Главная Коллекция "Revolution" Химия Изучение общей и неорганической химии

Изучение общей и неорганической химии

Электронное строение атома. Периодический закон и система Д.И. Менделеева. Классы неорганических соединений. Элементы химической термодинамики и термохимии. Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена. Коррозия металлов. Коллоидные растворы.

Рубрика	Химия
Вид	методичка
Язык	русский
Дата добавления	27.09.2017
Размер файла	371,2 K

посмотреть текст работы

скачать работу можно здесь

полная информация о работе

весь список подобных работ

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Страница:

Размещено на http://www.allbest.ru/

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Российский государственный профессионально-педагогический университет»

Машиностроительный институт

Кафедра общей химии

ЗАДАНИЯ И МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ КОНТРОЛЬНЫХ РАБОТ ПО ДИСЦИПЛИНЕ «ХИМИЯ»

для студентов всех форм обучения

направления подготовки 051000.62 Профессиональное обучение (по отраслям)

профилей подготовки «Информатика и вычислительная техника», «Энергетика», «Правоведение и правоохранительная деятельность», «Экономика и управление», «Транспорт», «Машиностроение и материалообработка», «Металлургия»;

направления подготовки 230400.62 Информационные системы и технологии

профиля подготовки «Информационные технологии в медиаиндустрии»;

направления подготовки 140400.62 Электроэнергетика и электротехника

профиля подготовки «Электрооборудование и электрохозяйство предприятий, организаций и учреждений»

Екатеринбург

2012

Задания и методические указания к выполнению контрольных работ по дисциплине «Химия». Екатеринбург: ФГАОУ ВПО «Рос.гос.проф.-пед. университет», 2012. 72 с.

Задания и методические указания к выполнению контрольных работ по дисциплине «Химия» предназначены для студентов всех форм обучения направления подготовки 051000.62 Профессиональное обучение (по отраслям) профилей подготовки «Информатика и вычислительная техника», «Энергетика», «Правоведение и правоохранительная деятельность», «Экономика и управление», «Транспорт», «Машиностроение и материалообработка», «Металлургия», направления подготовки 230400.62 Информационные системы и технологии профиля подготовки «Информационные технологии в медиаиндустрии» и направления подготовки 140400.62 Электроэнергетика и электротехника профиля подготовки «Электрооборудование и электрохозяйство предприятий, организаций и учреждений».

Они включают основной теоретический материал по всем темам курса химии, примеры решения задач, контрольные задания и необходимые справочные данные.

Составители: доцент, канд. хим. наук Слинкина М.В.

доцент, канд. хим. наук Харина Г.В.

Одобрены на заседании кафедры общей химии. Протокол от 04.09. 2012. № 1.

Заведующий кафедрой ОХН.Т. Шардаков

Рекомендованы к печати методической комиссией Машиностроительного института РГППУ. Протокол от 19.09.2012. № 1.

Председатель методической комиссии МаИ РГППУ А.В. Песков

©ФГАОУ ВПО «Российский

Государственный профессионально-педагогический университет», 2012

©Слинкина М.В., Харина Г.В., 2012

Содержание

Введение4

1. Методические указания по основным разделам курса химии

1.1 Электронное строение атома

Примеры решения задач

1.2 Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Примеры решения задач

1.3 Химическая связь

Примеры решения задач

1.4 Классы неорганических соединений

Примеры решения задач

1.5 Элементы химической термодинамики и термохимии

Примеры решения задач

1.6 Химическая кинетика и химическое равновесие

Примеры решения задач

1.7 Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена

Примеры решения задач

1.8 Растворы. Способы выражения концентрации растворов

Примеры решения задач

1.9 Коллоидные растворы

Примеры решения задач

1.10 Растворы неэлектролитов

Примеры решения задач

1.11 Окислительно-восстановительные реакции

Примеры решения задач

1.12 Электрохимические процессы в гетерогенных системах

Гальванические элементы

Примеры решения задач

1.13 Коррозия металлов

Примеры решения задач

1.14 Электролиз

Примеры решения задач

1.15 Свойства и получение полимеров

2. Контрольные задания

3. Варианты контрольных заданий

Литература

Введение

Самостоятельная работа студента над курсом химии предусматривает изучение программного теоретического материала по лекциям, учебникам и учебным пособиям, выполнение индивидуальной контрольной работы, подготовку к лабораторному практикуму и экзамену (зачету).

Контрольная работа по курсу химии выполняется по индивидуальному варианту, включающему 10 задач для студентов заочной формы обучения и 20 задач для студентов дневной формы обучения. К выполнению контрольной работы следует приступать только после изучения и усвоения теоретической части курса. Изучать курс химии рекомендуется по отдельным темам, причем пока не усвоена предыдущая тема, не следует переходить к изучению последующей. Далее следует разобраться с типовыми задачами по изучаемой теме, решение которых приведено в конце каждого подраздела методических указаний. Если эти задачи не вызывают у Вас затруднений, то тогда можно смело обратиться к решению задачи, предложенной в индивидуальной контрольной работе.

Обратите внимание на решение расчетных задач: оно обязательно должно включать в себя уравнения химических реакций, математические выражения законов (или принципов), которые используются для расчетов, физический смысл всех величин, входящих в эти выражения, и числовые значения используемых констант. При решении задач необходимо поэтапно приводить все математические преобразования и только потом уже давать окончательный числовой ответ.

Контрольную работу следует выполнить в отдельной тетради в 12 листов. На титульном листе необходимо указать номер варианта, который для студентов заочной формы обучения соответствует двум последним цифрам номера студенческого билета или зачетной книжки. Студентам дневной формы обучения вариант контрольной работы выдается преподавателем, который и устанавливает требования к ее выполнению. Студенты всех форм обучения при оформлении работы сначала должны записать номер задачи и ее полное условие и только после этого изложить подробный ход решения.

Контрольная работа студентов заочной формы обучения должна быть аккуратно оформлена, датирована, подписана студентом и представлена в университет на рецензирование не позднее, чем за две недели до начала сессии. Контрольная работа, выполненная с ошибками, возвращается студенту. Ее следует доработать с учетом всех замечаний, сделанных преподавателем. Все необходимые исправления следует выполнять только в конце работы под заголовком «Работа над ошибками», исправления в тексте не допускаются.

Контрольная работа, выполненная студентом по другому варианту, на рецензирование не принимается.

1. Методические указания по основным разделам курса химии

1.1 Электронное строение атома

Согласно представлениям квантовой механики электрон имеет двойственную природу: он ведет себя и как частица, и как волна. Электрон в атоме не имеет траектории движения. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО).

Состояние электронов в атоме определяется энергией взаимодействия электронов с ядром. Эта энергия квантована, т.е. ее величина не может быть любой, а принимает лишь определенные значения, зависящие от некоторых величин n, l, m_l,которые называются квантовыми числами. Поэтому атомная орбиталь - это энергетическое состояние электрона, для которого определены значения n, l и m_l..

Главное квантовое число (n) характеризует уровень энергии электронов (энергетический уровень): чем больше значение n, тем больше энергия соответствующего уровня и средний размер электронного облака. Главное квантовое число принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3 …

Своими значениями главное квантовое число нумерует энергетические уровни, на которых могут находиться электроны в атоме. Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент: у атомов элементов первого периода - один энергетический уровень, второго периода - два и т.д. Каждый энергетический уровень (кроме первого) расщепляется на несколько энергетических подуровней. Эти подуровни энергий определяются орбитальным квантовым числом (l), которое характеризует также форму атомной орбитали. Орбитальное квантовое число принимает значения от 0 до (n - 1): l = 0, 1, 2, 3 … (n - 1).

В зависимости от величины l подуровни энергий различаются по типам, которые обозначаются латинскими буквами. Величине l = 0 соответствует s - подуровень, 1 - p, 2 - d, 3 - f. Чем больше значение l, тем выше энергия соответствующего подуровня в пределах одного и того же энергетического уровня.

1-й уровень (n=1, l = 0) имеет s - подуровень (1s); 2-й уровень (n=2, l = 0, l = 1) имеет s- и p- подуровни (2s 2p); 3-й уровень (n=3, l = 0, l = 1, l = 2) имеет s-, p- и d-подуровни (3s3p3d) и т.д.

Магнитное квантовое число (m_l) характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали. Его значения зависят от величины орбитального квантового числа: m_l = - l … 0 … + l. Например, для l = 1 (р - подуровень), m_l= -1, 0, 1. Число значений, принимаемых m_l,определяет число АО на данном подуровне. То есть на р-подуровне имеется 3АО, которым соответствуют три различных ориентации в пространстве, на s - подуровне (l = 0, m_l = 0)- 1АО, на d (l =2, m_l = -2,-1, 0, 1, 2) - 5АО и на f (l =3, m_l = -3 -2,-1, 0, 1, 2, 3) - 7АО.

Для условного изображения АО принят символ квадрата называемый квантовой или электронной ячейкой.

Электрон имеет собственный магнитный и механический моменты, которые объединили общим названием «спин», и в связи с этим ввели четвертое квантовое число m_s- спиновое число, принимающее всего два значения: + Ѕ (?) и - Ѕ (?).

Порядок заполнения электронами энергетических уровней и подуровней подчиняется следующим правилам.

Принцип минимума энергии заключается в том, что заполнение электронами энергетических подуровней происходит в порядке возрастания их энергии. Так как энергия электронов на подуровнях главным образом определяется квантовыми числами n и l, то в первую очередь электроны заполняют подуровень, характеризующийся наименьшей суммой (n + l). Если для двух энергетических подуровней (n + l) одинакова, то прежде всего заполняется подуровень с меньшим значением n. Эти утверждения выражает правило Клечковского, с учетом которого последовательность заполнения электронами энергетических подуровней может быть представлена в виде следующего ряда: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d 4f < 6p < 7s < 6d 5f …

Принцип Паули определяет максимальное число электронов на атомной орбитали, которое не может быть больше двух: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Поэтому если на атомной орбитали появляется второй электрон, то он будет иметь спиновое квантовое число противоположного знака. Принцип Паули позволяет определить максимальное число электронов (з) на каждом энергетическом подуровне: s - подуровень - 2 з (s²); p - подуровень - 6 з (p⁶); d - подуровень - 10 з (d¹⁰); f - подуровень - 14 з (f¹⁴).

Правило Гунда определяет порядок заполнения атомных орбиталей в пределах данного энергетического подуровня: атомные орбитали заполняются так, чтобы суммарное спиновое квантовое число электронов на подуровне было максимальным. Например, заселение вакантных d-АО пятью электронами возможно в только одним способом, отвечающим наименьшей энергии основного состояния d⁵:

Распределение электронов по различным АО называется электронной конфигурацией (электронной формулой) атома. Например, электронная конфигурация атома кислорода 1s² 2s² 2p⁴, а атома натрия - 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹.

В электронной конфигурации энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3. Каждому энергетическому уровню соответствует определенное квантовое число n = 1, 2, 3 … Энергетические подуровни обозначаются буквенными символами s, p, d, f. Каждый подуровень имеет соответствующее значение орбитального квантового числа l: s - 0, p - 1, d - 2, f - 3. Число электронов, находящихся на подуровне, изображается верхним индексом у буквенного символа, например, 1s².

При составлении электронной конфигурации необходимо пользоваться Периодической системой Д.И. Менделеева, которая отражает электронное строение атома элемента (см. примеры решения задач).

Строение внешнего энергетического уровня, определяет химические свойства атома - способность принимать или отдавать электроны. Вступая в химическое взаимодействие, атом стремится приобрести наиболее устойчивую конфигурацию внешнего уровня - конфигурацию ближайшего к нему инертного газа: двухэлектронную - ns² (типа He) или восьмиэлектронную - ns²np⁶ (любого другого газа). Атомы, которые отдают свои электроны другим атомам при химическом взаимодействии, превращаясь в положительно заряженные ионы, проявляют металлические или восстановительные свойства. Атомы, которые принимают электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы, проявляют неметаллические или окислительные свойства. Заряд образующегося иона называется степенью окисления. В Периодической системе Д.И. Менделеева все элементы делятся на металлы, неметаллы и химически инертные благородные газы (8 группа, главная подгруппа). К металлам относятся s - элементы (элементы, у которых последним заполняется s - подуровень внешнего уровня), кроме водорода и гелия; все d - и f - элементы (у них последними заполняются d - подуровень второго снаружи уровня и f - подуровень третьего снаружи уровня, соответственно); а также некоторые p - элементы (у них последним заполняется p - подуровень внешнего уровня). Среди p - элементов металлы отделены от неметаллов диагональю, проходящей от B к At, и лежат ниже этой диагонали.

Примеры решения задач

Пример 1. Какой из подуровней: 4d или 5s заполняется электронами в первую очередь?

Р е ш е н и е. Последовательность заполнения электронами подуровней в атоме определяется правилом Клечковского, которое предполагает сравнение значений суммы (n + l) для каждого из подуровней. Следовательно, надо определить сумму квантовых чисел n и l для данных подуровней: для 4d - подуровня n = 4, l = 2, n + l = 6; для 5s - подуровня n = 5, l = 0, n + l = 5. В первую очередь будет заполняться 5s - подуровень, так как для него значение (n + l) меньше, чем для 4d- подуровня, то есть 5s - подуровень имеет меньшее значение энергии, чем 4d- подуровень, а заполнение подуровней электронами происходит в порядке возрастания их энергии.

Пример 2. Запишите электронную конфигурацию и электронную схему строения внешнего уровня атома элемента с зарядом ядра, равным +33. Определите, какими химическими свойствами обладает атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим, атом какого элемента имеет Z = +33. Так как заряд ядра атома равен порядковому номеру N элемента в Периодической системе, то элементом с N = 33 является мышьяк (As).

2) Запишем электронную конфигурацию атома As (рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням). Для этого определим координаты данного элемента в Периодической системе, т.е. номер периода (арабская цифра) и номер группы (римская цифра). Группы делятся на две подгруппы - главную (обозначают символом «А») и побочную (обозначают символом «В»). Номер периода равен числу энергетических уровней в атоме, а номер группы - числу электронов на внешнем уровне (валентных электронов). Координаты As: (4, VА) т.е. элемент расположен в четвертом периоде (атом имеет четыре энергетических уровня); в пятой группе (имеет пять электронов на внешнем уровне) и главной подгруппе (р - элемент).

Число электронов в атоме равно заряду его ядра, следовательно, электронная оболочка As содержит 33 электрона. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням проводим в соответствии с порядком их заполнения, учитывая максимальное число электронов на каждом подуровне: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p³

В электронной конфигурации выделим строение внешнего уровня, на котором находятся валентные электроны, способные участвовать в химическом взаимодействии - 4s² 4p³.

3) Изобразим электронную схему строения внешнего уровня, которая характеризует распределение электронов по энергетическим уровням, подуровням и атомным орбиталям, руководствуясь принципом Паули и правилом Гунда.

4) Определим химические свойства атома As.

Химические свойства атома определяются строением внешнего энергетического уровня. Вступая в химическое взаимодействие, любой атом стремится завершить внешний уровень. Атом As имеет 5 валентных электронов, поэтому завершение внешнего уровня возможно за счет присоединения трех электронов. Принимая их, атом мышьяка проявляет окислительные свойства:

As⁰ + 3з = As^3-

4s² 4p³4s² 4p⁶

Атом мышьяка может проявлять восстановительные свойства, отдавая электроны внешнего уровня - три или все пять:

As⁰ - 3з = As³⁺As⁰ - 5з = As⁵⁺

4s² 4p³4s² 4s² 4p³3s² 3p⁶ 3d¹⁰

Пример 3. Электронная конфигурация атома имеет вид: [Kr] 4d² 5s². Определите, какой это элемент, и какие химические свойства проявляет атом этого элемента.

Р е ш е н и е. 1) Определим координаты атома данного элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева. Из электронной конфигурации атома видно, что главное квантовое число внешнего энергетического уровня равно пяти (n = 5), т.е. атом имеет пять энергетических уровней, следовательно, элемент расположен в 5-м периоде. Число валентных электронов равно четырем, значит, элемент расположен в IV группе. Так как незавершенным является d- подуровень (т.е. он заполняется последним), то мы имеем дело с d- элементом, а все d- элементы расположены в Периодической системе Д.И. Менделеева в побочных подгруппах. Таким образом, элемент (Э) имеет следующие координаты: Э (5, IVВ). Как видно из Периодической системы, этот элемент - цирконий (Zr).

2) Установим химические свойства атома циркония.

Вспомним, что все d - элементы являются металлами. Значит, атом циркония проявляет восстановительные свойства и способен только отдавать свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4: Zr⁰ - 4з = Zr⁴⁺

1.2 Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Современная формулировка Периодического закона: свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Физический смысл Периодического закона состоит в том, что с возрастанием заряда ядра происходит периодическое повторение сходного строения внешнего энергетического уровня атомов элементов. В соответствии с этим физические и химические свойства атомов элементов периодически повторяются.

Периодическая система является графическим выражением Периодического закона. Все элементы в Периодической системе расположены в виде горизонтальных и вертикальных рядов, называемых периодами и группами.

Период - это горизонтальная последовательность элементов, в атомах которых происходит заполнение электронами одинакового числа энергетических уровней. Номер периода определяет число энергетических уровней в атомах элементов данного периода и соответствует значению главного квантового числа внешнего энергетического уровня

Группа - это вертикальная последовательность химических элементов. Номер группы указывает на число валентных электронов, т.е. тех, которые могут участвовать в образовании химической связи. В одну группу объединяются элементы с одинаковым числом валентных электронов независимо от их электронного типа (s-, p-, d-, f-). Номер группы совпадает с высшей валентностью элемента в возбужденном состоянии и отвечает высшей положительнойстепени окисления атомов (кроме F, O и Br).

Каждая группа состоит из двух подгрупп - главной и побочной. В главную подгруппу входят s- и р- элементы, а в побочную - d- элементы. То есть в каждой подгруппе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение валентного уровня. Такие элементы называют электронными аналогами.

Важнейшие характеристики атома, которые изменяются периодически от величины заряда ядра и в конечном итоге определяют химические свойства элементов и их соединений, - это радиус атома, энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность.

Эффективный радиус атома (r_ат) принимают равным половине межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. В пределах одного периода (при движении слева направо) при неизменном числе энергетических уровней заряд ядра атома увеличивается. Это приводит к возрастанию силы электростатического притяжения валентных электронов к ядру, вследствие чего происходит сжатие орбиталей, т.е. атомный радиус уменьшается. Внутри группы (при движении сверху вниз) заряд ядра атома и число энергетических уровней возрастают. Вследствие проявления эффекта экранирования (защиты валентных электронов от влияния ядра атома электронами внутренних энергетических уровней) силы электростатического притяжения между ядром и валентными электронами уменьшаются, и радиус атома увеличивается.

Энергия ионизации (Е_и) - это энергия, необходимая для отрыва одного электрона от невозбужденного атома. Е_иявляется количественной характеристикой восстановительных свойств атомов. Чем меньше величина Е_и, тем сильнее восстановительные свойства атома.

Энергия сродства к электрону (Е_е) - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Е_е характеризует окислительные свойства атомов. С увеличением энергии сродства к электрону окислительная способность атома повышается.

Электроотрицательность (ЭО) - это способность атома в молекуле притягивать к себе чужие электроны, участвующие в образовании химической связи. ЭО = (Е_и+ Е_е) / 2.

В настоящее время используется шкала относительных электроотрицательностей, в которой ЭО атома фтора, как самого сильного окислителя, условно принята равной 4 (табл.1). При образовании молекулы электроны смещаются от атома с меньшей ЭО к атому с большей ЭО. Внутри периодов наблюдается общая тенденция роста ЭО атомов, а в группах - ее падение.

Химические свойства атома зависят от конфигурации внешнего энергетического уровня, r_ат,Е_и,и Е_е. В пределах периода (слева направо) r_ат уменьшается, Е_и,иЕ_е повышаются. В результате способность атомов к отдаче электрона уменьшается, а к присоединению электрона увеличивается. Таким образом, в периоде металлические свойства атомов элементов ослабляются, а неметаллические - усиливаются. В главной подгруппе (сверху вниз) r_атувеличивается, а Е_и уменьшается, в результате способность атомов отдавать свои электроны повышается, а способность принимать чужие электроны снижается. Таким образом, в главной подгруппе металлические свойства атомов элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают.

В периоде с ростом степени окисления основные свойства гидроксидов ослабевают, а кислотные свойства усиливаются. В подгруппах (сверху вниз) кислотные свойств кислородсодержащих соединений ослабевают, а основные свойства увеличиваются. Так, La(OH)₃ значительно более сильное основание, чем Al(OH)₃; H₃AsO₃ более слабая кислота, чем HNO₃.

Таблица 1. Относительная электроотрицательность элементов

Периоды

Группы

III

VII

2,1

1,0

1,5

2,0

2,5

3,0

3,5

4,0

0,9

1,2

1,6

1,8

2,1

2,5

3,0

0,8

1,0

1,6

1,8

2,0

2,4

2,8

0,8

1,0

1,7

1,8

1,9

2,1

2,5

0,7

0,9

1,8

1,6

1,9

2,0

2,2

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните, почему алюминий и скандий находятся в одной группе, но в разных подгруппах?

Р е ш е н и е. 1) Запишем электронные конфигурации атомов и выделим валентные уровни: Al 1s² 2s² 2p⁶3s²3p¹

Sc 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹

2) Обоснуем расположение элементов Al и Sc в одной группе, но в разных подгруппах. Атомы алюминия и скандия имеют одинаковое число валентных электронов - три. Следовательно, Al и Sc - это элементы одной группы (III). Однако характер заполнения валентного уровня у этих атомов различен. Алюминий - это p - элемент, у него последним заполняется p - подуровень внешнего энергетического уровня, поэтому валентными являются электроны 3s²3p¹. Скандий - это d- элемент, у которого в последнюю очередь заполняется d- подуровень предпоследнего энергетического уровня, поэтому валентные электроны - 4s²3d¹. Именно это является причиной расположения атомов Al и Sc в разных подгруппах: Al (IIIА) - в главной, а Sc (IIIB) - в побочной подгруппе.

Пример 2. Руководствуясь положением элементов в Периодической системе, определите, какой из атомов - сера или теллур проявляет более сильные неметаллические свойства.

Р е ш е н и е. 1) Определяем координаты этих элементов в Периодической системе: S (3, VIA) и Те (5, VIA), т.е. эти элементы являются электронными аналогами, так как расположены в одной (главной) подгруппе VI группы.

2) Составляем электронные формулы атомов этих элементов и выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические свойства любого атома): S - 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, Те - 1s² 2s² 3s² Зр⁶ 3d¹⁰ 4s² 4р⁶ 4d¹⁰ 5s² 5р⁴

Действительно, атомы S и Те имеют сходное строение внешнего уровня, который можно представить в виде ns²nр⁴, т.е. на внешнем уровне находится 6 валентных электронов.

3) Сравним неметаллические свойства атомов S и Те. Неметаллические свойства определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом взаимодействии. Неметаллические свойства атомов зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (г_ат) и величины энергии сродства к электрону (Е_е).

Как уже отмечалось, элементы S и Те расположены в одной группе, имеют сходное строение внешнего уровня - ns²nр⁴. Однако атом S имеет три энергетических уровня, а атом Те - пять, поэтому валентные электроны у S расположены ближе к ядру. Радиус атома S меньше, чем радиус атома Те, а энергия сродства к электрону больше, чем Е_еатома Te (в главной подгруппе сверху вниз г_атувеличивается, а Е_еуменьшается). Поэтому атом S обладает большей способностью присоединять электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Те проявляет более сильные неметаллические свойства.

Пример 3. Руководствуясь Периодической системой, определите какой из элементов - магний или алюминий обладает более выраженными металлическими свойствами.

Р е ш е н и е. 1) Химические свойства элементов определяются электронным строением внешних уровней их атомов. Запишем электронные конфигурации атомов магния и алюминия. Они расположены в третьем периоде (имеют одинаковое число энергетических уровней, равное трем). Магний - элемент второй группы, имеет два валентных з. Алюминий - элемент третьей группы, имеет три валентных з. Оба элемента расположены в главных подгруппах, т.е. все валентные электроны находятся на внешнем уровне. Отсюда электронные конфигурации внешних уровней: Mg 2s², Al 3s²3p¹.

2) Сравним металлические свойства атомов этих элементов - способность отдавать электроны при химическом взаимодействии. Металлические свойства зависят от конфигурации внешнего уровня, радиуса атома (r_ат) и энергии ионизации (Е_и). Магний и алюминий находятся в одном периоде. При переходе от Mg к Al происходит увеличение заряда ядра и числа з на внешнем уровне, которые все сильнее удерживаются ядром атома вследствие уменьшения r_ат. При этом Е_и возрастает и способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, магний обладает более сильными металлическими свойствами, чем алюминий.

1.3 Химическая связь

Выделяют три типа химической связи: ковалентную, ионную и металлическую.

Ковалентная связь - химическая связь, осуществляемая общими электронными парами. В соответствии с методом валентных связей (ВС) ковалентная связь между двумя атомами осуществляется общей для этих атомов парой электронов с противоположными спинами. В момент образования связи атомные орбитали перекрываются, что приводит к увеличению электронной плотности между ядрами взаимодействующих атомов и к взаимному притяжению ядер к области повышенной электронной плотности. В результате этого происходит выделение энергии и потенциальная энергия системы уменьшается.

Общая для двух атомов электронная пара может образовываться по двум механизмам: обменному или донорно-акцепторному.

При обменном механизме два связываемых атома (А и В) предоставляют для образования связи по одному неспаренному электрону, как бы обмениваясь ими.

атом менделеев химический коллоидный

Донорно-акцепторный механизм образования связи заключается в том, что один атом А (донор) на образование связи предоставляет пару электронов, а другой атом В (акцептор) - вакантную атомную орбиталь.

Различают две разновидности ковалентной связи: неполярную и полярную.

Ковалентная неполярная связь - это связь, при которой область повышенной электронной плотности расположена симметрично относительно ядер обоих атомов. Такая связь образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью (ЭО), например, в молекулах Cl₂, O₂, H₂ и др.

Ковалентная полярная связь - это связь, при которой область повышенной электронной плотности смещена к ядру атома с большей ЭО. В результате этот атом приобретает эффективный отрицательный заряд, а на другом менее электроотрицательном атоме возникает равный по величине эффективный положительный заряд. Такая система представляет собой электрический диполь. Полярная связь образуется между атомами с разной ЭО, например, в молекулах HCl, HI, H₂O, H₂S, CO и др. Чем больше разность электроотрицательностей атомов, образующих связь (?ЭО_{А - В}), тем выше полярность связи.

Важнейшие свойства ковалентной связи - насыщаемость и направленность. Насыщаемость - это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. В случае обменного механизма число связей равно числу неспаренных валентных электронов атома. Способность атома к образованию химических связей характеризуется валентностью.

Валентность определяется как число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами. Она зависит от того, в каком состоянии - основном или возбужденном находится атом. Основное состояние - это устойчивое состояние с наименьшей энергией. При возбуждении спаренные валентные электроны разъединяются и переходят с одного подуровня на свободные АО другого, энергетически более высокого подуровня в пределах внешнего энергетического уровня. В результате число неспаренных электронов увеличивается, и атом данного элемента образует максимально возможное для него число химических связей, проявляя при этом высшую валентность и высшую положительную степень окисления, равную номеру группы в Периодической системе (см. примеры решения задач).

Ковалентная связь имеет направленность, которая обусловливает пространственную структуру молекулы, т.е. ее геометрическую форму. В зависимости от способа перекрывания АО различают у (сигма)-, р (пи)- и д (дельта)- связи.

у - связь обладает осевой симметрией относительно межъядерной оси, и область перекрывания АО лежит на межъядерной оси. Ее могут образовывать s - АО, p - АО и d - АО. Именно у - связи определяют пространственную конфигурацию молекул:

р - связь образуется при перекрывании АО, расположенных параллельно друг другу. Область перекрывания лежит по обе стороны от межъядерной оси. В образовании р - связи могут участвовать p - и d - АО:

д - связи образуют только d - АО.

Сигма - связь является самой прочной связью и всегда образуется в первую очередь. Между двумя атомами в молекуле возможна лишь одна у - связь.

Для объяснения геометрической структуры молекул (или направленности ковалентной связи) используют представление о гибридизации атомных орбиталей центрального атома в молекуле АВ_n_.

Гибридизация - это выравнивание энергии различных АО у атома А в результате их смешения перед химическим взаимодействием, что приводит к образованию гибридных орбиталей. В гибридизации участвуют только АО одного уровня, например, 2s и 2p. Каждому виду гибридизации АО соответствует определенная геометрическая форма молекулы. Например, sp- гибридизации (две связи) соответствует линейная форма молекулы (BeCl₂), sp²- гибридизации (три связи) - плоская треугольная (BCl₃), sp³ - гибридизации (четыре связи) - тетраэдрическая (CH₄).

Ионная связь - связь между ионами, осуществляемая их электростатическим взаимодействием. Ионная связь возникает между атомами металлов и неметаллов, резко отличающимися по своей электроотрицательности. Механизм образования ионной связи заключается в переходе электронов от одного атома к другому (более электроотрицательному), в результате чего атомы превращаются в противоположно заряженные ионы (катион и анион) и происходит их электростатическое взаимодействие. Свойства ионной связи - ненаправленность и ненасыщаемость.

Металлическая связь - это связь, образованная в результате перекрывания валентных орбиталей атомов металлов, в результате чего электроны свободно перемещаются из одной орбитали в другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла.

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните механизм образования ковалентной химической связи в молекуле HBr и оцените степень ее полярности.

Р е ш е н и е. 1) Для объяснения механизма образования ковалентной химической связи необходимо определить, какие электроны участвуют в образовании этой связи. Запишем электронные конфигурации атомов и электронные схемы строения их валентных уровней; изобразим форму АО, участвующих в образовании связи.

Для образования ковалентной связи атомы водорода и брома предоставляют по одному неспаренному электрону с антипараллельными спинами: атом Н - электрон, находящийся на s - АО (форма АО - сфера), а атом Br - электрон с p - АО (форма АО - гантель).

2) Покажем механизм образования ковалентной связи в молекуле HBr.

В молекуле HBr связь создается за счет перекрывания двух атомных орбиталей: s - АО и p - АО с образованием между ядрами атомов H и Br зоны повышенной электронной плотности:

3) Для определения степени полярности связи рассчитаем разность электроотрицательностей атомов, образующих молекулу: ЭОН = 2,2; ЭОBr = 2,8; т.е. ЭОH - Br = 0,6, поэтому связь в молекуле HBr ковалентная полярная.

4) Определим вид химической связи в зависимости от способа перекрывания АО взаимодействующих атомов. В молекулах с одинарной химической связью (а именно таковой является молекула HBr) всегда образуется у - связь как более прочная. В случае у - связи область перекрывания АО расположена на линии, соединяющей ядра двух атомов.

Пример 2. Определите химические свойства, валентность и возможные степени окисления атома углерода в основном и возбужденном состояниях.

Р е ш е н и е. 1) Рассмотрим основное состояние атома углерода. Так как химические свойства атома определяются его электронным строением, составим электронную конфигурацию атома С и выделим строение валентного уровня:

С Z = +6, 1s²2s²2p²

2) Составим электронную схему валентного уровня и определим химические свойства атома С, его валентность и степень окисления.

Валентность атома определяется числом неспаренных электронов валентного уровня. Из данной схемы видно, что атом углерода имеет два неспаренных валентных электрона, значит в основном состоянии валентность атома углерода равна двум (В=II), т.е. атом углерода может образовывать две химические связи. Вступая во взаимодействие с другими атомами, атом С стремится завершить свой внешний уровень. Поэтому он может отдать эти два неспаренных электрона, проявляя при этом восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +2:

Но атом углерода, как неметалл, может принимать недостающие до завершения внешнего уровня четыре электрона, проявляя окислительные свойства и превращаясь в отрицательно заряженный ион со степенью окисления - 4:

3) Рассмотрим возбужденное состояние атома углерода. Для возбуждения атома необходимо наличие свободной АО внутри валентного уровня и спаренных электронов. Из электронной схемы строения внешнего уровня атома углерода видно, что атом С имеет вакантную АО на 2p - подуровне, а из четырех валентных электронов два электрона (2s²) спарены. Следовательно, атом углерода может находиться в возбужденном состоянии. При возбуждении происходит распаривание 2s²- электронов и переход их с 2s- на 2p - подуровень:

Основное состояние Возбужденное состояние

При возбуждении число неспаренных электронов увеличивается до четырех. Значит в возбужденном состоянии атом углерода проявляет валентность В=IV и образует четыре химические связи. В возбужденном состоянии атом С может только отдать на связь свои 4з, проявляя восстановительные свойства и превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +4:

Пример 3. Определите, какая связь C-N или C-H является более полярной. Укажите, к ядру какого атома происходит смещение общей электронной пары.

Р е ш е н и е. Для определения полярности связи необходимо найти разность электроотрицательностей атомов (?ЭО), образующих эти связи. Из табл.1 выписываем значения ЭО этих атомов и находим ?ЭО: ЭО_С =2,5; ЭО_N= 3,0; ЭО_H= 2,1; ?ЭО_C_-_N=3,0 - 2,5 = 0,5; ?ЭО_C_-_H= 2,5 - 2,1 = 0,4.

Известно, что чем больше ?ЭО атомов, образующих связь, тем выше полярность связи. Поэтому более полярной является связь C-N. При образовании ковалентной связи общая электронная пара смещается к ядру атома с большей ЭО. В химической связи C-N общая электронная пара смещена к атому N, а в химической связи C-H - к атому С.

1.4 Классы неорганических соединений

Основные классы неорганических соединений - оксиды, гидроксиды (кислоты и основания) и соли. Между классами неорганических соединений существует взаимосвязь: из веществ одного класса можно получить вещества другого класса. Такую связь называют генетической.

Генетическую связь между классами неорганических соединений, т.е. возможность их взаимных переходов, можно выразить схемой:

Металл ? Основной оксид ? Основание ? Соль

Металл ? Амфотерный оксид ? Амфотерный гидроксид ? Соль

Неметалл ? Кислотный оксид ? Кислота ? Соль

Рассмотрим наиболее сложные вопросы этой темы: свойство амфотерность и один из классов неорганических соединений - соли.

Амфотерность гидроксидов и оксидов - способность некоторых плохо растворимых гидроксидов или оксидов металлов проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы партнера по реакции в кислотно-основном взаимодействии. Амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами (подобно основаниям), так и со щелочами (подобно кислотам), образуя в том и в другом случае соли. В реакциях:

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄+ 2H₂O

ZnO + H₂SO₄= ZnSO₄+ H₂O

Zn(OH)₂ и ZnO, реагируя с кислотой, проявляют основные свойства. А в реакциях:

Zn(OH)₂и ZnO проявляют кислотные свойства.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, А1(ОН)₃, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, а также гидроксиды d- металлов в их промежуточных степенях окисления.

Соль - это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли делят на три группы: средние (или нормальные), кислые и основные.

Средние (или нормальные) соли - это продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О.

Na₂SO₄ - сульфат натрия - средняя соль, так как она получена в результате полного замещения ионов Н⁺серной кислоты на катионы Na⁺.

Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + Н₂О.

NaHSO₄- гидросульфат натрия (гидро - атом водорода) - кислая соль, так как в ее состав входит сложный анион HSO₄- (гидросульфат), т.е. один ион водорода H₂SO₄не замещен на ион Na⁺. Кислые соли образуются, если основания взято меньше, чем требуется для полной нейтрализации кислоты. Кислые соли образуют многоосновные кислоты (основность кислоты определяется числом атомов водорода). Одноосновные кислоты кислых солей не образуют. Кислые соли также могут быть получены при взаимодействии избытка кислоты со средними солями: Na₂SO₄ + H₂SO₄= 2NaHSO₄.

Основные соли - продукт неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками: Cu(OH)₂ + HC1 = (СиОН)С1 + Н₂О.

(CuOH)Cl - гидроксохлорид меди (гидроксо-группа ОН-) - основная соль, так как содержит сложный катион (CuOH)⁺с одной незамещенной группой ОН- в Cu(ОН)₂на хлорид-ион Cl-. Основные соли получаются, когда взятого количества кислоты недостаточно для образования средней соли. Основные соли образуют многокислотные основания (кислотность основания определяется числом ОН-- групп). Однокислотные основания основных солей не образуют. Основные соли получают при добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, например:

А1С1₃ + 2NaOH = [AI(OH)₂] Cl + 2NaCl

Примеры решения задач

Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Р е ш е н и е. Для доказательства амфотерного характера любого оксида (или гидроксида) необходимо привести уравнения химических реакций, в которых эти соединения проявляют основные и кислотные свойства.

1) Основные свойства оксида свинца (II) можно проиллюстрировать на примере взаимодействия РbО с веществами, имеющими кислотный характер, т.е. с кислотой и кислотным оксидом:

РbО + 2НNO₃ = Pb(NO₃)₂ + Н₂О

PbO + SiO₂ = PbSiO₃

В приведенных реакциях РЬО проявляет свойства основного оксида, так как реагирует с кислотой и кислотным оксидом и образует соли, в состав которых свинец входит в виде катиона Pb^{2 +}^.

2) Кислотные свойства оксида свинца (II) можно продемонстрировать с помощью реакций взаимодействия РbО со щелочами и с основными оксидами:

РbО + 2NaOH = Na₂PbO₂ + Н₂О - в расплаве

РbО + Na₂O = Na₂PbO₂- в расплаве

РbО + 2NaOH + Н₂О = Na₂ [Pb(OH)₄] - в растворе

В этих реакциях РbО выступает в роли кислотного оксида и образует соли, в состав которых свинец входит в виде аниона РbО₂^2- или комплексного иона [Рb(ОН)₄]^2-.

Таким образом, РbО является амфотерным оксидом, так как он проявляет и основные, и кислотные свойства.

Пример 2. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.

Р е ш е н и е. 1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К₂О - основный оксид, Р₂О₅ - кислотный оксид, NaOH - основание (щелочь), H₂SO₄ - кислота, NaHSO₄ - кислая соль, Ве(ОН)₂ - амфотерный гидроксид.

2) Используя сведения о химических свойствах оксидов, гидроксидов и солей, напишем уравнения реакций между представителями этих классов соединений.

Основный оксид К₂О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом:

3К₂О + 2Р₂О₅ = 2К₃РО₄

К₂О + H₂SO₄ = K₂SO₄+ Н₂О

К₂О + Ве(ОН)₂= К₂ВеО₂ + Н₂О

(Н₂ВеО₂)

Кислотный оксид Р₂О₅ может взаимодействовать с основным оксидом, основанием и амфотерным гидроксидом:

Р₂О₅+ ЗК₂О = 2К₃РО₄

Р₂О₅+ 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 3Н₂О

Р₂О₅ + ЗВе(ОН)₂= Ве₃(РО₄)₂ + 3Н₂О

Основный гидроксид NaOH реагирует с кислотным оксидом, кислотой, амфотерным гидроксидом и кислой солью:

6NaOH + Р₂О₅ = 2Na₃PO₄+ ЗН₂О

2NaOH + H₂SO₄= Na₂SO₄+ 2Н₂О

2NaOH + Ве(ОН)₂ = Na₂BeО₂ + 2H₂O

(H₂BeО₂)

NaOH + NaHSO₄= Na₂SO₄ + H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ ( или H₂BeО₂) реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом и кислотой:

H₂BeО₂+ К₂О = К₂ВеО₂ + Н₂О

H₂BeО₂ + 2NaOH = Na₂BeО₂ + 2H₂O

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H₂BeО₂:

3Ве(ОН)₂ + Р₂О₅ = Ве₃(РО₄)₂ + ЗН₂О

Ве(ОН)₂ + H₂SO₄= BeSO₄ + 2Н₂О

Амфотерный гидроксид Ве(ОН)₂ при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства.

Кислая соль NaHSO₄реагирует с основным оксидом и основанием:

2NaHSO₄ + К₂О = Na₂SO₄+ K₂SO₄ + Н₂О

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействуют только К₂О и NaOH, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с основаниями.

Пример 3. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы Д.И. Менделеева в их высших степенях окисления.

Р е ш е н и е. 1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды - это сложные вещества, в состав которых входит гидроксильная группа ОН-. Условно класс гидроксидов можно описать с помощью общей формулы Э-О-Н (Э - химический элемент).

2) Гидроксиды делят на три группы: основные, кислотные и амфотерные. Рассмотрим, как определяется принадлежность гидроксидов к кислотам, основаниям или амфотерным гидроксидам. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э-О-Н. Если разрывается связь О-Н (Э -О ?-Н ? Н⁺ + ЭО^-), то такой гидроксид относится к классу кислот, поскольку при разрыве связи образуется ион H⁺- носитель кислотных свойств. Если разрывается связь Э -О (Э ?-О-Н ? Э⁺ + ОН-), то гидроксид относится к классу оснований, так как образуется ион ОН- - носитель основных свойств. Если же, в зависимости от среды, разрываются обе связи Э-О и О-Н, то такие гидроксиды проявляют двойственность свойств и называются амфотерными.

3) Место разрыва химической связи в гидроксиде Э-О-Н зависит от положения элемента в Периодической системе, что и определяет относительную прочность связи между Э-О и О-Н. Силы притяжения между противоположно заряженными частицами тем значительнее, чем больше заряд каждой из них и меньше радиус.

4) Записываем формулы гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы в их высших степенях окисления (высшая степень окисления атома элемента соответствует номеру группы):

5) Сравниваем относительную прочность связей Э-O и О-Н у высших гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к CI наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода Н⁺ в NaOH и Mg(OH)₂ сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na-О и Mg-О, поэтому NaOH и Mg(OH)₂ являются основаниями. В результате дальнейшего увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к А1 связи А1-О и О-Н становятся близки по прочности, и А1(ОН)₃ является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э-О и уменьшается прочность связи О-Н, поэтому гидроксиды H₂SiO₃, HNO₃, H₂SO₄ и НСlO₄ являются кислотами.
...

Страница:

1
2
3
4

методичка "Изучение общей и неорганической химии" скачать

Подобные документы

Периодический закон и строение атома. Современная формулировка закона
История открытия периодического закона Д.И. Менделеева, его авторская и современная формулировка. Важнейшие направления развития химии на основе данного закона. Структура системы химических элементов. Строение атома, основные положения его ядерной модели.

презентация [3,1 M], добавлен 02.02.2014

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома
Формулировка периодического закона Д. И. Менделеева в свете теории строения атома. Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.

реферат [9,1 K], добавлен 16.01.2006

Жизнь и деятельность Д.И. Менделеева. Периодический закон
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева как основа современной химии. Исследования, открытия, изыскания ученого, их влияние на развитие химии и других наук. Периодическая система химических элементов и ее роль.

реферат [38,8 K], добавлен 03.03.2010

Общая и неорганическая химия
Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

Металлы как химические элементы
Положение металлов в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение атомов металлов и их кристаллических решеток. Физические свойства металлов и общие химические свойства. Электрохимический ряд напряжения и коррозия металлов. Реакции с другими веществами

презентация [1,8 M], добавлен 29.04.2011

Основные химические законы и их использование в химической промышленности
Закон: Авогадро, Бойля-Мариотта, Гей-Люссака, объемных отношений, Кюри, постоянства состава вещества, сохранения массы вещества. Периодический закон и периодическая система Менделеева. Периодическая законность химических элементов. Ядерные реакции.

реферат [82,5 K], добавлен 08.12.2007

Электронное строение атома. Периодический закон
Теория строения атома: микрочастица и волна. Явление дифракции электромагнитного излучения и волновая природа атома: подтверждение гипотезы де Бройля. Уравнение Шредингера и волновая функция. Физическая основа структуры периодической системы элементов.

курс лекций [120,0 K], добавлен 09.03.2009

Коллоидные системы (коллоидные растворы)
Коллоидные растворы (золи), как высокодисперсные коллоидные системы жидкой или газообразной дисперсионной средой. Гели или студни. Строение и свойства коллоидных мицелл. Эффект Тиндаля. Процесс коагуляции. Параметры устойчивости коллоидных растворов.

презентация [1,6 M], добавлен 15.09.2013

Строение атома и периодическая система химических элементов
Электронное строение атомов элементов периодической системы. Устойчивость электронных конфигураций. Характеристика семейств элементов. Изучение принципа наименьшей энергии и правила Хунда. Порядок заполнения атомных орбиталей в основном состоянии атома.

презентация [676,5 K], добавлен 22.04.2013

Химия
Основные понятия и законы химии. Классификация неорганических веществ. Периодический закон и Периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Основы термодинамических расчетов. Катализ химических реакций. Способы выражения концентрации растворов.

курс лекций [333,8 K], добавлен 24.06.2015

Предмет и задачи химии
Основные понятия химической термодинамики. Стандартная энтальпия сгорания вещества. Следствия из закона Гесса. Роль химии в развитии медицинской науки и практического здравоохранения. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики. Термохимия.

презентация [96,9 K], добавлен 07.01.2014

Химические реакции и системы
Понятие и структура химической системы, классификация и разновидности растворов. Электролиты и электролитическая диссоциация. Гидролиз солей. Химические реакции и их признаки, стехиометрия. Скорость химический реакций, и факторы, влияющие на нее.

контрольная работа [161,5 K], добавлен 17.01.2011

Строение молекулы и атома. Химическая связь
Характеристика строения атома. Определение числа протонов, электронов, нейтронов. Рассмотрение химической связи и полярности молекулы в целом. Уравнения диссоциации и константы диссоциации для слабых электролитов. Окислительно-восстановительные реакции.

контрольная работа [182,3 K], добавлен 09.11.2015

Основные классы неорганических соединений
Изучение свойств неорганических соединений, составление уравнений реакции. Получение и свойства основных и кислотных оксидов. Процесс взаимодействия амфотерных оксидов с кислотами и щелочами. Способы получения и свойства оснований и основных солей.

лабораторная работа [15,5 K], добавлен 17.09.2013

Теоретические основы прогрессивных технологий. Химические основы
Скорость и стадии гетерогенной реакции. Принцип действия ферментов. Химическое равновесие, обратимость химических реакций. Растворы и их природа. Электролитическая диссоциация. Возникновение электродного потенциала. Гальванические элементы и электролиз.

методичка [1,8 M], добавлен 26.12.2012

Основные классы неорганических соединений
Определение молярной массы эквивалентов цинка. Определение концентрации раствора кислоты. Окислительно-восстановительные реакции. Химические свойства металлов. Реакции в растворах электролитов. Количественное определение железа в растворе его соли.

методичка [659,5 K], добавлен 13.02.2014

Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация как обратимый процесс распада электролита на ионы под действием молекул воды или в расплаве. Основные особенности модельной схемы диссоциации соли. Анализ механизм электролитической диссоциации веществ с ионной связью.

презентация [3,1 M], добавлен 05.03.2013

Реакции окисления в органической химии
Окисление органических соединений и органический синтез. Превращение, протекающее с увеличением степени окисления атома. Соединения переходных металлов. Реакции окисления алкенов с сохранением углеродного скелета. Окисление циклических соединений.

лекция [2,2 M], добавлен 01.06.2012

Комплексные соединения
Определение комплексных соединений и их общая характеристика. Природа химической связи в комплексном ионе. Пространственное строение и изомерия, классификация соединений. Номенклатура комплексных молекул, диссоциация в растворах, реакции соединения.

реферат [424,7 K], добавлен 12.03.2013

Химическая кинетика и катализ
Предмет термохимии, изучение тепловых эффектов химических реакций. Типы процессов химической кинетики и катализа. Энтальпия (тепловой эффект) реакции. Скорость реакции, закон действующих масс. Константа химического равновесия, влияние катализатора.

презентация [2,2 M], добавлен 19.10.2014

Другие документы, подобные "Изучение общей и неорганической химии"

главная

рубрики

по алфавиту

вернуться в начало страницы

вернуться к началу текста

вернуться к подобным работам

Рубрики

По алфавиту

Закачать файл

Заказать работу

весь список подобных работ

скачать работу можно здесь

сколько стоит заказать работу?

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.

Изучение общей и неорганической химии

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Контрольная работа, выполненная студентом по другому варианту, на рецензирование не принимается.

1. Методические указания по основным разделам курса химии

1.1 Электронное строение атома

Примеры решения задач

Пример 1. Какой из подуровней: 4d или 5s заполняется электронами в первую очередь?

1.2 Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните, почему алюминий и скандий находятся в одной группе, но в разных подгруппах?

1.3 Химическая связь

Примеры решения задач

Пример 1. Объясните механизм образования ковалентной химической связи в молекуле HBr и оцените степень ее полярности.

Пример 2. Определите химические свойства, валентность и возможные степени окисления атома углерода в основном и возбужденном состояниях.

1.4 Классы неорганических соединений

Генетическую связь между классами неорганических соединений, т.е. возможность их взаимных переходов, можно выразить схемой:

Металл ? Основной оксид ? Основание ? Соль

Металл ? Амфотерный оксид ? Амфотерный гидроксид ? Соль

Неметалл ? Кислотный оксид ? Кислота ? Соль

Рассмотрим наиболее сложные вопросы этой темы: свойство амфотерность и один из классов неорганических соединений - соли.

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Zn(OH)2 и ZnO, реагируя с кислотой, проявляют основные свойства. А в реакциях:

Zn(OH)2 и ZnO проявляют кислотные свойства.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)2, А1(ОН)3, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, а также гидроксиды d- металлов в их промежуточных степенях окисления.

Соль - это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли делят на три группы: средние (или нормальные), кислые и основные.

Средние (или нормальные) соли - это продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О.

Na2SO4 - сульфат натрия - средняя соль, так как она получена в результате полного замещения ионов Н+ серной кислоты на катионы Na+.

Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + Н2О.

Основные соли - продукт неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками: Cu(OH)2 + HC1 = (СиОН)С1 + Н2О.

А1С13 + 2NaOH = [AI(OH)2] Cl + 2NaCl

Примеры решения задач

Пример 1. Докажите, что оксид свинца (II) имеет амфотерный характер.

Подобные документы

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄+ 2H₂O

ZnO + H₂SO₄= ZnSO₄+ H₂O

Zn(OH)₂ и ZnO, реагируя с кислотой, проявляют основные свойства. А в реакциях:

Zn(OH)₂и ZnO проявляют кислотные свойства.

К амфотерным гидроксидам относятся Ве(ОН)₂, А1(ОН)₃, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, а также гидроксиды d- металлов в их промежуточных степенях окисления.

Средние (или нормальные) соли - это продукты полного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄+ 2NaOH = Na₂SO₄ + 2Н₂О.

Na₂SO₄ - сульфат натрия - средняя соль, так как она получена в результате полного замещения ионов Н⁺серной кислоты на катионы Na⁺.

Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов водорода кислоты на атомы металла: H₂SO₄ + NaOH = NaHSO₄ + Н₂О.

Основные соли - продукт неполного замещения гидроксильных групп основания кислотными остатками: Cu(OH)₂ + HC1 = (СиОН)С1 + Н₂О.

А1С1₃ + 2NaOH = [AI(OH)₂] Cl + 2NaCl