61 79 |
|
22 |
4 23 42 60 80 |
72 |
5 24 42 62 80 |
|
23 |
5 24 43 61 81 |
73 |
6 25 43 63 81 |
|
24 |
6 25 44 62 82 |
74 |
7 26 44 64 82 |
|
25 |
7 26 45 63 83 |
75 |
8 27 45 65 83 |
|
26 |
8 27 46 64 84 |
76 |
9 28 46 66 84 |
|
27 |
9 28 47 65 85 |
77 |
10 29 47 67 85 |
|
28 |
10 29 48 66 86 |
78 |
11 30 48 68 86 |
|
29 |
11 30 49 67 87 |
79 |
12 31 49 69 87 |
|
30 |
12 31 50 68 88 |
80 |
13 32 50 70 88 |
|
31 |
13 32 51 69 89 |
81 |
14 33 51 71 89 |
|
32 |
14 33 52 70 90 |
82 |
15 34 52 72 90 |
|
33 |
15 34 53 71 73 |
83 |
16 35 53 55 74 |
|
34 |
16 35 37 72 74 |
84 |
17 36 54 56 75 |
|
35 |
17 36 38 55 75 |
85 |
18 19 40 57 76 |
|
36 |
18 21 39 56 76 |
86 |
1 20 41 58 77 |
|
37 |
2 22 40 58 77 |
87 |
2 21 42 59 78 |
|
38 |
3 23 41 58 78 |
88 |
3 22 43 60 79 |
|
39 |
4 24 42 59 79 |
89 |
4 23 44 61 80 |
|
40 |
5 25 43 60 80 |
90 |
5 24 45 62 81 |
|
41 |
6 26 44 61 81 |
91 |
6 25 46 63 82 |
|
42 |
7 27 45 62 82 |
92 |
7 26 47 64 83 |
|
43 |
8 28 46 63 83 |
93 |
8 27 48 65 84 |
|
44 |
9 29 47 64 84 |
94 |
9 28 49 66 85 |
|
45 |
10 30 48 65 85 |
95 |
10 29 50 67 86 |
|
46 |
11 31 49 66 86 |
96 |
11 30 51 68 87 |
|
47 |
12 32 50 67 87 |
97 |
12 31 52 69 88 |
|
48 |
13 33 51 68 88 |
98 |
13 32 53 70 89 |
|
49 |
14 34 52 69 89 |
99 |
14 33 54 71 90 |
|
50 |
15 35 53 70 90 |
00 |
15 34 37 72 76 |
ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ
Энергетика (термодинамика) химических процессов.
Внутренняя энергия системы. Теплота. Работа. I закон термодинамики. Энтальпия. Энтальпия образования вещества. Энтальпия реакции. Энтропия. II закон термодинамики. Изменение энтропии при химических процессах. Энергия Гиббса образования вещества. Энергия Гиббса реакции. Направленность химических процессов.
Термодинамика изучает законы перехода различных видов энергии. При химических реакциях эти изменения сопровождаются поглощением или выделением энергии в виде теплоты. Реакции, которые сопровождаются поглощением теплоты, называются эндотермическими, а реакции, сопровождающиеся выделением теплоты - экзотермическими.
Каждая система при постоянных физических условиях обладает определенным запасом энергии, называемым внутренней энергией системы /U/. Она состоит из энергии движения и местоположения, молекул, атомов, ядер и электронов, а также энергии, обусловленной силами притяжения и отталкивания между ними. Однако внутренняя энергия не включает кинетическую энергию движения системы в целом и потенциальную энергию положения системы в пространстве.
При любом процессе соблюдается закон сохранения энергии. Теплота (q) подведённая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии (Δ U) и на совершение работы (А).
При постоянном давлении (это большинство химических процессов) работа – это работа по изменению объёма, т.е. А = p · Δ V, где р - давление в системе, а Δ V- изменение объёма системы (Vкон. - Vнач.)
В этом случае q p = Δ U + p · Δ V
или q p = (Uкон. – Uнач.) + p (Vкон. – Vнач.)
q p = (Uкон. + pVкон.) – (Uнач. + р Vнач.)
Сумму U + pV обозначают через H и называют энтальпией. Отсюда теплота реакции (тепловой эффект) при постоянном давлении равна изменению энтальпии системы:
q p = Hкон. – Hнач. = Δ Н
температура 298 К (25 0С)
давление 101,3 кПа (1 атм).
ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ ПРОСТЫХ ВЕЩЕСТВ принимается равной нулю, если их агрегатные состояния и модификации при стандартных условиях устойчивы.
Например: графита/тв/ = 0,0 кДж/моль
алмаза/тв/ = 1,9 кДж/моль
ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА равна энтальпии реакции образования одного моль этого вещества из простых веществ.
Пример 1. Энтальпия образования воды:
2H2(г) + O2(г) =2H2O(г) = - 484кДж.
Отсюда следует, что энтальпия образования воды в газовой фазе равна - 484кДж : 2моль = -242 кДж/моль
ЭНТАЛЬПИЯ РЕАКЦИИИ рассчитывается из следствия закона Гесса: «Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов».
ΔНр = ∑(n∙ΔH)прод. - ∑(n∙ΔH) исх.,
где n – число молей.
Пример 2. Рассчитать тепловой эффект реакции. Указать эндо- или экзотермическая реакция при стандартных условиях.
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NO(г) + 6H2O(г)
Число молей,n 4 5 4 6
Энтальпия, -46,0 0 +91,0 -242,0
∆Н0реакции = [4(+91)+6(-242)]-[4(-46)+5·0]= -904кДж.
Так как ∆ Н< О, данный процесс сопровождается выделением тепла, т.е. является экзотермическим.
Таблица № 1
Значения термодинамических функций в стандартных условиях
|
Вещество |
Агрегатное состояние |
кДж/моль |
Дж/моль оК |
кДж/моль |
|
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
|
Al FeO2 H2 C Al2O3 CO CO2 CH4 C2H2 C3H8 C4H10 CaO Ca(OH)2 CaCO3 Fe2O3 Fe3O4 Na2CO3 MgO MgCO3 H2O H2O H2S SO2 SO3 P2O5 NO NH3 |
ТВ. ТВ. Г. Г. Графит ТВ. Г. Г. Г. Г. Г. Г. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. ТВ. Ж. Г. Г. Г. Г. ТВ. Г. Г. |
0 0 0 0 0
91,0
|
28,4 27,2 205,0 130,7 5,7 50,9 197,6 213,6 186,4 - - - 39,7 83,4 91,7 87,5 146,3 136,4 26,9 65,7 70,0 188,9 193,2 248,2 256,4 114,5 210,5 192,6 |
0 0 0 0 0 -1563,3 -137,2 -394,4 -50,9 — — — -603,6 -899,2 -1128,4 -740,8 -1014,8 -1047,5 -569,6 -1029,3 -237,4 -228,8 -33,8 -300,4 -370,0 -1348,8 86,6 -16,6 |
Термодинамика устанавливает также направление самопроизвольного протекания процессов в данных условиях. При выяснении природы самопроизвольного протекания реакции было установлено, что самопроизвольные реакции сопровождаются экзотермическим эффектом (∆Н<Ο). Однако связь между снижением энтальпии системы и самопроизвольностью протекания процесса является недостаточным фактором.
Другим фактором определения самопроизвольности протекания процессов является термодинамическая функция называемая энтропией (S). Энтропия является мерой упорядоченности состояния системы. В ходе химической реакции энтропия системы изменяется. Это изменение называется энтропией реакции.
ЭНТРОПИЯ РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.
∆Sp = ∑ (n · S) прод.— ∑ (n ∙ S) исх.
Пример 3. Рассчитать изменения энтропии системы при реакции в стандартных условиях.
N2(г) + О2(г) = 2NO(г)
Число молей, n 1 1 2
Энтропия 192 205 211
= 2 · 211—(1 · 192 + 1·205) =14 Дж/моль. К
Все процессы, которые протекают с уменьшением порядка системы, сопровождаются увеличением энтропии и наоборот. Самопроизвольно протекают процессы, идущие с увеличением энтропии. Для процессов протекающих в изобарно - изотермических условиях (p = const, T = const) движущей силой самопроизвольного процесса является стремление системы перейти в состояние с наименьшей энтальпией (энтальпийный фактор), либо с увеличением энтропии (энтропийный фактор). Устойчивому состоянию системы соответствует равенство этих факторов.
∆Н ═ Т ∙ ∆S
Термодинамическая функция, показывающая насколько система в данном состоянии отклонилась от равновесного, называется энергией Гиббса (G).
∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S
Если: ∆G < 0, процесс может протекать самопроизвольно в прямом направлении;
∆G = 0, процесс в состоянии равновесия;
∆G > 0, процесс самопроизвольно в прямом направлении
проходить не может.
Из соотношения ∆G = ∆Н − Т ∙ ∆S видно, что самопроизвольно могут протекать процессы:
ЭНЕРГИЯ ГИББСА РЕАКЦИИ также рассчитывается по следствию закона Гесса.
∆Gp = ∑ (n · ∆G) прод.— ∑ (n ∙ ∆G) исх.
Пример 4.Указать возможность самопроизвольного протекания реакции при стандартных условиях.
СО2(г) +С(графит) = 2СО(г)
Число молей, n 1 1 2
Энергия Гиббса, -394 0 -137
= [ 2 · (-137)] − [1 · (-394) + 1 · 0 ] = + 120 кДж/моль
Так как > 0, в данных условиях процесс невозможен.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
1. Рассчитать тепловой эффект реакции сгорания 448л метана: СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(Г). при стандартных условиях.
2.Указать эндо- или экзотермическая реакция. Определить энтальпию реакции: CaCO3(TB) = CaO(TB) +CO2(г).при стандартных условиях.
3.Определить энтальпию образования карбоната натрия при стандартных условиях, если тепловой эффект реакции: Na2CO3(TB) + 2C(TB) = 2Na(TB) + 3CO(г) равен 805,7 кДж.
4.Процесс гашения извести водой выражается уравнением: CaO(ТВ) + H2O(ж) =Ca(OH)2(TB). Рассчитать тепловой эффект этой реакции при стандартных условиях.
5.Рассчитать количество тепла выделяющегося при сгорании 896 л ацетилена (С2Н2) при нормальных условиях: 2С2Н2(г) + 5О2(г) = = 4 СО2(г) + 2Н2О(г).
6.Определить количество тепла необходимого для восстановления 5 молей оксида железа (III) при стандартных условиях: Fe2O3(TB) + 3CO(г) = 2 Fe(TB) + 3CO2(г).
7.Рассчитать количество тепла выделяющегося при сгорании 2240 л бутана при нормальных условиях: 2C4H10(г) + 13O2(г) = 8CO2(г) + 10H2O(г).
8.Определить энтальпию реакции: Fe2O3(TB) + 3C(графит) = 2Fe(TB) + +3CO(г) при стандартных условиях.
9.Определить энтальпию образования этилена, если тепловой эффект реакции: C2H4(г) + 3О2(г) = 2СО(г) + 2Н2О(г) равен -1323 кДж.
10.Процесс восстановления оксида железа (III) водородом выражается уравнением: Fe2O3(TB) + 3H2(г) = 2Fe(TB) + 3H2O(г). Рассчитать тепловой эффект этой реакции при стандартных условиях.
11.Рассчитать тепловой эффект процесса сгорания 224 л водорода при нормальных условиях: 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г).
12.Определить этальпию образования карбоната магния, если тепловой эффект реакции: MgO(TB) + CO2(г) = MgCO3(TB) равен -118 кДж.
13.Процесс сгорания пропана выражается уравнением: C3H8(г) + 5O2 = 3CO2(г) +4H2O(г). Рассчитать тепловой эффект реакции сгорания 112л пропана при стандартных условиях.
14.Сколько теплоты выделиться при реакции: СО(г) + 3H2(г) = CH4(г)+ +H2O(г)?
15.Рассчитать энтальпию образования жидкого бензола, если тепловой эффект реакции сгорания: 2С6H6(Ж) +15O2(Г) = 12СO2(Г) +6H2O(Г) равен -3136кДж.
16.Определить энтальпию образования фосфата кальция, если тепловой эффект реакции:3CaO(TB) + P2O5(TB) = Ca3(PO4)2(TB) равен -739кДж.
17.Рассчитать энтальпию конденсации 224л водяного пара.
18.При образовании 1120мл (при стандартных условиях) оксида серы(IV) из простых веществ выделилось 14,8 кДж. Рассчитать энтальпию образования оксида серы (IV).
19.Указать возможность самопроизвольного протекания процесса: CaCO3(TB)= CaO+CO2(г) при стандартных условиях.
20.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: Fe2O3(TB) +3H2(Г) = 2Fe(TB) + 3H2O(Г)?
21.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция: Fe2O3(TB) + 3CO(Г) =2Fe(TB) +3CO2(Г).
22.Определить возможность самопроизвольного протекания реакции: CH4(г) + 2O2(Г) = CO2(Г) + 2H2O(Г) при температуре 250С.
23.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: СH4(Г) + 3СO2(Г) = 4СO(Г) +2H2O(Г).
24.Рассчитать температуру, при которой возможно самопроизвольное протекание реакции: 2H2O(Ж) = 2H2(Г) + O2(Г).
25.Определить возможность самопроизвольного протекания реакции: 4Al(TB) +3CO2(Г) = 2Al2O3(TB) + 3C(ГРАФИТ) при стандартных условиях.
26.В каком направлении самопроизвольно будет протекать реакция в стандартных условиях: H2(Г) + CO2(Г) = CO(Г) + H2O(Ж).
27.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция:
CaO(TB) +CO(Г) = CaCO3(TB).
28.Рассчитать при стандартных условиях энергию Гиббса реакции H2S (г) + 2O2(г) = H2O(г) + SO3(г). Указать возможность самопроизвольного протекания реакции.
29.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: 2CO(г) + O2(Г) = 2CO2(Г).
30.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция: CO(Г) +3H2(Г) = СН4(г) + Н2О(Г).
31.Определить возможность самопроизвольного протекания реакции: 3Fe(TB) + 4H2O(Г) = Fe3O4(TB) + 4H2(Г) при стандартных условиях.
32.Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: MgO(TB) + CO2(Г) = MgCO3(TB)?
33.Рассчитать, при какой температуре возможна реакция: Al2O3(TB) + 3H2(Г) = 2Al(TB) + 3H2O(Г).
SO2(Г) + O2(Г) = SO3(Г).
36. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: CaO(TB) + H2O(ж) = Ca(OH)2(TB).
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Гомогенные и гетерогенные системы. Скорость гомогенных и гетерогенных реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Зависимость скорости реакции от температуры. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.
Химическая кинетика изучает скорость химических процессов, которые могут протекать в гомогенной или гетерогенной системах.
Система – вещество или совокупность веществ, реально или мысленно отделенных от окружающей среды.
Гомогенная система – система, состоящая из одной фазы (например, водный раствор хлорида натрия). Отсутствует граница раздела между веществами.
Гетерогенная система – система, состоящая из нескольких фаз (например, смесь воды и масла). Вещества имеют между собой границу раздела.
Скорость гомогенной реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени, в единице объёма системы
Скорость гетерогенной реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади раздела фаз
где ∆n – изменение количества вещества
∆t – время реакции
V – объём гомогенной системы
S – площадь раздела фаз в гетерогенной системе
Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ отражена в законе действующих масс: «при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях соответствующих им стехиометрическим коэффициентам».
Например, для реакции:
2SO2(Г) + O2(Г) ↔ 2SO3(Г)
скорость прямой реакции выражается уравнением:
- кинетическое уравнение реакции,
где [SO2], [O2]– концентрации SO2 и O2
К- константа скорости прямой реакции;
скорость обратной реакции:
Физический смысл константы скорости в том, что при концентрации веществ равных единице V = K, т.е. константа скорости характеризует скорость химического процесса и зависит только от природы реагирующих веществ и температуры.
Для гетерогенных систем в уравнение зависимости (кинетическое уравнение) входят концентрации только тех веществ, которые находятся в растворенном или газообразном состоянии, так как для твёрдых веществ концентрация вещества на поверхности остается постоянной.
Например, для реакции:
С(ТВ) + О2(Г) = СО2(Г)
Кинетическое уравнение запишется:
, но т.к. [C] = const
, где ЭФ= [C]
Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
,
где – температурный коэффициент
Vt2 ,Vt1 -скорости реакции при температуре t2 и t1
Пример 1. Вычислить, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 500 до 800С, если температурный коэффициент реакции равен 3
Следовательно, скорость реакции возрастёт в 27 раз.
Пример 2. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции при уменьшении объёма в 4 раза в системе:
2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г)
Кинетическое уравнение прямой реакции:
Система гомогенная и газофазная, поэтому при уменьшении объёма в системе в 4 раза, концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в 4 раза. При новых концентрациях кинетическое уравнение:
Отсюда = 64
Следовательно, скорость прямой реакции возрастёт в 64 раза.
В большинстве случаев химические реакции протекают как в прямом, так и в обратном направлениях (обратимые реакции). В обратимых процессах прямая и обратная реакция протекают одновременно в противоположных направлениях.
Например, для реакции:
СО(Г) + Н2О(Г) = СО2(г) + Н2(г)
Кинетическое уравнение для прямой реакции:
Кинетическое уравнение для обратной реакции:
Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакции равны (), называется состоянием химического равновесия. При химическом равновесии обе реакции продолжают протекать, и в системе при этом присутствуют и реагенты, и продукты
=
,
где K-константа равновесия;
[CO2], [H2], [CO], [H2O]– равновесные концентрации веществ в системе.
Если К>1, в системе преобладают продукты – равновесие смещено в сторону прямой реакции.
Если К<1, в системе преобладают реагенты – равновесие смещено в сторону обратной реакции.
Состояние химического равновесия зависит от:
При изменении параметров системы нарушается состояние химического равновесия. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия.
Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: «если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдёт в другое состояние равновесия так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия».
Пример 3. Экзотермическая реакция сгорания водорода в кислороде протекает по уравнению:
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ∆Н<0
Как надо изменить а) температуру; б) концентрацию исходных веществ; в) давление, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции?
Из принципа Ле Шателье следует, что смещение равновесия достигается:
а) увеличением концентрации исходных веществ;
б) понижением температуры системы, так как прямая реакция идёт с выделением тепла (нагревом системы);
в) увеличением давления в системе, так как прямая реакция идёт с уменьшением давления (из трёх моль газа образуется два моль газообразных продуктов).
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
37.Как изменится скорость реакции окисления оксида азота (II): 2NО(Г) + O2(Г) = 2NО2(Г), если концентрацию NО увеличить в 2раза, а концентрацию кислорода уменьшить в 2 раза?
S(ТВ) + O2(Г) = SO2(Г)? Написать выражение констант равновесия для данных систем через концентрации веществ.
49.Как изменится скорость реакции: 2S(ТВ) + 3O2(Г) = 2SO3(Г), если увеличить давление системы в 3 раза.
50.Во сколько раз медленнее протекает реакция в газовой фазе, если понизить температуру от 1000 до 400.Температурный коэффициент равен 2.
СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Строение атома. Периодическая система Д.И. Менделеева. Состав ядра. Изотопы. Электронная оболочка. Атомная орбиталь. Квантовые числа. Принцип Паули. Принцип наименьшей энергии. Порядок заполнения энергетических уровней, подуровней. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева в свете современной теории строения атома. Электронные семейства элементов. Валентные электроны. Периодическое изменение свойств химических элементов. Энергия ионизации и сродство к электрону. Электроотрицательность элементов. Металлические, неметаллические, амфотерные элементы.
Окружающий нас мир состоит из трёх структурных частиц: атом, молекула, ион. Например, медная пластина состоит из атомов (Сu). В водном растворе сульфата меди (СuSO4) медь присутствует в виде ионов (Сu2+). Атомы (Сu), ионы (Сu2+) являются структурными частицами химического элемента медь. Газ водород состоит из молекул (Н2). Раствор хлороводородной кислоты (НСl) содержит ионы (H+). Молекулы (Н2), ионы (H+) являются структурными частицами химического элемента водород.
Химический элемент – это вид структурных частиц с одинаковым зарядом ядра.
Атом – это наименьшая частица элемента, имеющая его химические свойства.
Согласно современной теории строения атома, атом состоит из ядра /протоны, нейтроны/ и электронной оболочки /электроны/.
Протон (р): относительный заряд равен +1; относительная масса 1,0073.
Нейтрон(n): относительный заряд равен 0; относительная масса 1,0087.
Электрон(е): относительный заряд равен –1; относительная масса 5,48 · 10-4
Периодическая система элементов Д.И.Менделеева позволяет определить число фундаментальных частиц (р,n,е) в атоме любого элемента. Английский физик Мозли установил, что «заряд ядра равен порядковому номеру элемента в Периодической системе». Так как заряд протона равен единице, то порядковый номер определяет число протонов. Атом по заряду - нейтральная частица, следовательно, число электронов в атоме равно числу протонов. Относительная атомная масса элемента определяется сумой масс протонов и нейтронов. Поэтому, число нейтронов в атоме равно атомной массе за вычетом числа протонов.
Пример 1. Определить число протонов, нейтронов, электронов в атоме элемента с порядковым номером 92 в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева
Элемент Уран
Число протонов (р) равно 92
Число нейтронов (n) равно 238 – 92 = 146
Число электронов (е) равно 92
Изотопы - это структурные частицы, имеющие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов (частицы одного и того же элемента с различной массой).
Например -водород, дейтерий, -тритий
При рассмотрении строения электронной оболочки атома учитывается, что из-за корпускулярно-волновой природы электрона существует неопределённость в установлении его места пребывания. Шредингер предложил волновое уравнение для атома. Решение этого уравнения даёт плотность вероятности нахождения электрона в данной области пространства. Область пространства вокруг ядра, для которой вероятность пребывания электрона равна 95%, называется атомной орбиталью. Электрон не движется по орбите, а занимает трёхмерную область в пространстве вокруг ядра – орбиталь. Решения волнового уравнения Шредингера позволяют охарактеризовать орбиталь четырьмя квантовыми числами.
n – главное квантовое число. Может принимать значения 1,2,3,4,5,6,7…∞. Определяет энергетический уровень, на котором находится электрон, энергию электрона на уровне, размер орбитали. Чем больше значение главного квантового числа, тем больше энергия электрона и больше размер орбитали.
l-орбитальное квантовое число. Может принимать целочисленные значения от 0 до n-1. Если n = 4, то l = 0,1,2 и 3. Определяет энергетический подуровень, на котором находится электрон, энергию электрона на подуровне, а так же форму орбитали. Каждое значение l обозначают буквой (чтобы не путать с обозначением n): l = 0 (s), 1 (p), 2 (d), 3 (f) и т.д.
Состояние электрона, характеризуемое значениями l и n, записывается в виде электронной формулы.
Например, если состояние электрона характеризуется n = 4, l = 3, то говорят, что это - 4f-электрон.
Возможные следующие сочетания этих двух квантовых чисел:
n = 1 l = 0 1s
n = 2 l = 0,1 2s2p
n = 3 l = 0,1,2 3s3p3d
n = 4 l = 0,1,2,3 4s4p4d4f
и т.д.
В пределах одного энергетического уровня наименьшей энергией обладают электроны на s-подуровне (s-электроны), а затем s<p<d<f< и т.д.
Электроны на s-подуровне (s-электроны) имеют сферическую форму орбитали, p-электроны симметричную гантель, у других орбиталь имеет более сложную конфигурацию.
Рис. 1. Форма электронных облаков s и p - орбиталей
m-магнитное квантовое число. Может принимать значение целых чисел от +l до –l. Определяет возможное число орбиталей на подуровне, а так же пространственное расположение орбиталей.
Возможное число орбиталей для подуровней:
l = 0 (s) m = 0 одна s-орбиталь
l = 1 (p) m = 1,0,-1 три p-орбитали
l = 2 (d) m = 2,1,0,-1,-2 пять d-орбиталей и т. д.
Рис. 2. Пространственное расположение р-орбиталей
S-спиновое квантовое число. Определяет вращение электрона вокруг собственной оси. Может принимать значения +1/2 (предполагает вращение по часовой стрелке) и –1/2 (вращение против часовой стрелки). Во многоэлектронных атомах электроны располагаются по энергетическим уровням (n), подуровням (l) и орбиталям (m). Если орбиталь изобразить в виде ячейки □, то структура электронной оболочки будет иметь вид:
1
s
2
s p
3
s p d
s p d f
В соответствии с принципом Паули «в атоме не может быть двух электронов, которые имеют одинаковые наборы четырёх квантовых чисел». Таким образом, на одной орбитали могут находиться только два электрона с противоположными спинами.
Отсюда следует, что:
на n=1 уровне находится 2 электрона 1s2
на n=2 уровне находится 8 электронов 2s22р6
на n=3 уровне находится 18 электронов 3s23р63d10
на n=4 уровне находится 32 электрона 4s24р64d104f14 и т.д.
Заполнение электронной оболочки атома электронами происходит по принципу наименьшей энергии (правило Клечковского):
Пример 2. Определить порядок заполнения электронами уровней и подуровней 5d, 6p, 6s.
5d = 5 + 2 = 7; 6p = 6 + 1 = 7; 6s = 6 + 0 = 6.
Порядок заполнения 6s,5d,6р.
Заполнение орбиталей внутри одного подуровня происходит по правилу Хунда «каждая орбиталь заполняется вначале одним электроном, а затем происходит их заполнение вторыми электронами».
Например, р4:
Электронные оболочки записываются в виде электронных формул.
Напимер, 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2
Если сопоставить строение электронной оболочки атома и Периодическую систему элементов Д.И. Менделеева, то видно, что Периодическая система элементов Д.И. Менделеева представляет собой классификацию элементов по структуре заполненных электронных оболочек атомов.
Период – последовательный ряд элементов с одинаковым числом заполняемых энергетических уровней, причём номер периода показывает номер внешнего энергетического уровня.
Группа – последовательный ряд элементов, имеющих однотипную электронную конфигурацию.
Например, элемент находится в 3 периоде, электронная формула: 1s22s22p63s23p2
Элемент 52Sn находится в 5 периоде, электронная формула: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2
В зависимости от подуровня, который заполняет последний электрон, все элементы можно сгруппировать в четыре электронных семейства.
s – элементы – достраивается s - подуровень
p – элементы – достраивается p - подуровень
d – элементы – достраивается d - подуровень
f – элементы – достраивается f – подуровень
В Периодической системе элементов Д.И. Менделеева s- и р - элементы расположены в главных подгруппах, у этих элементов достраивается внешний энергетический уровень (соответствует номеру периода). d- и f-элементы расположены в побочных подгруппах, у этих элементов достраиваются предвнешние уровни.
Учитывая периодичность заполнения электронами энергетических уровней и взаимосвязь заряда ядра и количества электронов в атоме, Периодический закон Д.И Менделеева может быть сформулирован следующим образом: «свойства простых тел, а также соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома».
Начинается период (со II периода) элементом, в атоме которого появился на внешнем уровне s-электрон (активный металл). Заканчивается период элементом в атоме, которого на внешнем уровне s2p6 – электроны (благородный газ). Все элементы в соответствии с электронным строением атома можно подразделить на металлические и неметаллические. Металлические свойства элементов определяются способностью атомов «отдавать» электроны (восстановительные свойства). Неметаллические свойства элементов определяются способностью атомов «принимать» электроны (окислительные свойства). Изменение свойств элементов в Периодической системе можно проследить в горизонтальном направлении (в периоде) и вертикальном направлении (в группе). С увеличением порядкового номера элементов по периоду (слева на право) происходит нарастание неметаллических свойств. Сверху вниз по подгруппам возрастают металлические свойства. Эти свойства связаны с атомными радиусами, а в конечном счете - с электроотрицательностью. Элементы, для которых электроотрицательность меньше двух относят к металлическим элементам (атомы только отдают электроны). Элементы, для которых электроотрицательность больше двух, относят к неметаллическим элементам. Чем ниже электроотрицательность, тем выше металлические свойства элемента и наоборот, чем выше электроотрицательность, тем выше неметаллические свойства.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Строение молекулы. Теория химической связи. Ионная связь Металлическая связь. Ковалентная связь. Энергия связи. Длина связи. Валентный угол. Свойства химической связи.
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
Согласно теории химической связи, устойчивому состоянию элемента соответствует структура с электронной формулой внешнего уровня s2p6 (аргон, криптон, радон, и другие).
При образовании химической связи атомы стремятся приобрести такую устойчивую структуру. При этом возможны три типа химической связи.
Ионная связь – осуществляется в результате электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. При взаимодействии атомов металлических и неметаллических элементов (разность электроотрицательности больше 1,9) атомы металлических элементов отдают лишние электроны внешнего уровня, переходя в положительно заряженные ионы, а атомы неметаллических элементов принимают электроны, достраивая внешний уровень до восьми электронов, переходя в отрицательно заряженные ионы.
Например, 12Mg 1s22s22p63s2 -2e = 1s22s22p6
Mg -2e = Mg2+
8F 1s22s22p5 +e = 1s22s22p6
F +e = F-
Так как электрическое поле иона имеет сферическую симметрию, то при образовании связи между двумя противоположно заряженными ионами возможно электростатическое взаимодействие и с другими ионами. У ионных соединений определяющее значение имеют ненасыщенность и ненаправленность связи. Ионные соединения при обычных условиях являются кристаллическими веществами.
Металлическая связь. Осуществляется за счёт делокализованных электронов. При взаимодействии атомов только металлических элементов (в веществах называемых металлами) «лишние» электроны внешнего уровня способны перемещаться по металлу, но находятся в поле действия положительных ионов. Это взаимодействие подвижных ионов определяет, что соединения с металлической связью при обычных условиях являются кристаллами, которые имеют специфические свойства.
Ковалентная связь осуществляется за счёт электронной пары одновременно принадлежащей двум атомам.
Например: На внешнем уровне атома хлора 7 электронов
При взаимодействии с другим атомом хлора образуется устойчивая структура молекула Cl2, где у каждого атома на внешнем уровне 8 электронов.
Рассмотрим свойства ковалентной связи с точки зрения метода валентных связей (МВС). Основные положения МВС.
Ковалентная связь характеризуется свойствами: насыщаемость, направленность и полярность.
Способность атома к образованию химических связей называют валентностью элемента. Количественной мерой валентности принято считать число электронов способных образовывать химические связи – число валентных электронов.
Для s – элементов валентными электронами является s – электроны внешнего уровня ;
Для р – элементов s- и р – электроны внешнего уровня ;
Для d – элементов s – электроны внешнего уровня и d – электроны предвнешнего уровня.
Например, 11Na – валентный электрон 3s1
56Ba - 6s2 13Al – 3s23p1 53J – 5s25p5 22Ti – 4s23d2
Большинство соединений с ковалентной связью образовано по обменному механизму, при котором каждый атом поставляет по одному (неспаренному) электрону для образования общей пары.
Насыщаемость – это свойство, которое определяет стехиометрический (определённый) состав устойчивого соединения с ковалентной связью – молекулы. Для соединений образованных по обменному механизму валентность элемента определяется числом неспаренных валентных электронов.
Например, элементы кислород и водород образуют молекулу состава Н2О.
Для 8О валентные электроны 2s22p4, которые расположены по орбиталям 2
s p
У атома элемента кислорода имеется два неспаренных валентных электрона, т.е. валентность равна 2.
Для 1Н валентный электрон 1s1, т.е. валентность равна 1.
Однако большинство элементов могут иметь переменную валентность. Это возможно в том случае, если в пределах одного энергетического уровня имеются свободные орбитали.
Например, элемент углерод и кислород образуют СО и СО2
Для 6С валентные электроны 2s22p2, которые расположены по орбиталям 2 , т.е. в основном состоянии валентность будет
s p
равна 2. В возбуждённом состоянии электрон с s – подуровня поднимается на р – подуровень: 2s12p3 2 ,т.е. валентность будет равна 4.
s p
Исходя из свойств соединений СО и СО2 можно сделать вывод о том, что элемент в возбуждённом состоянии образует более устойчивое соединение.
Направленность – это свойство определяющее геометрическую форму молекулы с ковалентной связью. При образовании связи принимают участие атомные орбитали различной формы:
s – электроны имеют форму орбитали
р – электроны имеют форму орбитали
Однако, когда атом находится в возбуждённом состоянии в образовании равноценных связей участвуют s- и р– гибридные орбитали.
Различают три типа гибридизации:
- -две гибридные связи
- -три гибридные связи.
- -четыре гибридные связи.
В зависимости от направления перекрывания атомных орбиталей различают: - и π – связи.
-связь возникает при перекрывании орбиталей вдоль оси, соединяющей ядра взаимодействующих атомов. - связь наблюдается при перекрывании s – s –, р – р – s - р – орбиталей и т.д.
Рис. 3. Перекрывание электронных облаков
при образовании - и - связей
π – связь возникает при перекрывании орбиталей по обе стороны от оси соединяющей ядра атомов. Наблюдается при перекрывании р – р орбиталей расположенных перпендикулярно оси, соединяющей ядра атомов.
Полярность.
В зависимости от расположения общей электронной пары (электронной плотности) между ядрами атомов различают неполярную и полярную связь.
Неполярная связь образуется атомами элементов с одинаковой электроотрицательностью. Электронная плотность распределяется симметрично относительно ядер атомов.
Связь между атомами с различной электроотрицательностью называется полярной. Общая электронная пара смещена в сторону более электроотрицательного элемента. Центры тяжести положительных (б+) и отрицательных (б-) зарядов не совпадают. Чем больше разность электроотрицательности элементов образующих связь, тем выше полярность связи. При разности электроотрицательности меньше 1,9 связь считается полярной ковалентной.
Полярность молекулы.
Для двухатомной молекулы полярность молекулы совпадает с полярностью связи. В многоатомных молекулах общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме моментов всех её связей. Вектор диполя направлен от + к –
Пример 3. Используя метод валентных связей, определите полярность молекул хлорида олова (II) и хлорида олова (IV).
50Sn относится к р – элементам.
Валентные электроны 5s25p2. Распределение электронов по квантовым ячейкам в нормальном состоянии:
5 - валентность 2
s p
и в возбуждённом состоянии: 5 - валентность 4
s p
17Cl – относится к р – элементам. Валентные электроны 3s23p5. Распределение электронов по квантовым ячейкам в нормальном состоянии: 3 - валентность 1.
s p
Химические формулы хлорида олова (IV) -SnCl4, хлорида олова (II) – SnCl2
Для построения геометрической формы молекул изобразим орбитали неспаренных валентных электронов с учётом их максимального перекрывания
Рис. 4. Геометрическая форма молекул SnCl2 и SnCl4
Электроотрицательность Sn – 1,8. Cl – 3,0. Связь Sn – Cl, полярная, ковалентная. Изобразим вектора дипольных моментов полярных связей.
Рис. 5. Направление векторов дипольных моментов
в молекулах SnCl2 и SnCl4
SnCl2 – полярная молекула
SnCl4 – неполярная молекула.
Вещества в зависимости от температуры и давления могут существовать в газообразном, жидком и твёрдом агрегатном состоянии.
В газообразном состоянии вещества находятся в виде индивидуальных молекул.
В жидком состоянии в виде агрегатов, где молекулы связаны межмолекулярными силами Ван–дер–Ваальса или водородной связью. Причём, чем полярнее молекулы, тем прочнее связь и, как следствие, выше температура кипения жидкости.
В твёрдых телах структурные частицы связаны как внутримолекулярными, так и межмолекулярными связями. Классифицируют: ионные, металлические, атомные (ковалентные), молекулярные кристаллы и кристаллы со смешанными связями.
КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
Методические указания к контрольным заданиям по дисциплине «Химия» для студентов нехимических специальностей заочной формы обучения. Часть 1.
Составители: доцент, к.х.н. Обухов В.М.
ассистент Костарева Е.В.
Подписано к печати Бумага писч. № 1
Заказ № Уч. изд. л.
Формат 60/90/ 1/16. Усл. печ. л.
Отпечатано на RISO GR 3750 Тираж экз.
Издательство «Нефтегазовый университет»
Государственное образовательное учреждение профессионального высшего образования
«Тюменский государственный нефтегазовый университет»
625000,г. Тюмень, ул. Володарского, 38
Отдел оперативной полиграфии издательства «Нефтегазовый университет»
625000,г. Тюмень, ул. Володарского, 38