Главная

Популярная публикация

Научная публикация

Случайная публикация

Обратная связь

ТОР 5 статей:

Методические подходы к анализу финансового состояния предприятия

Проблема периодизации русской литературы ХХ века. Краткая характеристика второй половины ХХ века

Ценовые и неценовые факторы

Характеристика шлифовальных кругов и ее маркировка

Служебные части речи. Предлог. Союз. Частицы

КАТЕГОРИИ:






СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ




УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ К ПРАКТИЧЕСКИМ ЗАНЯТИЯМ ПО ХИМИИ

 

Утверждено на заседании каф. 908

1 сентября 2012 г

ЧАСТЬ 2-ая

 

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ

Пример 1. При и давлении 99300 Па некоторое количество газа занимает объём 152 мл. Найти какой объём займет это же количество газа при и давлении 101330 Па.

Решение. Зависимость между объёмом газа, давление и температурой можно выразить уравнением:

, (1.1)

объединяющим законом Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, где P и V – давление и объем газа при данной температуре Т; - давление и объём газа при нормальных условиях.

Нормальными условиями (н.у.) называются условия, когда температура равна или 273 К и давление – 101325 Па (760 мм рт. ст. или 1 атм.). Подставляя данные задачи в уравнение (1.1), получим:

Пример 2. Смешивая 2 л и 4 л , взятых при одинаковом давлении, равном 100000 Па; объем 6 л. Определить парциальные давления газов в смеси.

Решение. Парциальным давлением газа в смеси называется давление, которое производил бы этот газ, занимая при тех же условиях объём всей газовой смеси.

Согласно закону парциальных давлений, общее давление смеси газов, не вступающих друг с другом во взаимодействие, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь (закон Дальтона). По условию задачи после смешения газов объем кислорода увеличится в раза, объем

диоксида серы в раза. Во сколько же раз уменьшилось парциальное давление газов.

Следовательно,

Пример 3. Смешивают 3 л 4 л и 6 л До смешения давление составляло соответственно 96000, 108000 и 90600 Па. Общий объем смеси 10 л. Определить давление смеси.

 

Решение. Аналогично предыдущей задаче находим парциальные давления отдельных газов:

 

Общее давление смесей равно сумме парциальных давлений:

 

Пример 4. Какой объем V0 займут при нормальных условиях 120 мл азота, собранного над водой при 20 0С и давлении 100000 Па? Давление насыщенного пара воды при 20 0С равного 2300 Па.

Решение. Если газ собран над жидкостью, то при расчетах следует иметь в виду, что его давление является парциальным и равно разности общего давления газовой смеси и парциального давления пара жидкости.

Парциальное давление азота равно разности общего давления и парциального давления пара воды:

Далее находим

Пример 5. Какова молекулярная масса газа, если 28,6 г его при нормальных условиях занимают объем 10 л?

Решение. Молярная масса М – масса одного моля вещества, выраженная в граммах, численно равна относительной молекулярной массе этого вещества, выраженной в атомных единицах массы – а.е.м., равная 1/12 части массы атома изотопа углеводорода 12С.

Согласно следствию из закона Авогадро, 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. Поэтому можно записать:

(1.2)

где М – мольная масса газа, г; m– масса данного газа, г; V0– объем, занимаемый массой данного газа при нормальных условиях, л.

 

 

Из уравнения (1.2) находим

что соответствует молекулярной массе 64,06 а.е.м.

Пример 6. Сколько молекул содержится в 1мл H2Oпри 40С?

Решение. Согласно еще одному следствию из закона Авогадро моль любого вещества при нормальных условиях содержит 6,02∙1023 структурных единиц (молекул, атомов, ионов).

Известно, что плотность воды при 40С dH2O= 1 г/см3, следовательно, нам дан 1 г H2O. МH2O= 18 г. Составляем пропорцию:

Пример 7. Масса 1 л азота при нормальных условиях 2,143 г. Определить мольную массу азота и его плотность по воздуху.

Решение. Масса одного литра газа называется абсолютной плотностью газа и находится из соотношения

(1.3)

где d– абсолютная плотность газа; М – мольная масса данного газа. Подставив данные задачи и формулу, найдем

Плотность по какому-либо известному газу D(относительную плотность) можно найти из отношения молекулярных масс данного газа и известного газа – в данном случае воздуха:

где Dвозд– относительная плотность.

Отсюда

Пример 8. Вычислить молекулярную массу бензола, зная, что масса 600 мл его при 370С и давлении 83200 Па равна 1,30 г.

Решение. Массу (m, кг), температуру (T, K), давление (P, Па) и объем (V, м3) газа с его мольной массой связывает уравнение Клайперона – Менделеева:

(1.4)

Отсюда

где R– газовая постоянная, равная 8,32 Дж/моль К.

Выразим данные задачи:

и подставив их в уравнение Клайперона – Менделеева, находим

что соответствует молекулярной массе 78 а.е.м.

Пример 9. При сгорании 2 г двухвалентного металла образовалось 3,315 г оксида. Определить эквивалент металла и его атомную массу.

Решение. Эта задача решается на основе закона эквивалентов, согласно которому: «Все вещества взаимодействуют между собой таким образом, что количество эквивалентов одного из реагирующих веществ всегда равно количеству эквивалентов другого».

Эквивалентом элемента (Э) называется такое его количество, которое соединяется (или замещается в реакции) с 1.008 весовыми частями водорода или с 8 весовыми частями кислорода.

Химический эквивалент выражается в а.е.м. Количество граммов вещества, соответствующее химическому эквиваленту, называется грамм – эквивалентом (г – экв.)

Найдем массу кислорода, которая пошла на окисление металла:

Количество эквивалентов металла и кислорода равны друг друга, поэтому можно записать

(1.5)

или

(1.6)

Соотношения (1.5) и (1.6) являются математическим выражением закона эквивалентов, который можно сформировать еще и следующим образом: «Массы реагирующих веществ относятся как их эквиваленты».

Подставив в последнее выражение данные задачи, определим эквивалент металла:

Эквивалент элемента (Э), атомная масса (А) и валентность (В) связана соотношением

Так как валентность металла равна двум, то A= Э∙2 = 12∙2 = 24,4.

 

Пример 10. В хлористом кальции, кальций и хлор находится в соотношении 36:64, исходя из формулы (1.6), это отношение должно равняться отношению их эквивалентов, т.е. 36:64 = ЭCa: ЭCl, откуда:

Пример 11. Вычислить эквиваленты, основания и соли в следующих реакциях нейтрализации:

(1.7)

(1.8)

(1.9)

(1.10)

Решение. Понятие эквивалентов и закон эквивалентов распространяется и на сложные вещества. Для обменного процесса эквивалент вещества рассчитывается по формуле:

(1.11)

где M– молекулярная масса вещества; ni– число ионов, отдаваемых или принимаемых одной частицей (молекулой или ионом); Zi- абсолютная величина их заряда.

В реакции (1.7) участвовали все три иона водорода H+кислорода, два иона OH-основания и при образовании соли замещались металлом шести ионов водорода. Поэтому

В реакции (1.8) участвовали два иона водорода кислоты, оба гидроксила основания и в образовании соли участвовало два эквивалента кислоты (и два эквивалента основания):

Проводя аналогичные рассуждения, вычисляем эквиваленты вещества и реакциях (1.9) и (1.10):

Пример 12. Некоторое количество металла, грамм – эквивалент которого равен 28 г, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.

Решение. При решении некоторых задач, содержащих сведенья об объемах газообразных участников реакции, целесообразно пользоваться значением эквивалентного объема.

Эквивалентным объемом называется объем, занимаемый при данных условиях 1 г – эквивалентом вещества. Значение эквивалентного объема при н.у. можно найти из закона Авогадро (1.2). Так, эквивалентный объем водорода

Эквивалентный объем кислорода

тогда:

Задачи

ЗАДАЧИ

1. При 170С некоторое количество газа занимает объем 580 мл. Какой объем займет это же количество газа при 1000С, если давление его остается неизменным?

2. Давление газа, занимающего объем 2,5 л, равно 121600 Па. Чему будет равно давление, если, не изменяя температуру, сжать газ до объема 1л?

3. При 270С и давления 720 мм рт.ст. объем газа равен 5 л. Какой объем займет это же количество газа при 390С и давлении 104000 Па?

4. В стальном баллоне вместимость 12 л находится при 00С кислород под давление 15200 Па. Какой объем кислорода, находящегося при нормальных условиях, можно получить из такого баллона?

5. При давлении 987000 Па и температуре 910С некоторое количество газа занимает объем 608 мл. Найти объем газа при нормальных условиях.

6. Смешивают 0,04 м3 азота, находящегося под давлением 96000 Па, с 0,02 м3 кислорода. Общий объем смеси 0,06 м3, а общее давление 972000 Па. Каким было давление взятого кислорода?

7. Газовая смесь приготовлена из 2 л H2 (Р = 93300 Па) и 5 л СН4 (Р = 112000 Па). Объем смеси равен 7 л. Найти парциальное давление газа и общее давление смеси?

8. Газовая смесь состоит из N2 и СО2. Вычислить объемное содержание газовой смеси (в %), если парциальные давления равны соответственно 36300 и 70400 Па.

9. Газовая смесь приготовлена из 0,03 м3 СН4, 0,04 м3 Н2 и 0,01 м3 СО. Исходные давления СН4, Н2 и СО составляли соответственно 96000, 84000 и 108800 Па. Объем смеси равен 0,08 м3. Определить парциальные давления газов и общее давление смеси.

10. Одинаково ли число молекул в 1 г Н2 и в 1 г О2, в 1 моле Н2 и в 1 моле О2 при одинаковых условиях?

11. Сколько молекул содержатся в 100 мл водорода при нормальных условиях?

12. Какой объем при нормальных условиях занимают 27∙1021 молекул газа?

13. На вопрос, какой объем занимает 1 моль воды при нормальных условиях, получен ответ: 22,4 л. Правильный ли это ответ?

 

 

14. Определить объем, занимаемый 0,07 кг N2 при 210С и давлении 142000 Па.

15. Бертолетова соль (КClO3) при нагревании разлагается с образование KCl и О2. Сколько литров кислорода при 00С и давлении 101300 Па можно получить из 1 моля KClO3?

16. Чему равно атмосферное давление на вершине Казбека, если при 00С масса 1 л взятого там воздуха равна 700 мг?

17. В замкнутом сосуде при 1200С и давлении 600000 Па находится смесь, состоящая из трех объемов О2 и одного объема CH4. Каково будет давление в сосуде, если взорвать смесь и привести содержимое сосуда к первоначальной температуре?

18. Подъемная сила вычисляется как разность веса 1 м3 воздуха и 1 м 3 данного газа при одинаковых условиях. Рассчитайте и сравните подъемную силу водорода и гелия.

19. Масса 200 мл ацетилена при нормальных условиях равно 0,232 г. Определить мольную массу ацетилена.

20. Масса 0,001 м3 газа (00С, 101330 Па) равна 1,25 г. Вычислить: а) мольную массу газа; б) массу одной молекулы газа в граммах.

21. Масса 0,001 м3 газа при нормальных условиях равно 0,0021 кг. Определить мольную массу газа и его плотность по воздуху.

22. Плотность элемента по кислороду равна 0,875. Определить молекулярную массу газа.

23. Вычислить молекулярную массу ацетона, если масса 500 мл его паров при 370С и давлении 96000 Па равна 0,93 г.

24. Какой объем займет 1 кг воздуха при 170С и давлении 101330 Па?

25. Масса колбы вместимостью 750 мл, наполненная при 270С кислородам, равна 83,3 г. Масса пустой колбы составляет 82,1 г. Определить давление кислорода.

26. Вычислить массу 1 м3 воздуха при 170С и давлении 83200 Па.

27. В стальном баллоне емкостью 20 л находится водород. При 120С давление его равно 12665,625 КПА. Определить массу водорода.

28. Имеется литр кислорода при 00С и давлении 101325 Па и литр двуокиси углерода при 270С и давлении 119990,13 Па. В каком из них содержится больше молекул? Во сколько раз?

29. При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г окисла металла. Определить эквивалент металла.

 

30. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г кислорода и с 3,17 г одного из галогенов. Определить эквивалент галогена.

31. Масса 1 л кислорода равна 1,4 г. Сколько литров кислорода расходуется при сгорании 21 г магния, эквивалент которого равен 12?

32. При растворении в кислоте 3,06 г металла выделилось 2,8 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислить эквивалент металла.

33. Определить эквивалент металла, 2 г которого вытесняют из раствора медной соли 1,132 г меди. Эквивалент меди равен 31,82.

34. 1 г некоторого металла соединяется с 1,78 г серы или с 8,89 брома. Найти эквиваленты брома и металла, зная, что эквивалент серы равен 16.

35. 1,6 г кальция и 2,615 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Найти эквивалент цинка, зная, что эквивалент кальция равен 20 г.

36. Некоторое количество металла, эквивалент которого равен 28 г, вытесняет из кислоты 700 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить массу металла.

37. На восстановление 1,8 г оксида металла израсходовано 833 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Рассчитать эквивалент оксида и эквивалент металла.

38. Для растворения 16,86 г металла потребовалось 14,7 г серной кислоты, эквивалент которой равен 49. Определить эквивалент металла и объем выделившегося при его растворении водорода.

39. Определить эквивалент хлорного железа, зная, что 1,355 г его взаимодействуют без остатка с 1 г едкого натра, эквивалент которого равен 40 г.

40. Мышьяк образует два оксида, из которых один содержит 65,2 % As, а другой 75,8 % As. Определить эквивалент мышьяка в обоих оксидах.

41. В соляной кислоте растворили 3 г металла, эквивалент которого равен 12 г. Сколько литров водорода выделилось при этом (условия нормальные)?

42. Определить эквивалент углерода в метане СН4, этилене С2Н4, ацетилене С2Н2.

43. При восстановлении водорода 7,2 г оксида металла образуется 1,8 г воды. Определить эквивалент металла.

44. При взаимодействии с кислотой магния, кальция и алюминия выделилось одно и то же количество водорода. Определить, какого металла нужно для этой цели наименьшее количество.

 

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА

 

2.1 Электронные оболочки атомов

и периодическая система элементов Д.И. Менделеева

 

Пример 1. Изобразите с помощью электронной формулы строение атома элемента под №14.

Решение. Расположение электронов в атомах удобно записывать в виде кратких формул, которые составляются следующим образом. Сначала пишут цифру, обозначающую номер электрического уровня (слоя), соответствующего значению главного квантового числа n (электронные уровни иногда обозначаются буквами в соответствии со следующей схемой:

n = 1 2 3 4 5 6 7

буквенное обозначение уровня K L M N O P Q), за ней следует буква, обозначающая подуровень, соответствующая значению побочного квантового числа l. (для различных численных значений l)используют следующие буквенные обозначения:

l = 0, 1, 2, 3, 4, 5

s p d f q h

и в виде показателя к ней пишут число электронов, находятся на соответствующих подуровнях. В многоэлектронных атомах заполнение электронами уровней и подуровней происходит в порядке возрастания их энергий. Эта последовательность выражается следующей схемой:

Элемент №14 – кремний (Si). В атоме кремния находится 14 электронов, что соответствует его порядковому номеру. Кремний находится в 3 – м электронных слоях. Электронная формула его атома будет следующая:

1s22s22p63s23p2, так как 1s22s22p6 – электронная формула атома инертного газа, заканчивающая предыдущий второй период, то электронную формула атома кремния можно изобразить и так: [Ne] 3s2 3p2.

Пример 2. В каком периоде, группе, подгруппе находится элементы, электронные формулы которых имеют следующие окончания:

1)[Ar] 4s1;

2)[Ne] 3s2 3p3;

3)[Kr] 4d3 5s2 или[Kr] 5s2 4d3;

4)[Xe] 4f12 6s2 или[Xe] 6s2 5d1 4f11.

 

Каким свойствами обладают эти элементы?

Решение. Все элементы периодической системы Д.И. Менделеева делится на четыре типа в зависимости от того, какой подуровень в атоме элемента заполняется последним электроном. Элементы, в атомах которых дополняется одним или двумя элементами S– подуровень внешнего уровня при наличии в предвнешнем уровне двух восьми элементов (оболочка инертного газа), S– элементами (или элементами S- семейства). Это элементы главных подгрупп 1 и 2 групп.

Элементы, в атомах которых одним – шестью элементами дополняется р – подуровень внешнего уровня, называют р – элементами (р - семейства). К р – элементам относятся элементы главных групп 3 – 8 групп периодической системы элементов. Элементами d – семейства (d - элементами) называют элементы, в атомах которых дополняется элементами (от 1 до 10) d – подуровни предвнешнего уровня, а на внешнем уровне у большинства из них находится по 2 электрона. d – элементами являются элементы побочных подгрупп системы элементов. f – элементами (f - семейство) называют элементы, у которых в атомах дополняется элементами f – подуровень четвертого или пятого уровня (предвнешнего). На внешнем уровне у них по два электрона, а на предвнешнем, как правило, один. К f – элементам относятся лантаниды и актиниды.

1. Элемент, у атома которого электронная формула имеет окончание [Ar] 4s1, относится к элементам s – семейства 4 –го периода – главная подгруппа 1 группы. Будучи металлом, этот элемент не может образовывать газообразные соединения с водородом. Максимальная степень окисления +1. Этот элементы является сильным восстановителем, легко отдавая единственный электрон внешнего слоя, с водой образует соединение типа ЭОН, которое является сильным хорошо растворимым основанием – щелочью. Это обусловлено малой величиной зарядов ионов (+1) и большой величиной их радиусов. Этот элемент – калий.

2. Элемент, у атома которого электронная формула имеет окончание [Ne] 3s2 3p3, относится к элементам р – семейства 3 – го периода – главная подгруппа 5 группы. Для него характерны 3 степени окисления: +5, +3, -3. Степень окисления +5 устойчива для этого элемента, формула наивысшего оксида Э2О5. Этот оксид является ангидридом кислоты Н3ЭО4. Со степенью окисления +3 элемент образует следующее соединение с кислородом Э2О3, обладающее и окислительными, и восстановительными свойствами. Элемент «Э», относится к числу неметаллов, может

 

образовывать газообразные соединения с водородом типа ЭН3. В степени окисления -3 этот элемент может проявлять только восстановительные свойства. Элемент – фосфор.

3. Элемент, у атома которого электронная формула имеет окончание [Kr] 5s2 4d3, является элементом d – свойства 5 – го периода – побочная подгруппа 5 группы. Так как на внешнем электронном уровне у него только два электрона {[Kr] 4d3 5s2}, то он – металл, проявляющий переменную валентность. Максимальная валентность равна пяти – числу валентных электронов. Оксид (ЭО), соответствующий минимальной степени окисления +2,является основным оксидом, а гидроксид Э(ОН)2 – основанием. Оксид Э2О5, соответствующий максимальной степени окисления, является ангидридом кислоты Н3ЭО4. Элемент – ниобий.

4. Элемент, у которого элементарная формула имеет окончание [Xe] 4f12 6s2 (или [Xe] 6s2 5d1 4f11), является элементом f – семейства 6 – го периода – аналог лантана, лантанид. Следовательно, элемент обладает характерными свойствами, присущими лантану. Является металлом, поскольку на внешнем электронном уровне только два электрона, он – металл с переменной валентностью, так как у него 3 валентных электрона (электроны на 4f –подуровне связаны прочее, чем на 5d и 6s - подуровнях). Оксид Э2О3 является основным оксидом, а гидроксид Э(ОН)3 – основание. Газообразных соединений с водородом не образует. Элемент – эрбий.

Пример 3. Составьте электронную формулу атомов серы, имеющих степень окисления +6, -2.

Решение.

1. Степень окисления +6 реализуется в результате оттягивания шести электронов с внешнего электронного уровня атома серы к атому элемента с большей электроотрицательностью (например, кислорода). Составим вначале электронную формулу нейтрального атома серы, зная, что этот элемент находится в главной подгруппе 6 группы 3 – го периода периодической системы относится к р – семейству:

16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Затем удалим 6 электронов с внешнего уровня: 1s2 2s2 2p6, это и будет электронная формула атома серы в степени окисления +6. Такую электронную формулу имеет атом инертного газа аргона.

2. Степень окисления -2 реализуется в результате присоединения к внешнему электронному уровню нейтрального атома серы двух электронов:

 

 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Легко можно видеть, что она совпадает с электронной формулой ближайшего к сере атома инертного газа аргона (Ar).

Пример 4. Сколько неспаренных электронов содержатся в атоме мышьяка (As)?

Решение. Мышьяк находится в главной подгруппе 5 группы 4 – го периода, следовательно, он является р – элементом. Для получения ответа на поставленный вопрос достаточно рассмотреть структуру только внешнего электронного уровня атома [Ar] 4s2 4p3. Формально р – электроны могут быть распределены по квантовым ячейкам или орбиталям двумя способами:

1) s p или 2) s p

 
↑↓  
       
  ↑↓  
↑↓  
       

 

 

Однако правильна первая смеха в соответствии с правилом Гунда:

«Электроны в атоме стремятся занять максимальное число энергетических состояний (или, что-то же, квантованных ячеек, или атомных орбиталей) с тем, чтобы суммарное значение спина было максимальным (спиновое квантовое число +1/2 обозначается в виде ↑ и -1/2 в виде ↓). В первом случае сумма спин равен +3/2, во втором - +1/2.

Пример 5. На примере атома хрома Cr (z=24) показать «провал» одного s – электрона на d – подуровне.

Решение. Электронная формула атома хрома может быть изображена следующим образом: [Ar] 4s2 3d4. При таком расположении валентных электронов заполнение ими энергетических ячеек будет следующим:

4s2 3d4

 

   
↑↓  
           

 

 

В этом случае одно d – орбиталь будет свободной.

На самом деле, поскольку особой энергетической устойчивостью обладают полузаполненные подуровни np3 и nd5, происходит «провал» одного s – электрона четвертого энергетического уровня на d – подуровень предыдущего (третьего) энергетического уровня. В этом случае электронная формула хрома имеет вид: [Ar] 4s1 3d5, а распределение электронов по энергетическим ячейкам: 4s1 3d5

 
 
           

 

 

ЗАДАЧИ

1. Напишите электронные формулы атомов следующих элементов: Mo, Cl, V, Ge, Cs.

2. Какую электронную конфигурацию имеют Na+, Ni2+, Zn2+, Cr3+?

3. Напишите электронные формулы для Mg2+, H-, Li+, F-, Ba2+, Mn7+ и K+.

4. Написать формулу атомов хлора и марганца. В чем сходство и различие в химическом поведении этих элементов (объясните с точки зрения их строения)?

5. Прочитать и объяснить следующие записи: 1s2, 5s1, 3p2, 6d8, 7f4.

6. Среди приведенных ниже конфигураций указать возможные и не возможные: 3s2, 2s3, 2d5, 5d2, 3f12, 6f3, 1p3, 3p1, 4p4, 4d4, 3f6. Для невозможных конфигураций указать, почему они нереальны.

7. Электронный слой, соответствующий квантовому энергетическому уровню N (n = 4), полностью застроен. Сколько электронов расположено в этом слое?

8. Чему равна электронная емкость: а) энергетического уровня М; б) энергетического подуровня р; в) энергетического подуровня с побочным квантовым числом l = 3?

9. Сколько электронов в сумме образуют слой, если он заканчивается одно из следующих конфигураций: 4p2, 5d7, 4f11, 6s1? Для каждого случая представить электронные конфигурации всего слоя.

10. Могут ли содержаться d – электроны в данном слое, если его структура заканчивается одной из следующих конфигураций: 5f11, 3s1, 4p6? Представить электронные конфигурации соответствующих слоев.

11. Составить полные электронные формулы элементов хрома Cr (z = 24), ртути Hg (z = 80), свинца Pb (z = 82), тербия Tb (z = 65). Указать, к какому электронному семейству относится каждый из перечисленных элементов.

12. внешний электронный уровень атома некоторого элемента содержит конфигурацию 6p3. Написать полную электронную формулу элемента, подсчитать его порядковый номер. Назвать элемент.

13. Внешний уровень электронной оболочки атома некоторого элемента после определенного электронного перехода («провала» электрона) включает конфигурацию 3d104s1. Нижележащие уровни и подуровни полностью застроены. Написать электронную формулу элемента, указать его порядковый номер. Назвать элемент.

 

 

14. На примере ванадия V (z = 23) показать применение правилу Гунда.

15. На примере атома церия Ce (z = 58) показать «провал» одного d – электрона на f – подуровень.

16. Сколько вакантных р – орбиталей содержится в электронной оболочке атома алюминия? Дать схему электронной структуры р – подуровня.

17. Сколько свободных 3d – орбиталей содержится в атоме никеля Ni (z = 28)? Дать схему электронной структуры.

18. Какова структура: а) уровня n = 4 атома молибдена; б) уровня n = 5 атома молибдена? Какое максимальное валентное состояние может проявлять молибдена?

19. К какому периоду относятся элементы, в оболочке атома которых имеются электронные конфигурации: 6p3, 4f9, 7d4?

20. Для элемента седьмого периода характерна конфигурация f4. Какой это элемент? Чем обусловливается значительное сходство f – элементов?

21. Указать группу и подгруппы, для которых характерны конфигурации: а) ns2np4, б) (n - 1)p6ns1. Какие из них характеризуют металлы, какие – неметаллы?

22. На внешнем слое электронейтрального атома не может быть больше 8 электронов. Объясните причину этого. Электроны, какого вида застраивают внешний слой?

23. При образовании иона Fe3+ из электронейтрального атома Fe последний теряет два s – электрона (всю группировку 4s2) и один d – электрон (из конфигурации 3d6). Дать схему электронной структуры третьего электронного слоя иона. Чем объясняется его особая устойчивость?

24. Дать схему электронной структуры атома углерода в нормальном и возбужденном состояниях.

25. Объяснить с помощью схемы электронной структуры способность хлора проявлять валентные состояния 1, 3, 5 и 7.

26. Атом элемента на втором снаружи электронном слое содержит 13 элементов, а на внешнем – один. К какой группе и подгруппе относится элемент? Чему равна его высшая положительная валентность? Что это – металл или неметалл? Способен ли рассматриваемый элемент образовывать отрицательно заряженные ионы?

27. Указать какая из двух сравниваемых щелочей более химически активна: NaOH или CsOH; Ca(OH)2 или Ba(OH)2.

 

28. Какой из двух сравниваемых оксидов обладает более ясно выраженным кислотным характером:

а) Cr2O7 или CrO3;

б) MnO или Mn2O7?

29. Какое из перечисленных газообразных водородных соединений наиболее, и какое наименее прочно: NH3, PH3, AsH3, SbH3, BiH3?

 

2.2 Химическая связь

Пример 1. Масса кубического кристалла NaCl с длиной ребра 2,4 см равна 29,25 г. Определить связи Na+ - Cl- в этом кристалле.

Решение. Под длиной связи понимают расстояние между центрами ядер атомов в молекуле (в А0) в устойчивом состоянии, когда силы притяжения уравниваются силами отталкивания. Поэтому задача сводится к нахождению расстояния между ионами Na+ и Cl-, находящимися в узлах кристаллической решетки NaCl. Число молекул в грамм – молекул (моле) NaCl равно 6,02∙1023(число Авогадро), число ионов в два раза больше. В массе кристалла в 29,25 г, что составляет 0,5 моля NaCl, содержится 6,02∙1023 ионов. Число ионов на одном ребре куба

Расстояние между ионами находится делением длины ребра куба на число ионов, находящихся на этом ребре: 2,4 см/0,844∙108 = 2,84 ∙10-8см = 2,84 А0 = 2,84∙10-10м.

Пример 2. Энергия диссоциации молекулы азота на отдельные атомы равна 225 ккал/моль. Вычислить среднюю энергию связи N – N в ЭВ/связь.

Решение. В молекуле азота N2 между атомами азота существует тройная связь (N = N). Поэтому среднее значение связи N – N будет равно 1/3 энергии диссоциации молекулы N2: E (N - N) = 225 ккал/моль/3=75 ккал/моль. Учитывая, что 1 ккал = 4,184 кДж и 1 ЭВ = 1,6∙10-22 кДж, получим 75∙4,184 = 3313,8 кДж/моль: 1,6∙10-22 =19,6∙1023 ЭВ/моль.

Пример 3. Вычислить энергию связи H – Se в молекуле H2Se по следующим данным:

Решение. Пользуясь законом Гесса, вычтем из уравнения (2) уравнение (1) и, сделав соответствующие преобразования, получим

 

Величина ∆H30представляет собой энергию диссоциации молекулы H2Seна отдельные атомы, поэтому средняя энергия связи H– Se

Энергия связи в ЭВ на связь

Пример 4. Рассчитайте кратность связи в молекуле азота по методу Молкао.

Решение. В молекуле азота (N2) всего 14 электронов. По методу Молкао кратность связи равна разности между числом электронов на связывающих молекулярных орбиталях и число электронов, находящихся на разрыхляющих МО, деленной на 2:

Порядок заполнения электронами молекулярных орбиталей в молекуле азота в порядке возрастания их энергии может быть представлено следующей схемой:

-Gразр 2Px – Празр 2Pz

Энергия Празр у

↑↓ Gсвх

 

Псву ↑↓ ↑↓Псвz

 

↑↓Gразр 2S

↑↓Gсв 2S

 

Gразр 1S↑↓

Gсв 1S↑↓

 

Из этой схемы видно, что число электронов, находящихся в молекуле азота на связывающих МО, равно 10, а на разрыхляющих МО равно 4, поэтому кратность связи в этой молекуле

Пример 5. Рассмотрим механизм образования и типы химических связей в ионе NH4+.

Решение. Распределение электронов в атоме азота по энергетическим ячейкам имеет следующий вид:

 

 
↑↓  
↑↓  

 

2p

 

 

2s

1s

 

У азота на 2р – подуровне имеется три неспаренных электрона, которые могут быть предоставлены на образование трех ковалентных связей с тремя атомами водорода .Так образуется молекула аммиака NH3, в которой три элементарные пары образуют три связи N – H. Но у азота на 2s – подуровне имеется еще свободная электронная пара, которая также может участвовать в образовании химической связи. Эту электронную пару атома азота (донор) может предоставить иону водорода (акцептору) для четвертой связи N – H в ионе аммония по следующей схеме:

Таким образом, в ионе аммония три связи N – H является ковалентными связями, а одна связь N – H образуются по донорно – акцепторному механизму. Все четыре связи N – H равноценны, электронная плотность распределена равномерно между ними.

Пример 6. Объясните, как влияет водородная связь на температуру кипения и плавления вещества?

Решение. Обычно в ряду однотипных соединений элементов данной подгруппы температуры кипения с увеличением атомной массы элемента возрастают. Это объясняется усилением взаимного притяжения молекул, что связано с увеличением размеров атомов. Из сравнения данных по температурам кипения в рядах соединений HF – HCl – HBr – HJ и H2O – H2S – H2Se – H2Je видно, что фтористый водород и вода плавятся и кипят при аномально высоких температурах. Это связано с тем, что в этих соединениях между атомами водорода и атомами фтора или атомами водорода и кислорода соседних молекул возникает дополнительная химическая связь, которую называют водородной. Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи. Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул, т.е. их объединение в димеры, триммеры и т.д. Именно ассоциация молекул, затрудняющая отрыва их друг от друга, и служит причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как HF и Н2О.

Пример 7. Определить модуль теплоту растворения CsJ, если известно, что теплоты гидратации ионов Cs+и J-одинаковы и равны – 67 ккал/г – ион. Энергия же кристаллической решетки равна 144 ккал/моль.

Решение. Мольная теплота растворения CsJбудет равна сумме энергий, затрачиваемой на разрушение кристаллической решетки и теплоты гидратации ионов:

∆H(растворения) = ∆H(крист. реш.) + ∆H(гидратации ионов) = 144 + (- 67×2) = 144 – 134 = 10 ккал/моль = 41,84 кДж/моль.

 

ЗАДАЧИ

 

30. Вычислить длину связи С – Clв ССl4, если длины связей С – С и Cl– Clсоответственно равны 1,54 и 1,99 А0.

31. Произведите приближенную оценку межъядерных расстояний для молекул HF, HCl, HBr, HJпо следующим данным: d= 1,42 (F- F); 1,99 (Cl- Cl); 0,74 (H- H); 2,28 (Br- Br); 2,67 (J- J). При расчете допустить, что каждый атом вносит постоянный вклад в межатомное расстояние.

32. Вычислить «среднюю» энергию связи С – Н в СН4, если теплота возгонки ∆Hвозгграфита равна 686,2 кДж/моль, теплота диссоциации воодрода Н2(Г)→ 2Н равна 435,5 и теплота образованная метана по реакции Сгр + 2Н2(Г) = СН4(Г) равна ∆H= 90,8 кДж. Как изменяется энергия связи Э – Н и Э – О в пределах одной подгруппы периодической системы?

33. Вычислить энергию связи в молекуле НClс помощью термохимических уравнений:

34. Вычислить энергию кратных связей С = С и С ≡ С в молекулах этилена и ацетилена по следующим данным: тепло образованное С2Н4(Г) и С2Н2(г) из графита и Н2(Г) соответственно равны 52,3 (С2Н4) и 224,8 (С2Н2) кДж/моль; тепло возгонки графика равна 686,2 кДж/г – атом; ЕН-Н = 435,5 кДж/моль, ЕС-Н = 414,2 кДж.

35. Определить тип химической связи в соединениях: О2, НF, RbCl, CH4, NH3, C6H6.

36. Каковы основные особенности ковалентной химической связи?

37. Какие элементы являются донорами, а какие акцепторами в ионах: NH4+, BF4-, AlH4-?

 

38. Сформулируйте основные положения метода молекулярных орбиталей молкао.

39. Определить кратность связи с помощью метода молкао.

40. В каких из перечисленных соединений проявляется водородная связь: СН4, Н2О, HCl, NH3, HCOOH, HF, (CH3)3N?

41. Как влияет водородная связь на температуру плавления, температуру кипения тех веществ, где она проявляется?

42. Энергия кристаллической решетки AgClравна 889,9 кДж/моль; JAg= 72,8 кДж/г – атом; ЕCl= 362,3 кДж/г – атом; ∆Н0обр AgCl= - 125,5 кДж/моль. Определить теплоту сублимации Ag.

43. Энергия ионизации Хе равна 1167,3 кДж/г – атом, а энергия кристаллической решетки ХеFсоставляет 744,8 кДж/моль. ЕF2 =154,6 кДж/моль, ЕF= 349,4 кДж/г – атом. Вычислить теплоту образования XeF.

 

2.3. Комплексные соединения

 

Пример 1. Напишите координационные формулы комплексных соединений, имеющих следующие составы: AgCl∙2NH3; ZnSO4∙4H2O; Cr(OH)3∙3KOH. Укажите величину и знак заряда внутренней и внешней сферы, степень окисления комплексообразователя и его координационное число.

Решение. Центральный ион комплексного соединения, вокруг которого координируется нейтральные молекулы или противоположно заряженные ионы, называются комплексообразователем. Наиболее сильными комплексообразователями являются ионы металлов побочных подгрупп (особенно восьмой группы и прилегающих к ней). Частицы, непосредственно связанные с центральным ионом, называются лигандами. Лигандами могут служить нейтральные молекулы (H2O, NH3, CO), или кислотные остатки (F-, Br-, CN-, S2O32и др.). Количество лигандов определяет координатное число, которое зависит от степени окисления иона – комплексообразователя. Для ионов со степенью окисления +1, +2, +3 координационные числа чаще всего соответственно равны: 2, 4, 6(4). Центральный ион и лиганды образуют довольно прочную внутреннюю сферу комплекса, обозначаемую в формуле квадратной скобкой. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов лигандов и центрального иона, он численно равен заряду внешней сферы, но противоположен по знаку.

В рассматриваемом примере комплексообразователями будут служить ионы Ag+, Zn+2, Cr+3, так как они относятся к металлам побочных групп.

 

 

В соответствии со степенью окисления центральных ионов координационные числа будут соответственно равны 2, 4,6. Лигандами в первом соединении будут служить молекулы NH3, во втором – Н2О, в третьем – ионы ОН-. Во внешней сфере первого соединения будут ионы Cl-, во втором – ионы SO4-2, а в третьем ионе К+. Координационные формулы трех комплексных соединений с указанием знака величины заряда внутренней и внешней сферы будут иметь вид: [Ag(NH3)2]+∙Cl-; [Zn(H2O)4]+2∙SO4-2; K3+3∙[Cr(OH)6]-3.

Пример 2. Приведите примеры комплексных соединений, в которых внутренняя сфера комплекса является: 1) катионом; 2) анионом; 3) нейтральной частицей.

Решение. 1) Катионные комплексы образуются в результате координации вокруг центрального иона нейтральных молекул или том случае, когда суммарный заряд лигандов меньше заряда иона комплексообразователя. Все соединения, в которых лигандами служат молекулы воды, называются аквакомплексами, в которых – молекулы аммиака – аммиакатами. Например, [Ni(H2O)6]+3 – аквакомплексный ион Ni(3), [Ag(NH3)2]+ - аммиакат серебра (1).

2) Анионные комплексы образуются в результате координации вокруг центрального иона отрицательно заряженных лигандов. Если это анионы кислот, то комплексы называются ацидокомплексами, если же лигандами служат гидроксильные ионы ОН-, то комплексы называются гидроксокомплексами. Например [Pt(CN)4Cl2]2 – ацидокомплекс, в котором заряд внутренней сферы определен как сумма зарядов всех частиц, входящих в нее. Во внутренней сфере этого комплекса лигандами служат четыре иона CN-и два иона Cl-, т.е. координационные число равна шести. Сумма зарядов всех частиц, составляющих внутреннюю сферу будет (+4+(-6)) = - 2. Следовательно, степень окисления центрального иона равна +4.

Ион [Cr(OH)6]3 – это гидроксокомплекс. Степень окисления центрального иона хрома равна +3, так как она представляет собой разность

(-3) – (-6) = +3,

3) Нейтральный комплекс получается в том случае, когда сумма зарядов всех частиц внутренней сферы равна нулю. Например, [Pt(NH3)2Cl4]0. Здесь центральный ион имеет степень окисления, равную +4, а четыре иона Cl-дают четыре отрицательных – 4 заряда, молекулы NH3– нейтральны. Следовательно, сумма зарядов равна нулю.

 

 

Пример 3. Приведите уравнения реакций получения комплексного соединения [Cu(NH3)4]SO4, если исходными веществами служат безводный сульфат меди (2) и концентрированный водный раствор аммиака. Приведите уравнение диссоциации этой соли в растворе.

Решение. При растворении в воде безводного сульфата меди (2) образуется голубой раствор аквакомплекса меди:

CuSO4+5H2O = [Cu(H2O)]SO4×H2O

белый голубой

порошок раствор

При добавлении к раствору избытка аммиака происходит мгновенное замещение молекул воды во внутренней сфере аквакомплекса на молекулы аммиака, на что указывает переход голубой окраски к сине – фиолетовую:

[Cu(H2O)4]SO4×H2O + 4NH3 = [Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O

голубой сине - фиолетовый

раствор раствор

Полученный раствор аммиака меди (2) хорошо диссоциирует на ионы по уравнению:

Пример 4. Составьте координационную формулу комплексной соли состава Co(NH3)2 × Cl, если в растворе этой соли не обнаружены ионы кобальта, иона NO3- и аммиак. Весь хлор, содержащийся в этой соли, образует осадок AgCl при действии нитрата серебра на комплексную соль. Измерение электропроводности показывает, что молекула соли диссоциирует на два иона. Какова степень окисления комплексообразователя? Напишите уравнение реакции между комплексной солью и нитратом серебра в молекулярном и ионом виде.

Решение. Так как в растворе иона NO3-, ионы кобальта и аммиак не обнаружены, следовательно, они связаны в комплекс и образуют его внутреннюю сферу. Ион хлора, образующий с AgNO3 осадок AgCl, является внешней сферой комплексной соли. Диссоциация этой соли может быть представлена уравнением:

[Co(NH3)4(NO3)2]Cl «[Co(NH3)4(NO3)2]+ + Cl-.

Степень окисления иона – комплексообразователя, т.е. иона кобальта, определяется следующим образом: заряда внутренней сферы равен +1 и равен алгебраической сумме зарядов в частиц, входящих в комплексный ион: Х + 0 +2(-1) = +1; Х = +3.

 

 

Комплексные соли вступают в обменные реакции:

[Co(NH3)4(NO3)2]Cl + AgNO3 = [Co(NH3)4(NO3)2]NO3 + AgCl¯;

[Co(NH3)4(NO3)2]+ + Cl- + Ag+ +NO3- = [Co(NH3)4(NO3)2] + NO3- + AgCl¯;

Ag+ + Cl- = AgCl¯.

Пример 5. Объясните, почему при добавлении кислот иона [Ag(NH3)2]+ разрушается, а аналогичный ион [Pt(NH3)4]+2 не разрушается. Константа нестойкости иона [Ag(NH3)2]+ равна Кнест. = 6,8×10-8, иона [NH4]+ Кнест. = 5×10-10, иона [Pt(NH3)4]+2 Kнест. = 5×10-34.

Решение. Процессы диссоциации рассматриваемых комплексных ионов константы их нестойкости представлены следующими уравнениями:

Реакция взаимодействия аммиакат – иона с кислотой могут быть выражены следующим ионными уравнениями:

[Ag(NH3)2]++ 2H+↔Ag++ 2NH4+

[Pt(NH3)4]+2 + 4H+↔Pt+2 + 4NH4+

Эти равновесия будут больше смещены в сторону того иона, у которого константа нестойкости меньше. Поэтому ион [Ag(NH3)2]+ разрушается в кислоте, а ион [Pt(NH3)4]+2 не разрушается даже в концентрированной кислоте.

Пример 6. Константа нестойкости комплексного иона [Cd(CN)4]-2 равна 7,66∙10-18 при 250С. Вычислить энергию Гиббса ∆С0298 процесса диссоциации этого иона и сделать вывод о возможности диссоциации комплексного иона и о влиянии температуры на этот процесс.

Решение. Величина изменения энергии Гиббса связана с константой настройки комплексного иона соотношением

 

 

Процесс диссоциации комплексного иона протекает по уравнению:

[Cd(CN)4]+2↔ Cd+2 + 4СN-.

Константа нестойкости иона [Cd(CN)4]-2 выражается формулой:

Вычисляем величину ∆G0298для процесса диссоциации комплексного иона [Cd(CN)4]-2:

Положительная величина ∆G0298свидетельствует о практической невозможности диссоциации комплексного иона [Cd(CN)4]-2. С повышением температуры диссоциация комплексного иона уменьшается, а с понижением температуры увеличивается.

 

ЗАДАЧИ

44. Напишите уравнение реакции получения комплексной соли К3[Fe(CN)6] из соли К4[Fe(CN)6], используя в качестве окислителя KMnO4в кислой среде. Укажите степень окисления комплексообразователя в исходном и полученном соединениях.

45. Напишите координационные формулы комплексных соединений Pt+4, имеющих следующие составы: PtCl4∙4NH3; PtCl4∙2NH3; PtCl4∙2KCl.

Укажите величину и знак заряда внутренней сферы комплекса.

46. Напишите координационные формулы комплексных соединений платины Pt+4, имеющих состав PtCl4∙6NH3, PtCl4∙2KCl. Напишите уравнение диссоциации этих соединений и объясните, почему при добавлении AgNO3только с одним из соединений образуются осадок AgCl(напишите уравнение реакции образования этого осадка). При пропускании электрического тока одного из соединений оказывается неэлектролитном (объяснить почему).

47. Определить степень окисления иона комплексообразователя в комплексных ионных [Zn(NH3)4]+2, [Co(NH3)4Cl2]+, PtCl6, [Fe(CN)6]-3, [Co(NH3)3Cl3]0.

48. Напишите координационную формулу и определите величину и знак заряда комплексного иона, образованного ионом серебра Ag+и двумя ионами CN-.

49. Укажите координационное число и степень окисления иона - комплексообразователя в следующих комплексных соединениях:

 

[Pt(NH3)4Cl2]Cl2; K[Pt(NH3)2Cl3]. Поставьте в формулах величину и знак заряда внутренней сферы.

50. Определить координационное число комплексообразователя, его степень окисления и заряд комплекса в следующих соединениях: [Pt(NH3)4Cl2]Cl2; [Pt(NH3)2Cl4]; K2[PtCl6].

51. Укажите, какие ионы подойдут к катоду, а какие к аноду при электролизе водных растворов следующих комплексных соединений: K[Ag(S2O3)2]; [Co(NH3)5Br]Br; [Ni(CO)4].

52. Приведите примеры анионных и катионных комплексных соединений, в которых комплексообразователем будет служить ион Cr+3, а лигандами молекулы Н2О и ионы ОН-. Координационное число равно шести.

53. Приведите координационные формулы следующих соединений: 2NH4Cl∙PtCl4; K2CrO4∙CuCrO4; KCl∙AuCl3.

54. Напишите уравнение реакций, с помощью которых можно получить [Ni(NH3)4](NO2)2, если исходными веществами являются безводный Ni(NO3)2 и аммиак.

55. Составьте уравнение реакций, с помощью которых можно из CoBr3∙6H2Oполучить [Co(NH3)5Br]Br2.

56. При действии раствора аммиака на осадок Cu(OH)2 голубого цвета происходит растворение осадка, и раствор приобретает сине – фиолетовый цвет, характерный для аммиаката меди (2). Напишите уравнение реакции, покажите, как диссоциирует это соединение в первой и второй стадиях диссоциации.

57. Покажите, как меняется заряд комплексного иона при замещении молекул аммиака во внутренней сфере комплексной соли [Co(NH3)6]Cl3 ионами NO-2. Составьте формулу ряда соответствующих комплексных соединений вплоть до комплексных анионов, включая нейтральное.

58. При действии H2SO4на раствор комплексной соли состава Ba(CN)2∙Cu(CNS)2 весь барий осаждается в виде BaSO4. Составьте координатную формулу этой соли и напишите уравнение ее диссоциации и взаимодействия с H2SO4.

59. Сравните между собой две пары комплексных ионов: [Cr(H2O)6]+3 и [Al(H2O)6]+3, [Cu(NH3)2]+2 и [Cu(NH3)2]+. Константы нестойкости соответственно равны:

для иона [Cr(H2O)6]+3 Кнест. = 1,3∙10-4

для иона [Al(H2O)6]+3 Кнест. = 1,3∙10-5

для иона [Cu(NH3)4]+2 Кнест. = 2∙10-13

для иона [Cu(NH3)2]+ Кнест. = 1,3∙10-11

 

Сделайте вывод о том, как влияет на прочность комплексов положение центрального иона в периодической системы и степень его окисления.

60. Исходя из величин констант нестойкости ионов [Ag(NH3)2]+ и [Ag(S2O3)2]-3, равных соответственно Кнест. = 6,8∙10-8, Кнест. = 1∙10-21, объясните, почему при добавлении раствора KJк иону [Ag(NH3)2]+ выпадает осадок AgJ, а во втором случае не выпадает?

61. Вычислить концентрацию иона серебра в 0,01 м раствора содержит 0,3 моль/л NH3.

62. Для иона [Cu(NH3)4]+2 Кнест. =2∙10-13, а для иона [Cu(CN)4]-2 Kнест.= 5∙10-28. В каком из этих растворов концентрация иона будет больше?

63. Вычислить ∆G0298 процесса диссоциации: [Ni(CN)4]-2↔ Ni+2+ 4CN-, если Кнест. = 10-22 при 250С. Как будет меняться диссоциация комплексного иона при повышении температуры?

64. Констаната нестойкости иона [Zn(OH)4]-2 при 250С Кнест. = 7∙10-16. Рассчитать ∆G0298 процесса диссоциации этого иона и покажите, какая реакция (прямая или обратная) может протекать самопроизвольно в растворе, содержащем эти ионы.

 






Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском:

vikidalka.ru - 2015-2024 год. Все права принадлежат их авторам! Нарушение авторских прав | Нарушение персональных данных