Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Выберите тип работыЧасть дипломаДипломная работаКурсовая работаКонтрольная работаРешение задачРефератНаучно - исследовательская работаОтчет по практикеОтветы на билетыТест/экзамен onlineМонографияЭссеДокладКомпьютерный набор текстаКомпьютерный чертежРецензияПереводРепетиторБизнес-планКонспектыПроверка качестваЭкзамен на сайтеАспирантский рефератМагистерская работаНаучная статьяНаучный трудТехническая редакция текстаЧертеж от рукиДиаграммы, таблицыПрезентация к защитеТезисный планРечь к дипломуДоработка заказа клиентаОтзыв на дипломПубликация статьи в ВАКПубликация статьи в ScopusДипломная работа MBAПовышение оригинальностиКопирайтингДругое

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

 

Факультет общематематических и естественнонаучных дисциплин

Кафедра химии

 

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

ПО  ДИСЦИПЛИНЕ

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ)

 

Часть 1

Учебно-методическое пособие

 

Череповец

2005

 

 

Примеры решения задач по дисциплине «Общая и неорганическая химия» (для студентов заочной формы обучения). Ч. 1: Учеб.-метод. пособие. - Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. – 61 с.

 

 

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол  № 9 от 10.06.05.

Одобрено редакционно-издательской комиссией факультета общематематических и естественнонаучных дисциплин ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 5 от 14.06.05.

 

Составители:  О.А. Калько – канд. техн. наук, доцент;

                              Н.В. Кунина               

 

 

Рецензенты:  Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ);

                           Т.А. Окунева (ГОУ ВПО ЧГУ)

 

 

 

Научный редактор:  Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент

 

 

                                                                                  © Калько О.А., Кунина Н.В.,  2005

© ГОУ ВПО Череповецкий государст-­

                                                                                    венный университет, 2005

ВВЕДЕНИЕ

 

Данное учебно-методическое пособие содержит краткие теоретические сведения и примеры решения задач по следующим разделам курса «Общая и неорганическая химия»: основные законы химии; строение атома и периодичность изменения свойств элементов; химическая связь и строение молекул. Пособие предназначено для студентов заочной формы обучения в качестве вспомогательного руководства при выполнении домашних контрольных работ. Оно также будет полезным при подготовке к экзамену или зачету. Для более глубокого изучения дисциплины необходимо также ознакомиться с соответствующими разделами учебников, рекомендуемых в программе курса. Содержание учеб­но-методического пособия соответствует государственному стандарту дисциплины «Общая и неорганическая химия» для химических специальностей.

 

 

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Математически закон эквивалентов для условной реакции вида

А + В ® С + D

можно выразить различными способами. Например:

 

или  .                 (13)

 

Если в реакции участвуют газообразные вещества, то закон эквивалентов целесообразнее записать как соотношение объемов

 .                                    (13а)

Наконец, когда один из участников реакции – газ, а другой – твердый реагент, то формула, выражающая закон эквивалентов, принимает вид

 

.                           (13б)

 

 

Примеры решения задач

Пример 1. Определите, сколько молекул СО образуется при сгорании 4 мг углерода. Чему равна абсолютная масса одной молекулы кислорода?

 

Р е ш е н и е

 

Составим уравнение реакции горения углерода с образованием СО:

 

2С + О₂ = 2СО ,

 

из которого следует, что при сгорании 2 моль углерода образует

ся 2 моль газа СО. Используем формулу (2) для определения количества моль углерода, которое будет равно числу моль СО:

 

 

Тогда число молекул оксида углерода (II) найдем по формуле (1):

N_СО = n_CO × N_A = 3,33 ×10^-4 × 6,02 × 10²³ = 2,00 × 10²⁰ .

 

Рассчитаем относительную молекулярную массу молекулы O₂

M_r = 2× A_r(O) = 2×16 = 32 а. е. м.

 

Так как M_r  и масса 1 моль вещества численно равны друг

другу, то

 

.

 

Ответ: N_СО = 2×10²⁰; .

Пример 2. Сколько моль атомов азота содержится в 1 кг нитрата аммония? Определите массовую долю азота в данной соли.

 

Р е ш е н и е

 

Определяем молярную массу нитрата аммония NH₄NO₃ :

 

М = 2 A_r(N) + 4 A_r(H) + 3 A_r(O) = 2 × 14 + 4 × 1 + 3 × 16 =

= 80 г/моль.

 

Из формулы вещества NH₄NO₃ следует, что 1 моль нитрата аммония содержит 2 моль атомов азота, тогда

 

n(N) = 2 × n_{нитрата} = .

 

Массовую долю азота найдем как отношение двух А _r(N) к молярной массе NH₄NO₃:

 

 или 35 % мас.

 

Ответ: число моль атомов азота равно 25 моль; w (N) = = 35 % мас.

 

Пример 3. Выразите в молях и в граммах 6,02 × 10²¹ молекул СО₂.

 

Р е ш е н и е

 

Находим число моль молекул СО₂ :

 

 

Определяем массу 100 моль молекул диоксида углерода

 

 

Ответ: n_СО2 = 100 моль; масса CO₂ равна 4400 г.

 

 

Пример 4. Массовая доля фосфора в его оксиде равна 43,7 % мас. Установите простейшую формулу оксида.

 

Р е ш е н и е

 

Обозначим числа атомов фосфора и кислорода в простейшей формуле оксида через х и у. А _r данных элементов равны 31 и 16. Значит, массы фосфора и кислорода в составе оксида относятся друг к другу как 31х :16у. По условию задачи в 100 г оксида содержится 43,7 г фосфора и (100 – 43,7) = 56,3 г кислорода. Следовательно,

 

31х : 16у = 43,7: 56,3 или х : у =  = 1,41 : 3,52.

 

Чтобы выразить полученное соотношение целыми числами, необходимо оба значения поделить на наименьшее из них:

 

х : у =  = 1 : 2,5 .

 

Поскольку дробные коэффициенты в химических формулах не употребляются, то оба члена последнего соотношения умножим на два

 

х : у = 2 : 5 .

 

Ответ: простейшая формула оксида фосфора Р₂О₅ .

 

 

Пример 5. Вычислите относительную плотность пропана по водороду и по воздуху.

 

Р е ш е н и е

 

Используем второе следствие закона Авогадро. Тогда по формуле (4) плотности пропана (С₃Н₈) по водороду (Н₂) и воздуху соответственно равны:

 

.

 

Ответ: ; .

 

Пример 6. При температуре 280 К в сосуде вместимостью 14 дм³ находится 8 г водорода и 0,25 моль азота. Определите общее давление в системе и парциальные давления каждого газа. Вычислите мольные, объемные и массовые доли компонентов в имеющейся смеси.

 

Р е ш е н и е

 

По формуле (2) находим число моль водорода в смеси:

 

.

 

По формуле (7) рассчитываем парциальные давления газов:

 

 

Общее давление смеси находим по формуле (6):

.

 

Рассчитываем массовые доли компонентов:

 

;

 

.

 

Вычисляем мольные доли газов в смеси:

 

;

.

 

Для оценки объемных долей газов находим объемы H₂ и N₂ по формуле (5):

 

;

 

.

Тогда объемные доли водорода и азота соответственно равны:

 

;

 

.

 

Таким образом, численные значения объемной и мольной доли для газов совпадают, так как выполняется закон Авогадро.

 

Ответ: ; ; ; ; ; ; .

 

 

Пример 7. Какой объем займет смесь газов, содержащая 14 г азота, 32 г кислорода и 35,5 г хлора, при нормальных условиях и в условиях, когда температура возрастет на 20 К, а давление – на 0,5 атм?

 

Р е ш е н и е

Определяем общее число моль газов в смеси:

По первому следствию закона Авогадро объем смеси газов при н. у. равен

V° = n × V = 2 × 22,4 = 44,8 дм³ .

 

Определяем температуру и давление в новых условиях

 

Т = 273 + 20 = 293 К; 

Р = 1 + 0,5 = 1,5 атм = 1,5 × 101 325 = 151 987,5 Па.

 

Тогда по формуле (5) находим объем газовой смеси:

 

V = .

Ответ: V° = 44,8 дм³; V = 32 дм³.

 

 

Пример 8. Вычислите М_Э элементов в соединении CS₂ и молярные эквивалентные массы веществ Al и SO₃.

 

Р е ш е н и е

Находим с.о. элементов в сероуглероде ₂. Тогда по формуле (9)

 

,

.

 

Алюминий в соединениях проявляет постоянную валентность В = 3, тогда по формуле (10)

 

.

 

Валентность серы в оксиде SO₃ равна В = 6, а число атомов S равно N = 1, тогда

 

.

 

Ответ: ; ; ; .

 

Пример 9. Определите М_Э ортофосфорной кислоты и гидроксида марганца, участвующих в реакциях:

 

1) Н₃PO₄ + 2KOH = K₂HPO₄ + 2H₂O;

2) Mn(OH)₂ + Cl₂ + 2KOH = MnO₂ + 2KCl + 2H₂O .

 

Р е ш е н и е

 

Реакция 1) является ионно-обменной, так как протекает без изменения с.о. элементов. В данном случае от 1 моль Н₃PO₄ к молекулам KOH переходит два иона Н⁺, т.е. . Тогда

.

 

Реакция 2) – это окислительно-восстановительный процесс. В гидроксиде с.о. атома Mn равна +2, а в продукте реакции она составляет +4. Атом марганца теряет два электрона в процессе окисления, тогда , а

 

.

 

Ответ: ; .

Пример 10. Вычислите молярный эквивалентный объем О₂ и Н₂ при н.у.

 

Р е ш е н и е

 

Э(Н) = 1 по определению. Чаще всего с.о. кислорода в сложном веществе равна –2, поэтому Э(О) = . Газы Н₂ и О₂ состоят из двух атомов, тогда по формуле (11)

 

;

 

.

 

Ответ: ; ь.

Пример 11. При сгорании 5 г металла образуется 9,44 г оксида металла. Вычислите молярную эквивалентную массу металла. Определите относительную атомную массу металла, если его валентность в оксиде равна В = 3.

 

Р е ш е н и е

 

По закону эквивалентов [из формулы (13)]

 .

 

Молярную эквивалентную массу оксида можно представить так:

 

М_Э(оксида) = М_Э(Ме) + М_Э(О).

 

Следовательно,

 

.

 

Откуда находим, что М_Э(Ме) = 9 г/моль. Относительную атомную массу металла рассчитываем по формуле

 

А _r(Ме) = М_Э(Ме) × В = 9 × 3 = 27.

 

Ответ: М_Э(Ме) = 9 г/моль; А _r(Ме) = 27; металл – алюминий.

Пример 12. Мышьяк образует оксид, содержащий 75,75 % мас. мышьяка. Вычислите М_Э(As) и установите простейшую формулу оксида.

 

Р е ш е н и е

 

Оксид мышьяка состоит из элементов As и О. Тогда закон эквивалентов можно записать так:

 

 .

 

Отношение масс элементов в оксиде равно отношению массовых долей (% мас.) этих элементов, а М_Э(О) = 8 г/моль в любом оксиде. Тогда

 

 

или

 

.

 

Для того чтобы записать химическую формулу оксида, вычисляем валентность мышьяка в оксиде по формуле

 

.

 

Ответ: ; химическая формула оксида As₂O₃ .

 

Пример 13. На восстановление 3,6 г оксида металла израсходовали 1,7 дм³ водорода (н.у.). Чему равна молярная эквивалентная масса металла?

 

Р е ш е н и е

 

По закону эквивалентов [из формулы (13б)]

 

 

где  М_Э(оксида) - это сумма М_Э(Ме) и М_Э(О), тогда М_Э(Ме) =

 

= М_Э(оксида) - М_Э(О) = 23,7 – 8 = 15,7 г/моль.

 

Ответ: М_Э(Ме) = 15,7 г/моль.

 

Пример 14. Из 3,31 г нитрата металла получили 2,78 г хлорида металла. Чему равна молярная эквивалентная масса оксида металла?

 

Р е ш е н и е

 

Закон эквивалентов в данном случае примет вид

 

 .

 

М_Э хлорида и нитрата металла можно представить таким образом:

М_Э(нитрата) = М_Э(Ме) + М_Э(NO ) ,

 

М_Э(хлорида) = М_Э(Ме) + М_Э(Cl^–) .

 

Молярные эквивалентные массы ионов определяем по формуле (12):

 

;

 

.

 

Тогда по закону эквивалентов

 

 .

 

Отсюда М_Э(Ме) = 104 г/моль, а М_Э(оксида) равна

 

М_Э(оксида) = М_Э(Ме) + М_Э(О) = 104 + 8 = 112 г/моль.

 

Ответ: М_Э(оксида) = 112 г/моль.

 

СТРОЕНИЕ АТОМОВ И СВОЙСТВА
ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

 

Таблица 4

 

Примеры решения задач

Пример 1. По символу изотопа элемента  укажите название элемента, число протонов и нейтронов в его ядре, а также запишите его электронную формулу.

 

Р е ш е н и е

 

Заряд ядра атома элемента Z = 39, значит, его порядковый номер в ПС и количество электронов также равны 39. Следовательно, искомым элементом является иттрий . Число протонов Z = 39, массовое число А = 89, тогда число нейтронов определяем по формуле (14):

 

N = 89 – 39 = 50.

 

Электронная формула : 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹ .

 

Ответ: Y; Z = 39; N = 50.

Пример 2. Квантовые числа валентных электронов иона Э^2- равны:

 

Номер электрона        n                  l                       m_l                 m_s

         1                     4                  0                      0             + 1/2

         2                     4                  0                      0              - 1/2

         3                     4                  1                     -1             + 1/2

         4                     4                  1                      0             + 1/2

 

Определите порядковый номер элемента и назовите его.

 

Р е ш е н и е

 

Валентная электронная формула иона Э^2–: …4s²4p². После удаления двух лишних электронов электронная конфигурация атома примет вид Э…4s². Добавим недостающие электроны

Э: 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s². Общее количество электронов равно (2 + + 2 + 6 + 2 + 6 + 2) = 20, значит, это элемент № 20 – кальций (Сa).

 

Пример 3. Запишите полную электронную формулу элемента с порядковым номером 23. Отметьте его валентные электроны и укажите для них значения всех квантовых чисел. К какому электронному семейству относится данный атом? Составьте электронно-графическую схему его валентных подуровней. Сколько непарных и свободных АО будет иметь ион данного атома с зарядом +2? 

 

Р е ш е н и е

 

Элемент с № 23 – ванадий V. Составляем его электронную формулу

 

₂₃V: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d ³

 

Валентными электронами являются электроны 4s и 3d подуровней. Значения квантовых чисел для каждого из пяти валентных электронов равны:

 

Номер электрона                 n            l              m_l             m_s

                    1                               4            0             0        + 1/2

                    2                               4            0             0         - 1/2

                    3                               3            2            -2        + 1/2

                    4                               3            2            -1        + 1/2

                    5                               3            2             0        + 1/2

 

Поскольку заполняются d -АО, то ванадий следует отнести к семейству d-элементов.

Составим электронно-графическую схему валентных подуровней V:

 

                                4s          3d

 

При отрыве от атома ванадия двух электронов образуется ион V²⁺. Электроны покинут внешний 4s -подуровень, поэтому электронная формула V²⁺ примет вид:

 

 ₂₃V²⁺: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s⁰3d³

 

После удаления электронов с 4s -АО в ионе V²⁺ станут свободными 3 энергетические ячейки (АО) и три АО 3d-подуровня будут заняты непарными электронами.

Пример 4. Запишите электронные формулы атома кремния в нормальном и возбужденном состояниях и определите его валентные возможности.

 

Р е ш е н и е

 

Атом кремния имеет 14-й порядковый номер в ПС. Тогда его электронная формула в нормальном состоянии имеет вид

 

₁₄Si: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².

 

Электронно-графическая схема валентного М-слоя:

 

3s      3p                  3d

В таком состоянии валентность Si равна В = 2, если считать, что данный атом будет образовывать ковалентные связи только по обменному механизму за счет двух непарных АО 3р-подуровня.

При возбуждении один из парных электронов 3s-орбитали переместится на подуровень 3p и электронная формула примет вид:

 

Si + E ® Si^*: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p³.

 

Электронно-графическая схема возбужденного валентного М-слоя:

  3s      3p                       3d

 

В возбужденном состоянии валентность Si равна В = 4, поскольку атом имеет 4 непарных электрона. Дальнейшее возбуждение атома кремния невозможно, так как все валентные электроны атома являются непарными.

Пример 5. Укажите, как изменяются первая энергия ионизации, сродство к электрону и орбитальный радиус в ряду элементов K – Cu – Rb. Какой из перечисленных элементов является более сильным окислителем?

 

Р е ш е н и е

 

Калий и медь стоят в одном периоде, поэтому при переходе от K к Cu энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, а орбитальный радиус уменьшается.

Калий и рубидий находятся в разных периодах, но в одной подгруппе, следовательно, при переходе от K к Rb энергия ионизации и сродство к электрону уменьшаются, а орбитальный радиус возрастает.

Наиболее сильным окислителем является тот элемент, у которого больше значение сродства к электрону. По возрастанию F элементы следует расположить в ряд: Rb ® K ® Cu. Таким образом, более сильным окислителем является медь.

 

Пример 6. Сравните энергии ионизации у следующих пар атомов: а) …2s² 2p³ и …2s² 2p⁴; б) …3s² и …2s² 2p². Ответ мотивируйте.

 

Р е ш е н и е

 

а) Элементы …2s² 2p³ и …2s² 2p⁴ располагаются в ПС в одном периоде, так как их валентные электроны имеют одинаковые значения главного квантового числа (n = 2). Кроме того, они стоят в периоде друг за другом (их электронные конфигурации отличаются на один электрон). В периоде с ростом порядкового номера энергия ионизации увеличивается. Однако I (2s² 2p³) > I (2s² 2p⁴), поскольку у электронной конфигурации …2s²2p³ имеется наполовину заполненный p-подуровень, то есть здесь наблюдается локальный максимум энергии ионизации.

б) Элементы …3s² и …2s²2p² расположены в разных периодах и группах, поэтому их нельзя сравнивать без привлечения вспомогательной конфигурации. Такой конфигурацией может служить …2s², так как с первым элементом она стоит в одной группе (число валентных электронов одинаково и равно 2), а со вторым – в одном периоде.

I(…2s²) > I(…3s²), потому что с увеличением порядкового номера в группе происходит уменьшение энергии ионизации, а I(…2s²2p²) > I(…2s²), поскольку в периоде энергия ионизации увеличивается. Таким образом, I(…2s²2p²) > I(…2s²) > I(…3s²) или иначе I(…2s²2p²) > I(…3s²).

 

Пример 7. Дайте общую характеристику элемента с порядковым номером 33. Какую высшую и низшую с.о. он проявляет в соединениях? Приведите примеры.

Р е ш е н и е

 

Это элемент As – мышьяк. Его полная электронная формула

 

₃₃As: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p³

 

Он располагается в четвертом периоде (n = 4, застраивается N-слой), в V(А) группе (имеет 5 валентных электронов …4s²4p³, которые располагаются на внешнем слое). As относится к семейству p-элементов.

Высшая с.о. = +5, так как мышьяк имеет пять валентных электронов. Низшая с.о. = –3, так как до устойчивого электронного октета (4s²4p⁶) ему недостает трех электронов. Примеры: , .

Пример 8. Почему селен и хром, находясь в одном и том же периоде и в одной группе, обладают столь разными химическими свойствами?

 

 

Р е ш е н и е

 

Селен и хром – это элементы шестого периода VI группы. Селен относится к семейству p-элементов и находится в главной подгруппе, тогда как хром – d -элемент, стоящий в побочной подгруппе.

Атом селена имеет на внешнем слое шесть электронов (…4s²4p⁴), а атом хрома - только один электрон (….3d ⁵4s¹). Следовательно, у селена сильнее выражены неметаллические свойства, а у хрома – металлические.

Таблица 6

 

Примеры решения задач

Пример 1. Средняя энергия связи N–Н в молекуле NH₃ равна 385 кДж/моль. Какое количество энергии необходимо затратить, чтобы разложить на атомы: а) 1 молекулу аммиака; б) 10 г аммиака?

 

Р е ш е н и е

 

По формуле (15) найдем энергию образования 1 моль молекул аммиака

 

кДж/моль.

Тогда на разрушение 1 молекулы аммиака понадобится энергия

 

Дж.

 

Энергия, необходимая для разложения 10 г аммиака, составляет

 

кДж.

 

Пример 2. Укажите механизм образования связей, направление смещения общих электронных пар и способ перекрывания АО в ионе SiF . Установите тип гибридизации центрального атома, форму и полярность молекулы.

 

Р е ш е н и е

 

Ион SiF  может быть получен при взаимодействии двух ионов F^– c молекулой SiF₄. Запишем электронные формулы валентных подуровней взаимодействующих атомов и ионов:

 

Si: …3s² 3p² 3d ⁰            F: …2s² 2p⁵        F^– : …2s² 2p⁶

 

В основном состоянии атом кремния имеет 2 непарных электрона на 3p подуровне, атом фтора – 1 непарный электрон на 2р подуровне, а ион фтора не имеет непарных электронов. Для образования четырех связей с четырьмя атомами фтора по обменному механизму атому кремния необходимо иметь четыре одноэлектронных АО, поэтому он перейдет в возбужденное состояние

 

Si + E ® Si^*: … 3s¹ 3p ³.

Свободные АО 3d-подуровня со стороны Si участвуют в образовании двух связей с ионами F^– по донорно-акцепторному механизму, где кремний выполняет роль акцептора, а ионы фтора являются донорами. Таким образом, в частице SiF  четыре связи образованы по обменному механизму, а две - по донорно-акцепторному.

По табл. 4 находим ЭО(Si) = 1,74 и ЭО(F) = 4,00. ЭО(F) >

> ЭО(Si), значит, смещение общих электронных пар происходит к атомам F.

Так как все связи в ионе SiF  являются одинарными, то по способу перекрывания АО все они являются s-связями.

Тип гибридизации определяем по числу АО кремния, которые участвовали в образовании связей независимо от механизма их возникновения. Со стороны атома Si связи образованы с участием одной s-, трех p- и двух d-АО, следовательно, тип гибридизации – sp³d ². Геометрическая форма – октаэдр (см. табл. 5), так как все гибридные АО являются связывающими (количество Ё = 0). Согласно табл. 6, определяем, что частица SiF  – неполярная, т. е. .

 

Пример 3. ЭМД молекулы IСl равен 0,54 D. Определите степень ковалентности связи и длину диполя молекулы.

 

Р е ш е н и е

Согласно табл. 4, ЭО атомов хлора и йода соответственно равны 2,83 и 2,21. Находим разность ЭО атомов:

 

DЭО(Cl – I) = 2,83 – 2,21 = 0,62.

 

По рис. 1 определяем СИ связи. СИ » 5 %. Тогда

 

СК = 100 – 5 = 95 %.

 

По формуле (17) вычисляем эффективные заряды атомов

 

 Кл.

 

В молекуле IСl присутствует только одна связь I – Cl, поэтому ЭМД молекулы и ЭДМ связи совпадают. По формуле (16) оцениваем длину диполя

 

 

Пример 4. Составьте энергетическую диаграмму МО молекулы C₂ и определите порядок связи в частице. Каковы ее магнитные свойства?

 

Р е ш е н и е

 

Образование химической связи в молекуле C₂ может быть представлено следующим образом:

 

2C: 1s ² 2s ² 2p ⁵ →

 

→ C₂ .

 

Строим энергетическую диаграмму молекулы (рис. 4), из которой следует, что молекула С₂ - диамагнитная (все электроны – спаренные).

Порядок связи оцениваем по формуле (18):

 

.

 

 

 

Рис. 4. Энергетическая диаграмма молекулы С₂ по ММО

 

Пример 5. Составьте энергетические диаграммы МО для частиц СN^– и NО. Определите магнитные свойства каждой частицы. Какая из них более прочная и почему?

 

Р е ш е н и е

 

Ион СN^– состоит из атома углерода и иона N^–. Электроны в этих частицах распределяются по АО следующим образом:

 

С: 1s² 2s² 2p²       N^–: 1s² 2s² 2p⁴.

 

Для распределения электронов по МО необходимо сравнить ЭО атомов. Из табл. 4 выбираем ЭО(С) = 2,5 и ЭО(N) = 3. Поскольку ЭО(С) < ЭО(N), энергия исходных АО иона N^– будет меньше, чем у атома углерода. Строим энергетическую диаграмму (см. рис. 5, а). Определяем порядок связи:

 

n = (10 – 4) /2 = 3.

 

p*2p y

p2p y

s*2s

p2p z

s2p x

p2p y

2p

2s

1s

1s

2s

p*2p z

s*1s

s1s

s*2p x

s2s

2p

p*2p z

2p

2p

2s

1s

1s

2s

p*2p y

p2p z

s*1s

s*2s

s1s

s2p x

s*2p x

s2s

       а)                                   б)

 

Рис. 5. Энергетические диаграммы СN^– и NO­

 

 

В ионе СN^– нет непарных электронов, значит, частица - диамагнитная.

Молекула NО состоит из атомов азота и кислорода. Электроны в этих атомах распределяются по АО следующим образом:

 

N: 1s² 2s² 2p³          О: 1s² 2s² 2p⁴.

 

ЭО(N) = 3, а ЭО(О) = 3,5. Значит, энергия АО кислорода будет меньше, чем у азота. Последовательность возрастания энергии МО принимаем по более ЭО элементу, то есть по кислороду (см. рис. 5, б). Порядок связи в молекуле:

 

n = (10 – 5)/2 = 2,5.

 

NО – парамагнетик.

Прочность частиц СN^– и NO можно сравнить по величине порядка связи. Чем больше порядок связи, тем больше энергия связи и меньше длина связи. В нашем случае n(CN^–) > n(NО), следовательно, частица CN^– более проч­ная, чем NО.

 

Пример 6. Радиусы ионов Na⁺ и Cu⁺ – одинаковые (0,098 нм). Объясните, почему температура плавления NaCl (801 °С) больше температуры плавления CuCl (430 °С).

 

Р е ш е н и е

 

При одинаковых зарядах и размерах ионов Na⁺ и Cu⁺ различие в их поляризующем действии определяется особенностями их электронного строения.

Запишем электронные формулы ионов:

 

Cu⁺: …3s²3p⁶3d¹⁰           Na⁺: …2s²2p⁶.

 

У иона Cu⁺ ПД выражено сильнее, чем у иона Na⁺, так как главное квантовое число внешних АО у первого иона равно 3, а у второго – 2. В результате связь в кристаллах CuCl является в меньшей степени ионной, чем в NaCl. Поэтому кристаллическая решетка NaCl более близка к чисто ионному типу и имеет более высокую температуру плавления, чем у CuCl.

Пример 7. CaF₂ не распадается на атомы даже при 1000 °С, а CuI₂ неустойчив уже при обычной температуре. Чем объяснить различную прочность этих соединений?

 

Р е ш е н и е

 

Ион Cu²⁺, имеющий небольшой радиус (0,08 нм), обладает сильным ПД, а большой по размеру ион I^– (r = 0,22 нм) характеризуется высокой поляризуемостью. Поэтому поляризация аниона I^– катионом Cu²⁺ приводит к практически полному переходу электрона от аниона к катиону. В результате ион Cu²⁺ восстанавливается до Cu⁺, а ион I^– окисляется до свободного йода. Поэтому соединение CuI₂ – неустойчивое.

Радиус иона Са²⁺ составляет 0,104 нм, поэтому он оказывает более слабое ПД на анион, чем ион Cu²⁺. С другой стороны, поляризуемость иона F^–, имеющего сравнительно малый размер

(r = 0,133 нм), значительно меньше, чем у иона I^–. При взаимодействии слабополяризующего катиона Са²⁺ со слабо поляризующимся анионом F^– электронные оболочки ионов почти не деформируются, СИ связи практически не снижается, поэтому соединение СаF₂ - устойчиво.

 

Пример 8. H₂S при обычной температуре – газ, а вода – жидкость. Чем можно объяснить это различие в физических свойствах?

 

Р е ш е н и е

 

Кислород – более ЭО элемент, чем сера. Поэтому между молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами сероводорода. Разрыв этих связей требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному повышению температуры кипения воды.

 

Пример 9.  Ниже приведены Т_кип (К) благородных газов:

 

Не Nе    Ar     Kr     Xe      Rn

4,3 27,2  87,3 119,9 165,0 211,2

 

Чем объясняется повышение Т_кип в данном ряду?

 

Р е ш е н и е

 

С ростом порядкового номера благородных газов увеличиваются размеры их атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего электронного слоя атома. Поэтому поляризуемость атомов возрастает, вследствие чего возрастают и силы межмолекулярного взаимодействия между ними. Отрыв атомов друг от друга, происходящий при переходе вещества из жидкого в газообразное состояние, требует все большей затраты энергии. Это и приводит к повышению температуры кипения.

Список литературы

 

1. Коровин Н.В. Общая химия. М.: Высш. шк., 1998.

2. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия: Учеб. для вузов. М.: ООО «Дрофа», 2002.

3. Общая химия в формулах, определениях, схемах / И.Е. Шиманович,

М.Л. Павлович, В.Ф. Тикавый, П.М. Малашко; Под ред. В.Ф. Тикавого. Минск: Унiверсiтэцкае, 1996.

4. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Изд-во «Астрель», 2004.

5. Романцева Л.М., Лещинская З.Л., Суханова В.А. Сборник задач и упражнений по общей химии. М.: Высш. шк., 1991.

6. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. Л.: Химия, 1988.

7. Задачи и упражнения по общей химии / Под ред. Н.В. Коровина. М.: Высш. шк., 2003.

8. Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. Л.: Высш. шк., 1991.

 

Содержание

 

Введение........................................ 3

Основные законы химии.............................. 3

Краткие теоретические сведения........................ 3

Примеры решения задач............................ 11

Строение атомов и свойства химических элементов          24

Краткие теоретические сведения....................... 24

Примеры решения задач............................ 34

Химическая связь и строение молекул..................... 40

Краткие теоретические сведения....................... 40

Примеры решения задач............................ 52

Список литературы................................. 60

 

 

Редактор Н.А. Бачурина

Компьютерная верстка: Т.С. Камыгина

Лицензия А № 001633 от  2 февраля 2004 г.

Сдано в набор 10.10.05. Подписано в печать 21.12.05.

Тир. 25 экз. Уч.-изд. л. 2,34. Формат 60´84 ¹/₁₆. Усл. п. л. 3,72.

        Гарнитура Таймс. Зак.        .

 

        162600, г. Череповец, пр. Луначарского, 5.

        ГОУ ВПО Череповецкий государственный университет

 

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ

ГОУ ВПО ЧЕРЕПОВЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

 

 

Факультет общематематических и естественнонаучных дисциплин

Кафедра химии

 

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

ПО  ДИСЦИПЛИНЕ

«ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ»

(ДЛЯ СТУДЕНТОВ ЗАОЧНОЙ ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ)

 

Часть 1

Учебно-методическое пособие

 

Череповец

2005

 

 

Примеры решения задач по дисциплине «Общая и неорганическая химия» (для студентов заочной формы обучения). Ч. 1: Учеб.-метод. пособие. - Череповец: ГОУ ВПО ЧГУ, 2005. – 61 с.

 

 

Рассмотрено на заседании кафедры химии, протокол  № 9 от 10.06.05.

Одобрено редакционно-издательской комиссией факультета общематематических и естественнонаучных дисциплин ГОУ ВПО ЧГУ, протокол № 5 от 14.06.05.

 

Составители:  О.А. Калько – канд. техн. наук, доцент;

                              Н.В. Кунина               

 

 

Рецензенты:  Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент (ГОУ ВПО ЧГУ);

                           Т.А. Окунева (ГОУ ВПО ЧГУ)

 

 

 

Научный редактор:  Г.В. Козлова – канд. хим. наук, доцент

 

 

                                                                                  © Калько О.А., Кунина Н.В.,  2005

© ГОУ ВПО Череповецкий государст-­

                                                                                    венный университет, 2005

ВВЕДЕНИЕ

 

Данное учебно-методическое пособие содержит краткие теоретические сведения и примеры решения задач по следующим разделам курса «Общая и неорганическая химия»: основные законы химии; строение атома и периодичность изменения свойств элементов; химическая связь и строение молекул. Пособие предназначено для студентов заочной формы обучения в качестве вспомогательного руководства при выполнении домашних контрольных работ. Оно также будет полезным при подготовке к экзамену или зачету. Для более глубокого изучения дисциплины необходимо также ознакомиться с соответствующими разделами учебников, рекомендуемых в программе курса. Содержание учеб­но-методического пособия соответствует государственному стандарту дисциплины «Общая и неорганическая химия» для химических специальностей.

 

 

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ ХИМИИ

Краткие теоретические сведения

Химия – одна из фундаментальных естественных наук, предметом изучения которой являются вещества, их свойства и превращения. Одной из центральных характеристик вещества является масса m. Истинные массы структурных составляющих вещества (атомов, молекул и др.) очень малы (порядка 10^-24¸10^{-20 г), поэтому для удобства в химии принято работать не с абсолютными, а с относительными значениями масс.}

Относительная атомная масса химического элемента А _r – это величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе) к  массы изотопа углерода 12 ( С). Значения атомных масс всех химических элементов содержатся в Периодической системе Д.И. Менделеева.

 массы С называется атомной единицей массы (а. е. м.),

т. е.

 

.

 

Относительная молекулярная масса вещества M_r находится как сумма А _r атомов, из которых состоит молекула.

В 1971 году в Международную систему единиц измерения (СИ) была введена единица количества вещества – моль n – такое количество вещества, которое содержит столько структурных элементарных частиц (атомов, молекул, ионов, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12.

Число атомов в 12 г С равно 6,02 × 10²³ атомов. Это число называется постоянной Авогадро N_А, которая равна N_А = (6,022045 ± ± 0,000031) × 10²³ моль^-1.

Таким образом, количество вещества можно оценить по формуле

 

,                                         (1)

 

где N – число элементарных структурных единиц вещества.

Масса 1 моль вещества называется молярной массой M. Ее можно вычислить как отношение массы вещества m к его количеству n, кг/моль (г/моль):

 

или .                                 (2)

Численное значение М (в г/моль) совпадает с M_r вещества.

Количественные расчеты между веществами, находящимися в газообразном состоянии, удобнее производить не по массе, а по объему. Наиболее важными законами газового состояния являются законы Авогадро, Менделеева – Клапейрона и Дальтона.

Закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул. Это означает, что одно и то же число молекул любого газа занимает при одинаковых физических условиях один и тот же объем. Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.

Следствие 1. При одинаковых физических условиях (т. е. Р, Т = const) 1 моль любого газа занимает один и тот же объем, который называют молярным объемом V_м . При нормальных усло­ви­ях (н. у.) – давление 101,325 кПа (1 атм или 760 мм рт. ст.), температура 273 К (0 ° С) – этот объем равен V  = = 22,4 дм³/моль;

Следствие 2. Отношение масс равных объемов различных газов равно отношению их молярных масс:

 

,                                     (3)

 

где m₁, m₂ – массы газов, г; M₁, M₂ – молярные массы газов, г/моль. Отношение  называется относительной плотностью первого газа по второму D . Тогда из формулы (3) следует, что

 

M₁ = M₂  × D                                   (4)

 

Зависимость между количеством идеального газа, его объемом, давлением и температурой можно выразить равенством, которое отражает закон Менделеева – Клапейрона:

 

,                               (5)

 

где  = n, моль; P  – давление, Па; V – объем, м³; R =

= 8,314 Дж/(моль × К)  - универсальная газовая постоянная; T – температура, К.

Если газообразная фаза представляет собой смесь нескольких газов, химически не взаимодействующих друг с другом, то общее давление такой смеси Р можно определить по закону Дальтона:

Р = Р₁ + Р₂ + Р₃ + … ,                              (6)

 

где Р – общее давление; Р₁, Р₂, Р₃, … – парциальные давления газов 1, 2, 3, … .

Парциальным давлением газа Р _i в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, если бы при тех же физических условиях он занимал объем всей газовой смеси. Его можно рассчитать по формулам:

 

Р _i = ;                                    (7)

 

P_i = x_i × P,                                        (8)

 

где n_i – число моль i-го газа в смеси;  – мольная доля i -го газа в смеси.

При количественных расчетах не обязательно записывать уравнение химической реакции и подбирать коэффициенты, если использовать понятия эквивалент и закон эквивалентов.

Эквивалентом Э (Х) называют некую реальную или условную частицу (атом, молекулу, ион, радикал и т.п.), которая может присоединять, замещать или быть каким-либо другим образом равноценна 1 моль атомов водорода или ионов Н⁺ в химических реакциях. В общем случае эквивалент элемента или вещества Х можно найти по формуле

 

Э(Х) = ,

 

где z^* – число эквивалентности, равное тому количеству атомов или ионов водорода, которое эквивалентно (равноценно) частице Х.

Масса 1 моль эквивалента вещества или элемента Х называется молярной массой эквивалента М_Э(Х) (г/моль). Ее можно рассчитать по формуле

 

М_Э(Х) = М(Х) × Э(Х) =  .

 

Число эквивалентности z^* для химического элемента, входящего в состав какого-либо вещества, равно модулю степени окисления (с. о.), проявляемой данным элементом в химическом соединении. Таким образом, расчет молярной массы эквивалента элемента следует вести по формуле

 

М_Э(элемент) =  .                          (9)

 

Для простого одноатомного вещества (например: Mg, P, S и т.д.) z^* равно наиболее характерной валентности В элемента прос­того вещества. Тогда

 

 

М_Э (Х) =  .                             (10)

 

 

Правила определения значения z^* веществ и формулы для расчета их молярных эквивалентных масс во всех других случаях приведены в табл. 1.

При решении задач с участием газообразных веществ обычно пользуются не М_Э, а молярным эквивалентным объемом вещества V_Э, то есть объемом, который занимает 1 моль эквивалентов газа. Расчет V_Э газа (в дм³/моль) при н. у. следует вести по формуле

 

 ,                                (11)

 

где Э – эквивалент элемента, составляющего газ; N – число атомов элемента в молекуле газа; 22,4 – молярный объем газа при н.у., дм³/моль.

Достаточно часто уравнения химических реакций записывают в сокращенно-ионной форме. Для ионов М_Э вычисляют по формуле

 

М_Э(иона) =  .                           (12)

 

 

Таблица 1

Определение z ^* и расчет М_Э простых и сложных веществ

 

Тип реакции	Вещество	Определение числа эквивалентности z*	Формула для расчета МЭ	Пример
Не участвует в реакции	Оксид	, где В – валентность элемента; N – число атомов элемента		Na2O: ,  г/моль
	Соль	, где – число катионов; – заряд катиона		AlCl3: , г/моль
	Основание	т. е. число ионов OH–, способных замещаться на анионы		Ca(OH)2: , г/моль
	Кислота	то есть число ионов H+, способных замещаться на катионы		H2SO4: , г/моль
Ионного обмена	Любое	, где - число ионов Н+ или ОН–, переходящих от одного вещества к другому	или	Al(OH)3 + 2HCl = = Al(OH)Cl2 + 2H2O Для Al(OH)3: ,  г/моль

 

Продолжение табл. 1

 

Тип реакции	Вещество	Определение числа эквивалентности z*	Формула для расчета МЭ	Пример
ОВР	Любое	, где Ne – число электронов, принятых (или отданных) окислителем (или восстановителем)		Для KClO3: ,

 

Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ, а также массы образовавшихся продуктов пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ.