close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

1294

код для вставкиСкачать
Министерство транспорта Российской Федерации
Федеральное агентство железнодорожного транспорта
Омский государственный университет путей сообщения
Л. Н. Круглова, И. М. Зырянова
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ
ПО ХИМИИ
Часть 1
Омск 2013
УДК 54(075.8)
ББК 24я73
К84
Методические указания для самостоятельной подготовки студентов
по химии. Часть 1 / Л. Н. Круглова, И. М. Зырянова; Омский гос. ун-т путей сообщения. Омск, 2013. 43 с.
Содержат краткий обзор теоретического материала, задания для самостоятельного решения, примеры решения заданий и вопросы для самоконтроля по
основным законам химии, классификации и свойствам веществ, строению атома, периодической системе элементов, химической связи, комплексным соединениям, которые входят в программу курса химии.
Предназначены для самостоятельных занятий студентов первого курса
очной формы обучения при подготовке к промежуточному, итоговому контролю и тестированию по химии.
Библиогр.: 8 назв. Табл. 1 + 3 в прил. Рис. 2. Прил. 6.
Рецензенты: канд. техн. наук, профессор В. А. Мухин;
канд. техн. наук, доцент Т. В. Комякова.
© Омский гос. университет
путей сообщения, 2013
2
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение
1. Перечень тем самостоятельных занятий
2. Темы и содержание самостоятельных занятий
2.1. Тема 1. Основные законы химии. Классификация и номенклатура
химических соединений
2.1.1. Основные теоретические сведения
2.1.2. Правила расчетов по уравнениям химических реакций
2.1.3. Примеры решения заданий
2.1.4. Контрольные задания
2.2. Тема 2. Окислительно-восстановительные реакции
2.2.1. Основные понятия
2.2.2. Примеры решения заданий
2.2.3. Контрольные задания
2.3. Тема 3. Строение атома. Периодическая система элементов
2.3.1. Основные понятия
2.3.2. Примеры решения заданий
2.3.3. Контрольные задания
2.4. Тема 4. Химическая связь. Комплексные соединения
2.4.1. Основные понятия
2.4.2. Примеры решения заданий
2.4.3. Контрольные задания
3. Вопросы для самоконтроля (тесты)
4. Ответы на вопросы тестов
Библиографический список
Приложение 1. Условные обозначения величин
Приложение 2. Классификация неорганических веществ
Приложение 3. Названия важнейших кислот и их солей
Приложение 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева
Приложение 5. Относительные молекулярные массы неорганических
соединений (округленные)
Приложение 6. Шкала значений электроотрицательности по Полингу
3
5
6
6
6
6
13
14
18
20
20
20
21
21
21
22
27
28
28
28
29
30
33
34
35
37
38
40
41
42
4
ВВЕДЕНИЕ
В соответствии с учебным планом химия является одной из общеобразовательных дисциплин. Изучение химии как одной из важнейших фундаментальных естественных наук необходимо для формирования естественно-научного мировоззрения, составляющего теоретическую основу инженерной подготовки специалистов железнодорожного транспорта.
Понимание законов химии и их использование исключительно важны при
решении проблемы повышения эффективности производства, так как ухудшение качества и надежности продукции во многих случаях вызывается нежелательными химическими процессами, например, коррозией металлов, старением
полимеров и т. д. Изучение механизмов химических реакций позволяет выбрать
рациональные методы охраны окружающей среды, создавать новые безвредные
процессы.
Усвоение курса химии будет успешным только при систематической работе. Для лучшего усвоения теоретического материала после изучения каждой
темы курса по учебнику, лекциям или методическому указанию для лабораторных работ нужно решить задачи, соответствующие проработанной теме и представленные в данных методических указаниях.
Результаты практической и самостоятельной работы по каждой теме
нужно систематически проверять, отвечая на вопросы для самопроверки.
Методические указания для самостоятельных занятий, включающие в себя примеры решения задач и контрольные задания по основным разделам химии, состоят из двух частей. В первую часть включены задания по следующим
разделам химии: «Основные понятия и основные законы химии»; «Классификация, номенклатура и свойства химических соединений»; «Окислительновосстановительные реакции»; «Строение атома и периодическая система элементов»; «Химическая связь и комплексные соединения».
Для самостоятельных занятий следует иметь отдельную тетрадь, в которую необходимо заносить краткие теоретические сведения по темам занятий,
ответы на контрольные вопросы к лабораторным работам, решение практических и контрольных заданий, изложенных в данных методических указаниях.
Авторы выражают благодарность рецензентам за высказанные замечания
и пожелания, способствующие улучшению материала методических указаний.
5
1. ПЕРЕЧЕНЬ ТЕМ САМОСТОЯТЕЛЬНЫХ ЗАНЯТИЙ
Тема 1 – Основные законы химии. Классификация, номенклатура, свойства
неорганических веществ.
Тема 2 – Окислительно-восстановительные реакции.
Тема 3 – Строение атома. Периодическая система элементов.
Тема 4 – Химическая связь. Комплексные соединения.
Тема 5 – Энергетика химических процессов. Химическая кинетика и равновесие.
Тема 6 – Растворы. Растворы электролитов. Гидролиз солей.
Тема 7 – Растворы неэлектролитов.
Тема 8 – Коллоидные растворы.
Тема 9 – Электрохимия.
2. ТЕМЫ И СОДЕРЖАНИЕ САМОСТОЯТЕЛЬНЫХ ЗАНЯТИЙ
2.1. Тема 1. Основные законы химии. Классификация и
номенклатура химических соединений
2.1.1. Основные теоретические сведения
Химия – наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.
Вещество – те формы материи, дискретные частицы которых обладают
конечной массой покоя. Это совокупность атомов, ионов или молекул, состоящих из одного или нескольких химических элементов.
Молекула – отдельная электронейтральная частица, образующаяся при
возникновении связей между атомами одного или нескольких элементов, которая определяет химические свойства вещества.
Атом – электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атом – это наименьшая
частичка химического элемента, предел химической делимости материи.
Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
6
Формулы веществ показывают, какие элементы и в каком количестве
входят в состав вещества. Различают формулы простейшие и молекулярные.
Простейшая формула выражает наиболее простой возможный атомный состав
молекулы вещества, соответствующий отношениям масс между элементами,
образующими данное вещество. Молекулярная формула показывает действительное число атомов каждого элемента в молекуле.
Для вывода простейшей формулы вещества достаточно знать его состав и
атомные массы образующих данное вещество элементов.
Относительная атомная масса – масса атомов элемента, выраженная в
атомных единицах массы (а. е. м.). Обозначается Аr (прил. 1, 4, 5).
Относительная атомная масса, Аr.или просто атомная масса, показывает,
во сколько раз масса атомов данного элемента больше1/12 массы атомов углерода-12. Например:
Аr Н
1, 674 10 27 кг
= 1,0079,
1 / 12 1,993 10 26 кг
(1)
где 1,674∙10 27 кг и 1,993∙10 26 кг – абсолютная масса водорода и углерода соответственно.
Значения Аr приводятся в периодической системе Д. И. Менделеева.
Относительная молекулярная масса – масса молекулы вещества, выраженная в атомных единицах массы. Обозначается Мr.
Молекулярная масса численно равна сумме относительных атомных масс
всех элементов, входящих в состав молекулы вещества, она легко подсчитывается по формуле вещества.
Масса и количество вещества – понятия разные. Масса выражается в килограммах, граммах, миллиграммах, а количество вещества – в молях.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц
(молекул, атомов, ионов, электронов и др.), сколько атомов содержится в
0,012 кг изотопа углерода 12 (126С).
Зная массу одного атома углерода
атомов ΝА в 0,012 кг углерода:
NА
0,012 кг/моль
1,993 10 26 кг
7
12
6С:
1,993 10
26
кг, вычисляют число
6,02 1023 = 1/моль.
(2)
Число частиц в моле любого вещества одно и то же, оно равно 6,02 ∙10²³ и
называется постоянной Авогадро. Обозначается ΝА. Очевидно, в двух молях
углерода будет содержаться 2∙6,02²³ атомов, в трех – 3∙6,02²³ и т. д.
Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной массой, ее выражают в килограммах на моль (кг/моль) и граммах на моль (г/моль)
и обычно обозначают буквой М.
Химические уравнения изображают посредством химических формул и химических знаков. Каждое уравнение состоит из двух частей, соединенных знаком
равенства. В левой части пишут формулы веществ, вступающих в реакцию, в правой – формулы веществ, образующихся в результате реакции. Число атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения должно быть одинаковым. Правильно составленное уравнение является отражением основных стехиометрических законов и позволяет производить по нему количественные расчеты.
Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и
объемные отношения между реагирующими веществами. «Стехиометрия» имеет смысл – «составная часть» и «измеряю».
Основу стехиометрии составляют стехиометрические законы: сохранения
массы веществ, постоянства состава, кратных, объемных отношений, Авогадро,
эквивалентов.
Закон сохранения массы веществ (М. В. Ломоносов – А. Л. Лавуазье) –
масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения
массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего – их количество остается неизменным до и
после реакции. Поскольку атомы имеют постоянную массу и их количество в
результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остается постоянной. Закон является основой химического количественного анализа.
Закон постоянства состава (Пристли)– всякое чистое вещество независимо от способа его получения всегда имеет постоянный качественный и количественный состав.
Например, вода состоит из водорода и кислорода – качественный состав,
причем по массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода – 88,81 % –
количественный состав. Независимо от способа получения чистая вода имеет
приведенный состав.
8
Закон кратных отношений (Д. Дальтон) – два элемента могут образовывать между собой несколько соединений. Например, оксиды азота: Ν2О, ΝО,
Ν2О3, ΝО2, Ν2О5. В них количество кислорода, приходящееся на одно и то же
количество азота, относятся между собой как 0,56:1, 14:1, 71:2, 28:2,85 или
1:2:3:4:5, что служит иллюстрацией закона кратных отношений.
Закон кратных отношений – если два элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с
массовым количеством другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
Закон простых объемных отношений (закон Ж. Л. Гей-Люссака) – объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объемам получающихся газообразных веществ как небольшие целые числа. Предполагается, что все объемы газов приведены к одинаковым температуре и давлению.
Например, 1 л водорода соединяется с 1 л хлора, образуя 2 л хлороводорода
(объемные отношения – 1:1:2).
Закон Авогадро – в равных объемах различных газов при одинаковых
условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два следствия.
1) Один моль любого газа при одинаковых условиях занимает один и тот
же объем.
Этот объем можно вычислить, если известна масса 1 л газа. При нормальных условиях (н. у.), т. е. при 273,15 К и 101325 Па водорода равна 0,09 г, молярная масса молекулярного водорода равна 2,0158 г/моль. Тогда объем, занимаемый 1 молем водорода, будет
2,0158 г/моль: 0,09г/л = 22,4 л/моль.
(3)
При тех же условиях масса 1л кислорода равна 1,429 г. Молярная масса
молекулярного кислорода составляет 31,9988 г/моль. Тогда объем будет
31,9988 г/моль: 1,429 г/л = 22,4 л/моль.
(4)
Следовательно, при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает
объем 22,4 л, этот объем называется молярным объемом газа.
2) Молярная масса, а значит, и относительная молекулярная масса (Мr)
вещества в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду (точнее – 2,0158 плотности).
9
Отношение массы определенного объема одного газа к массе такого же
объема другого газа (взятого при тех же условиях) называют плотностью первого газа по второму. Обозначается D. Тогда
М1/М2 = D и М1 = М2∙D.
(5)
Обычно плотность газа определяют по отношению к самому легкому газу – водороду. Обозначается Dн2. Молекула водорода состоит из двух атомов.
Значит, молярная масса водорода равна 2 1,0079 г/моль = 2,0158 г/моль. В итоге
получим:
М = 2,0158∙Dн2.
(6)
Часто плотность газа определяют по отношению к воздуху Dвозд. Хотя
воздух является смесью газов, все же говорят о его средней молярной массе,
она равна 29 г/моль. В этом случае молярная масса газа
М = 29∙Dвозд.
(7)
Из формул (6) и (7) легко определяются Dн2 и Dвозд., т. е. относительная
плотность газов. Очевидно, что для этого надо молярную массу одного газа
разделить на молярную массу другого. Например:
Dн2 = М/2,0158;
Dвозд. = М/29.
(8)
(9)
Закон эквивалентов – элементы взаимодействуют в строго определенных
количественных отношениях. Так, 1 моль атомов водорода (1,0079 г) соединяется без остатка с 1 молем атомов хлора (35,453 г) или с 1 молем атомов натрия
(22,9898 г). Эти массовые количества эквивалентны, равноценны между собой.
Химическим эквивалентом элемента называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество
атомов водорода в химических реакциях.
Эквивалентная масса – масса одного эквивалента вещества. Между эквивалентной массой (Мэ), молярной массой атомов (А) и стехиометрической валентностью (В) в данном соединении существует взаимосвязь:
Мэ = А/В.
(10)
Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах применимо и к соединениям. Эквивалентом соединения называется такое его количество, которое в
данной реакции взаимодействует с одним эквивалентом водорода или с одним
эквивалентом другого вещества.
10
Закон эквивалентов – вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их химическим эквивалентам. Это означает: для
того, чтобы вещества реагировали между собой без остатка, их надо брать в эквивалентных количествах.
Эквивалентная масса кислот: Мэ(кисл.) = М(кисл.) / кол-во Н+ (основность).
Эквивалентная масса оснований: Мэ(основ.) = М(основ.) / кол-во ОН (кислотность).
Эквивалентная масса оксидов: Мэ(оксид) = М(оксид) / 2∙ кол-во атомов О.
Эквивалентная масса солей: Мэ(соль) = М(соль) /количество Меп+
или М(соль) /количество Аnх-.
(11)
(12)
(13)
(14)
По составу все неорганические вещества делятся на простые и сложные
(прил. 2, 3). К простым веществам относятся такие вещества, молекулы которых состоят из атомов одного элемента. В свою очередь простые вещества делятся на металлы и неметаллы. К сложным веществам относятся такие вещества, молекулы которых образованы атомами разных элементов. Сложные вещества делят на четыре класса: оксиды, основания, кислоты, соли.
О к с и д ы – сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов
двух элементов, одним из которых является кислород. Общая формула оксидов:
Э2nOn.
(15)
Классифицируются оксиды обычно по их кислотно-основным свойствам:
кислотные, основные, амфотерные (двойственные), безразличные (несолеобразующие).
Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты (Cl2O7,
SO2, SO3, N2O5, P2O5, CO2, Mn2O7, CrO3).
Основные – оксиды, которым соответствуют основания (Na2O, CaO,
MgO, FeO, CuO, MnO).
Амфотерные – оксиды, образующие амфотерные гидроксиды (Al2O3,
ZnO, Fe2O3).
Безразличные – оксиды, которым нет соответствующих кислот и оснований (CO, N2O, NO, NO2)
Названия: СаО – оксид кальция; FеО – оксид железа (II); Fе2О3 – оксид
железа (III).
Свойства оксидов. Некоторые основные оксиды (металлы IА и IIА групп):
а) основной оксид + вода → основание (щелочь):
11
б) основной оксид + кислота → соль +вода;
в) основной оксид + кислотный оксид → соль;
г) кислотный оксид + вода → кислота;
д) кислотный оксид + основание → соль + вода;
е) амфотерный оксид + основание (щелочь)→ соль + вода;
амфотерный оксид + кислота→ соль + вода;
д) кислота + амфотерный гидроксид (выполняет роль основания)
→ соль + вода.
О с н о в а н и я – сложные вещества, молекулы которых состоят из ионов
металлов и гидрокогрупп. Общая формула оснований:
Меn+(OH)n.
(16)
Основания по количеству гидроксогрупп делятся на однокислотные (NaOH)
и многокислотные (Al(OH)3). По растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи) и нерастворимые. Растворимые основания (щелочи) образуют
элементы IА группы и часть элементов 2А группы (Са, Ва, Sr). Остальные металлы образуют нерастворимые основания Мп(ОН)2; Вi(ОН)3 ; Zn(OH)2.
Название: NaOH – гидроксид натрия; Fe(OH)2 – гидроксид железа (II);
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Свойства оснований:
а) основание + кислота → соль + вода (реакция нейтрализации);
б) основание + кислотный оксид → соль + вода;
в) основание + амфотерный гидроксид (выполняет роль кислоты) → соль +
+ вода;
г) основание (щелочь) + раствор соли → основание (2) + соль.
К и с л о т ы – сложные вещества, образующие при диссоциации в водном
растворе ионы водорода Н+ и кислотные остатки Аnх– .
Общая формула:
НxАnx .
(17)
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и
бескислородные, а по числу содержащихся вних атомов водорода, способных
замещаться на металл, – на одно- (HCl), двух- (H2SO4), трех- (H3PO4) и более
основные, например, H2P2O7 – пирофосфорная, H4SiO4 – ортокремниевая,
H6TeO6 – ортотеллуровая и т. д.
12
Свойства кислот:
а) кислота + металл → соль + водород;
б) кислота + основание → соль + вода (реакция нейтрализации);
в) кислота + основной оксид → соль + вода;
г) кислота (1) + соль (1) →кислота (2) + соль (2);
C о л и – можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в
кислотах атомами металлов. Общая формула солей:
МеbaАnаb.
(18)
Классификация и номенклатура солей. В зависимости от степени сложности и состава различают пять типов солей:
1) средние: Na2SO4 – сульфат натрия;
2) кислые: NaHSO4 – гидросульфат натрия;
3) основные: MgOHCl – гидроксохлорид магния;
4) двойные: KAl(SO4)2 – сульфат калия – алюминия;
5) комплексные: K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия.
Свойства солей:
а) соль (1) + основание (1) (щелочь) → соль (2) + основание (2);
б) соль (1) + кислота (1) → соль (2) + кислота (2);
в) соль (1) + соль (2) → соль (3) + соль (4).
Реакции а, б, в протекают лишь в том случае, если в их результате образуется газообразное, нерастворимое или малодиссоциирующее соединение.
Генетическую связь между классами неорганических соединений, т. е.
возможность их взаимных переходов, можно выразить схемами:
Металл → основной оксид → основание → соль;
металл → амфотерный оксид → амфотерный гидроксид → соль;
неметалл → кислотный оксид → кислота → соль.
2.1.2. Правила расчетов по уравнениям химических реакций
В основе расчетов по уравнениям химических реакций лежат следующие
положения:
1) в уравнение химической реакции заложена качественная информация,
которая определяется природой веществ, участвующих в реакции;
2) в уравнение химической реакции заложена количественная информация, которая показывает количество веществ, участвующих в реакции. Коли13
чественная информация уравнения химической реакции отражает закон сохранения материи;
3) количество вещества измеряется в молях. Число молей (γ, моль) вещества, которое содержится в данной массе этого вещества (m, г), есть частное
от деления m на М (М – мольная масса вещества, г/моль), т. е. γ = m/М;
4) если массы веществ (m), участвующих в реакции, равны их мольным
массам (М), то число молей (γ) каждого из веществ равно стехиометрическому
коэффициенту, стоящему перед формулой этого вещества в уравнении химической реакции;
5) для определения объема газообразных веществ удобно пользоваться
следствием из закона Авогадро: один моль любого газа при нормальных условиях (н. у.: Т = 273 К, р = 101,3 кПа) занимает объем 22,4 л.
2.1.3 Примеры решения заданий
П р и м е р 1. Какой объем водорода (при н. у.) можно получить при полном растворении 130,8 г цинка в соляной кислоте? Определите массу необходимой для этого кислоты.
Решение.
1) Запишем уравнение реакции растворения цинка в кислоте:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ↑.
2) Из уравнения реакции видно, что 1 моль Zn идет на образование 1 моля
Н2: 1 моль Zn – 1моля H2. Определим число молей Zn (γZn), которое содержится
в 130,8 г Zn:
γZn = mZn / MZn,
где mZn – масса цинка, mZn = 130,8 г; МZn – масса 1 моля атомов цинка, МZn =
=65,4 г/моль (из таблицы Д. И. Менделеева); γZn = (130,8) / (65,4) = 2 моля. Так
как в данной реакции участвуют 2 моля Zn, то количество Н2, образующегося в
результате реакции, тоже равно 2 молям: 2 моля Zn – 2 моля Н2.
3) Для нахождения объема водорода (при н. у.), который занимают 2 моля Н2,
воспользуемся следствием из закона Авогадро: если 1 моль Н2 – 22,4 л, то 2 моля
Н2 – 44,8 л. Следовательно, при растворении 130,8 г цинка выделится 44,8 л водорода (при н. у.).
4) Для определения массы соляной кислоты, необходимой для данной реакции, следует учесть, что по уравнению реакции 1 моль Zn взаимодействует с 2 мо14
лями НСl: 1 моль Zn – 2 моля НСl. Ранее было определено, что на данную реакцию
затрачивается 2 моля Zn. Сколько кислоты необходимо для растворения такого количества цинка? Если 1 моль Zn – 2 молям НСl, то 2 моля Zn – 4 молям НСl. Перейдем от числа молей HCl к граммам. Учитывая, что γHCl = mHCl / MHCl,
найдем: mHCl = γHCl ∙ MHCl, где МНС1 – мольная масса соляной кислоты, MHCl = 36,5.
В результате имеем: mHCl = 4∙36,5 = 146 г. Следовательно, в результате взаимодействия 130,8 г цинка выделяется 44,8 л водорода (при н. у.). Для выделения такого объема водорода необходимо 146 г соляной кислоты (безводной).
П р и м е р 2. Определить эквивалент и эквивалентную массу элементов в
бромиде водорода, воде, аммиаке.
Решение.
1) В бромиде водорода с одним молем атомов водорода соединяется
1 моль атомов брома, следовательно, эквивалент брома равен 1, а эквивалентная масса брома равна его атомной массе (1∙80 = 80 г/моль).
2) В воде с одним молем атомов водорода соединяется половина моля
атомов кислорода, следовательно, эквивалент кислорода равен 1/2, а эквивалентная масса равна половине его атомной массы (1/2∙16 = 8 г/моль).
3) В аммиаке с одним молем атомов водорода соединяется третья часть
моля атомов азота, следовательно, эквивалент азота равен 1/3, а эквивалентная
масса азота в аммиаке равна 1/3 его атомной массы (1/3∙14 = 4,7 г/моль).
П р и м е р 3. При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г
сульфида железа. Найти эквивалент и эквивалентную массу железа, если известно, что эквивалентная масса серы равна 16 г/моль.
Решение.
1) В сульфиде железа на 5,6 г железа приходится 8,8 – 5,6 = 3,2 г серы.
2) Согласно закону эквивалентов массы взаимодействующих веществ
пропорциональны их эквивалентным массам, следовательно, mFe 5,6 г эквивалентна mS 3,2 г; MЭFe Х г/моль → MЭS 16г/моль.
Отсюда MЭFe = 5,6∙16/3,2 = 28 г/моль. Мольная масса атомов железа, численно совпадающая с его относительной молекулярной массой, равна 56 г/моль. Поскольку MFe = 28 г/моль в два раза меньше мольной массы атомов, то в 1 моле
атомов железа содержится два эквивалента. Следовательно, эквивалент железа
равен 1/2 моля.
П р и м е р 4. Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого равна 28 г/моль, вытесняет из кислоты 0,7 л водорода (н. у.). Определить
массу металла.
15
Решение.
Молярный объем водорода равен 22,4 л, а эквивалентный объем – 11,2 л.
Составляем пропорцию: 28 г металла эквивалентны 11,2 л водорода, а Х г металла эквивалентны 0,7 л водорода. Х = (0,7∙28) / 11,2 = 1,75 г.
П р и м е р 5. Какое количество вещества содержится в оксиде серы (VI)
массой 12 г?
Решение.
Молярная масса оксида серы (VI) MSO3 MS 3MO (32 + 3∙16) г/моль =
= 80 г/моль, где МS и МO молярные массы S и О. Определяем количество вещества оксида серы (VI):
n SO3 m SO3 / M SO3 ; n SO3 = 12/80 моля = 0,15 моля.
П р и м е р 6. Найти простейшую формулу оксида хрома, содержащего
68,4% (масс.) хрома.
Решение.
Обозначим числа атомов хрома и кислорода в простейшей формуле оксида
хрома через Х и У. Атомные массы этих элементов равны 52 и 16. Поэтому массы
хрома и кислорода в составе оксида относятся как 52х и 16у. По условию задачи это
отношение равно 68,4:31,6. Следовательно, 52х:16у = 68,4:31,6, откуда х:у =
= 68,4/52:31,6/16 = 1,32:1,98. Чтобы выразить полученное отношение целыми числами, разделим оба его члена на меньший из них: х:у = (1,32/1,32):(1,98/1,32) =
= 1:1,5, а затем умножим оба члена последнего отношения на два: х:у = 2:3. Таким образом, простейшая формула оксида хрома: Сr2О3.
П р и м е р 7. С какими из веществ (NаОH, Н2SО4, SО3,FеСl3, СаО) может
вступать в реакцию гидроксид калия? Написать уравнения возможных реакций.
Решение.
Гидроксид калия, образованный калием – металлом 1А группы, является
основанием, поэтому
гидроксид калия не взаимодействует с NaOH, так как эти вещества одного класса и сходных свойств;
H2SO4 реагирует с основанием: H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O;
SO3 – кислотный оксид, реагирует с основанием: SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O;
FeCl3 – соль, взаимодействующая с КОН с образованием осадка: FeCl3 +
+ 3KOH = Fe(OH)3 ↓ + 3KCl;
СаО – основной оксид, не взаимодействующий с основанием.
16
П р и м е р 8. Напишите уравнения всех возможных реакций между следующими веществами, взятыми попарно: оксид калия, оксид фосфора (V), гидроксид натрия, серная кислота, гидросульфат натрия, гидроксид бериллия.
Решение.
1) Устанавливаем принадлежность каждого из этих веществ к определенному классу неорганических соединений: К2О – основной оксид, Р2О5 – кислотный оксид, NаОН – основание (щелочь), Н2SО4 – кислота, NаНSО4 – 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. Основной оксид К2О может взаимодействовать с кислотным оксидом, кислотой и амфотерным гидроксидом:
3K2O + 2P2O5 = 2K3PO4;
K2O + H2SO4 = K2SO4 + H2O;
K2O + Be(OH)2 (H2BeO2) = K2BeO2 + H2O.
Кислотный оксид Р2О5 может взаимодействовать с основным оксидом,
основанием, амфотерным гидроксидом:
P2O5 + 3K2O = 2K3PO4;
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O;
P2O5 + 3Be(OH)2 = Be3(PO4)2 + 3H2O.
Основной гидроксид NаОН реагирует с кислотным оксидом, кислотой,
амфотерным гидроксидом, кислой солью:
6NaOH + P2O5 = 2Na3PO4 + 3H2O;
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
2NaOH + Be(OH)2 (H2BeO2) = Na2BeO2 + 2H2O;
NaOH + NaHSO4 = Na2SO4 + H2O.
Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2, или (Н2ВеО2), реагирует с основным оксидом, основанием, кислотным оксидом, кислотой. Амфотерный гидроксид
Be(OH)2 при взаимодействии с основным оксидом и щелочью проявляет свойства кислоты H2BeO2:
H2BeO2 + K2O = K2BeO2 + H2O;
H2BeO2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O.
Амфотерный гидроксид Ве(ОН)2 при взаимодействии с кислотным оксидом и кислотой проявляет основные свойства:
3Be(OH)2 + P2O5 = Be3(PO4)2 + 3H2O;
17
Be(OH)2 + H2SO4 = BeSO4 + 2H2O.
Кислая соль NaHSO4 реагирует с основным оксидом и основанием:
2NaHSO4 +K2O = Na2SO4 + K2SO4 + H2O;
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.
Следовательно, из всех приведенных веществ попарно не взаимодействует только К2О и NаОН, поскольку основные оксиды не вступают в реакции с
основаниями.
П р и м е р 9. Какая последовательность добавления реагентов позволяет
осуществить превращения: MgCO3 → MgCl2 → Mg → MgSO4 → Mg(NO3)2?
Решение.
MgCO3 + HCl → MnCl2 + H2CO3 (H2O + CO2 ↑);
MgCl2 + Ca (Na) →Mg + CaCl2 (NaCl);
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2;
MgSO4 + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2SO4.
2.1.4. Контрольные задания
1) В какой массе Са(ОН)2 содержится столько же эквивалентов, сколько
их содержится в 312 г А1(ОН)3 ?
2) Вычислите эквивалент и эквивалентную массу H3PO4 в реакциях образования: а) гидрофосфата; б) дигидрофосфата; в) ортофосфата.
3) На нейтрализацию 2,45 г кислоты идет 2,00 г гидроксида натрия.
Определите эквивалентную массу кислоты.
4) Определите массу гидросульфата натрия, образующегося при
нейтрализации серной кислотой раствора, содержащего 8 г NaOH.
5) Определите массу карбоната натрия количеством вещества 0,25 моль.
6) Выведите формулу соединения с молярной массой 123 г/моль, если
состав его, выраженный в массовых долях элементов, следующий, %: углерод – 58,5, водород – 4,1, кислород – 26,0, азот – 11,4.
7) При сжигании 1,28 г органического соединения образовалось 1,76 г
диоксида углерода и 1,44 г воды. Относительная плотность паров этого вещества по водороду равна 16. Найдите истинную формулу вещества.
8) Продуктами сгорания вещества массой 3,20 г являются азот объемом
2,24 л (н. у.) и вода массой 3,60 г. Определите формулу соединения, если
плотность паров по водороду равна 16.
18
9) Некоторое количество металла, эквивалентная масса которого 28 г/моль,
вытесняет из кислоты 0,7 л водорода (н.у.). Определите массу металла.
10) Какое количество вещества содержится в оксиде серы (IV) массой 12 г?
11) Найдите простейшую формулу оксида хрома, содержащего 68,4 %
(масс.) хрома.
12) При полном сжигании 2,66 г некоторого вещества получилось1,54 г
СО2 и 4,48 г SО2. Найдите простейшую формулу вещества.
13) При взаимодействии средней соли неизвестного металла, окрашивающей пламя в желтый цвет, с избытком соляной кислоты выделилось 4,48 г
оксида серы, содержащего 50 % серы. Определите формулу и количество исходной соли.
14) 1,60 г кальция и 2,16 г цинка вытесняют из кислоты одинаковое количество водорода. Вычислите эквивалентную массу цинка, зная, что эквивалентная масса кальция 20 г/моль.
15) При сгорании 5,00 г металла образуется 9,44 г оксида металла.
Определите эквивалентную массу металла.
16) Для растворения 16,8 г металла потребовалось 14,7 г кислоты. Определите эквивалентную массу металла и объем выделившегося водорода (н. у.).
17) При давлении 98,7 кПа и температуре 91 С некоторое количество
газа занимает объем 680 мл. Найдите объем газа при нормальных условиях.
18) На восстановление 1,80 г оксида металла израсходовано 883 мл водорода, измеренного при нормальных условиях. Вычислите эквивалентную
массу оксида и металла.
19) Напишите уравнение реакций гидроксида железа (III) с соляной
кислотой, если в результате рекции образуются: а) хлорид дигидроксожелеза;
б) дихлорид дигидроксожелеза; в) хлорид железа (III). Вычислите эквивалент
и эквивалентную массу гидроксида железа (III) в каждой из этих реакций.
20) Напишите уравнения реакций («цепочки» превращений), с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Na
NaOH
б) FeCl2
Fe(OH)2
в) P
P4O10
г) N2
NH3
д) KBr
е) Ca
NaHCO3
Br2
CaH2
Na2CO3
FeSO4
H3PO4
Na3PO4
(NH4)2SO4
HBr
Fe
NaCl
Na;
FeCl2;
Ca3(PO4)2;
NH4Cl
NaBr
Ca(OH)2
Na2SO4
NH3
NH4NO3;
AgBr;
Ca(HCO3)2
19
CaCO3
CaCl2
Ca3(PO4)2;
ж) KMnO4
з) Zn
MnSO4
ZnS
и) Pb(NO3)2
к) Na
NaOH
H2S
NO2
Mn(OH)2
S
SO2
N2O4
Na2SO4
Mn(NO3)2
SO3
HNO3
NaCl
HMnO4;
H2SO4
NH4NO3
K2SO4;
NH3;
Na;
Литература
[1, гл. 1; §4 – 16; 4; 8].
2.2. Тема 2. Окислительно-восстановительные реакции
2.2.1. Основные понятия
Степень окисления (с. о.). Правила расчета с. о. Окислители. Восстановители. Окисление. Восстановление. Окислительно-восстановительные реакции
(ОВР). Классификация ОВР. Влияние среды на ОВР. Методы уравнивания
ОВР. Метод электронного баланса.
2.2.2. Примеры решения заданий
П р и м е р 10. Определить степень окисления ванадия в молекуле
Na4V2O7.
Решение.
Суммарный заряд молекулы равен нулю. Атомы Nа и О относятся к элементам с постоянной степенью окисления. Учитывая, что в молекуле 4 атома
натрия 7 атомов кислорода, составляем уравнение: 4(+1) + 2х + 7(–2) = 0, при
решении которого находим, что степень окисления ванадия в указанном соединении равна +5 (х = +5).
П р и м е р 11. Определить степень окисления кремния в ионе SiО44–.
Решение.
В этом случае суммарный заряд соединения равен –4. Постоянная с. о.
кислорода равна –2. Учитывая, что атомов кислорода в ионе четыре, составляем и решаем уравнение: х + 4(–2) = –4, х = +4.
П р и м е р 12. Определить, окислением или восстановлением являются
следующие переходы: а) Н2О2 → О2; б) MnO4 – → MnO2.
Решение.
Расставляем степени окисления элементов, входящих в состав соединений:
+1
а) Н2 О2–1 → О2 . Данный переход представляет собой процесс окисления, так как
20
происходит отдача электронов ионами кислорода: 2О–1 – 2ē → О2 ; б) расставляем
степени окисления элементов, входящих в состав соединений: Mn+7O–24– →
→ Mn+4O–22. Данный переход представляет собой процесс восстановления, так как
происходит присоединение электронов ионами марганца: Mn+7 + 3ē → Mn+4.
П р и м е р 13. Определить, в каком соединении из представленных сера
будет только окислителем, в каком – только восстановителем, а в каком может
быть как окислителем, так и восстановителем: а) H2S; б) H2SO3; в) H2SO4.
Решение.
a) H2S2– – низшая с.о. (–2) – типичный восстановитель;
б) H2S+4O3 – промежуточная с.о. (+4) – окислитель и (или) восстановитель;
в) H2S+6O4 – высшая с.о. (+6) – типичный окислитель.
2.2.3. Контрольные задания
Для окислительно-восстановительных уравнений подберите коэффициенты методом электронного баланса. Укажите окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления.
а) KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2↓+ Na2SO4 + KOH.
б) KMnO4 + Na2SO3 + KOH → K2MnO4 + Na2SO4 + H2O.
в) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O.
г) (NH4)2 Cr2 O7 → N2 + Cr2O3 + H2O.
д) KBrO 3 + KBr + H2SO4 →Br2 + K2SO4 + H2O.
е) CaH2 + H2O → Ca(OH)2 + H2.
ж) KBr + KBrO3 + H2SO4 → Br2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
з) Fe + NaNO2 + H2O → FeO + Fe2O3 + NO + NaOH.
и) KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2.
к) Zn + KNO2 + KOH + H2O → NH3 + K2[Zn (OH)4].
л) Cr2 (SO4)3 + H2O2 + NaOH → Na2SO4 + Na2CrO4 + H2O.
м) H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
Литература
[1, гл. 9; §93 – 97; 6, §51, 52; 8].
2.3. Тема 3. Строение атома. Периодическая система элементов
2.3.1. Основные понятия
Атом. Строение ядра атома. Электронное строение атома. Атомная орбиталь (АО). Квантовые числа. Физический смысл квантовых чисел. Принципы ми21
нимальной энергии, Паули. Правила Хунда, Клечковского. Электронные и электронно-графические формулы. Сокращенные формулы. Основное, возбужденное,
ионизированное состояния атома. Периодический закон и Периодическая система
элементов. Закон Мозли. Структура таблицы. Период. Группа. Электронные семейства. Аналоги. Изотопы. Изобары. Эффективный радиус атома. Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону. Электроотрицательность.
2.3.2. Примеры решения заданий
П р и м е р 14. Какой подуровень – 4d или 5s – заполняется электронами в
первую очередь?
Решение.
Последовательность заполнения электронами подуровней в атоме определяется правилом Клечковского, которое предполагает сравнение значений сумм
(n + l) для каждого из подуровней. Следовательно, прежде всего необходимо
определить сумму (n + l) для данных 4d и 5s подуровней: для 4d: n = 4, l = 2, т. е.
n + l = 6; для 5s: n = 5, l = 0, т. е. n + l = 5. В первую очередь будет заполняться
подуровень 5s, так как для него значение (n + l) меньше, чем для 4d.
П р и м е р 15. Описать свойства элемента 19Э на основе кратких электронно-графических диаграмм (формул).
Решение.
1) В системе элементов Д. И. Менделеева элемент под порядковым номером 19 – К. Отсюда следует, что заряд ядра атома калия Z = +19, число электронов на оболочке – 19, а их суммарный заряд – (–19).
2) Составим электронную формулу строения электронной оболочки атома
калия 19К 1s22s22p63s23p64s1; 19К[Ar]4s1. Правильность составления формулы
можно определить исходя из того, что
а) наружный энергетический уровень для атома калия – четвертый, т. е. равен четырем, следовательно, калий должен находиться в четвертом периоде системы Д. И. Менделеева;
б) калий является s-элементом и имеет один электрон на внешнем энергетическом уровне, именно это определяет положение калия в 1А группе.
3) Характерным химическим свойством калия является способность отдавать
один электрон с внешнего энергетического уровня. При этом атом К° превращается
в катион К⁺ с устойчивой восьмиэлектронной оболочкой наружного слоя.
22
4) Таким образом, анализ строения электронной оболочки атома калия
показывает, что калий является типичным металлом, обладающим ярко выраженной восстановительной способностью. В своих соединениях атом калия
имеет заряд +1.
П р и м е р 16. Напишите электронно-графическую формулу селена 34Se.
Решение.
В каждом атоме имеется строго определенное количество электронов,
определяемое зарядом ядра, и неограниченный набор орбиталей, на которых
они могут располагаться. Электроны на этих орбиталях размещаются не
случайным образом, а по определенным правилам (принципы минимальной
энергии, Паули, правила Хунда, Клечковского).
При написании электронного строения атома электрон обозначают
стрелкой ↑ (спиновое квантовое число равно +1/2) или ↓ (спиновое квантовое
число равно –1/2); орбиталь обозначают значком .
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей можно определить
по правилу Клечковского: заполнение атомных орбиталей происходит в
порядке увеличения значения суммы главного и орбитального квантовых чисел
(n + l). При равенстве суммы n + l для двух орбиталей в первую очередь
заполняется орбиталь с наименьшим значением главного квантового числа.
Последовательность заполнения орбиталей электронами согласно правилу
Клечковского представлена на рис. 2.1:
Число электронов на уровне
Тип подуровня
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Главное квантовое число
Обозначение орбитали
Рис. 2.1. Последовательность заполнения орбиталей электронами
В соответствии с правилом Клечковского электронная формула селена
может быть представлена следующим образом:
34Se
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4.
23
При записи сокращенных электронных формул используют формулы
инертных газов, имеющих полностью укомплектованные электронные оболочки. Сокращенная электронная формула атома селена имеет вид:
34Se [18Ar]
4s2 3d10 4p4.
Электронно-графическая формула элемента представлена на рис. 2.2.
34Se[18Ar]
4s2
3d10
4p4
Рис. 2.2. Электронно-графическая формула селена
П р и м е р 17. Какие степени окисления (высшая и низшая) характерны
для соединений брома?
Решение.
Высшую степень окисления элемента определяет номер группы тем
условным зарядом, который приобретает атом при присоединении числа электронов, необходимого для образования устойчивой восьмиэлектронной оболочки (ns2 np6).
Бром – элемент 4 периода VII – А подгруппы. На внешнем энергетическом уровне атома брома семь электронов, заполняющих s- и p-подуровни:
4s24p5. Следовательно, высшая степень окисления атома брома в соединениях
равна +7, низшая – (–1).Соответствующие соединения брома: Br+72O7 и HBr–1,
KBr+7O4 и NaBr–1.
П р и м е р 18. Объясните закономерность в изменении кислотно-основных свойств гидроксидов элементов третьего периода Периодической системы
Д. И. Менделеева в их высших степенях окисления.
Решение.
1) Введем понятие «гидроксиды». Гидроксиды – 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, амфотерные. Принадлежность гидроксида к классу кислот или оснований определяется местом разрыва химических связей в Э – О – Н. Если разрывается связь
24
О – Н (Э – О ↓– Н → Н+ + ЭО–), то такой гидроксид относится к классу кислот,
поскольку при разрыве связи образуется ион Н+ – 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):
+
+2
+3
+4
+5
+6
+7.
NaOH – Mg(OH)2 – Al(OH)3 – H2SiO3 – HNO3 – H2SO4 – HClO7.
5) Сравниваем относительную прочность связей Э – О и О – Н у высших
гидроксидов третьего периода, учитывая, что при переходе от Na к Cl наблюдается уменьшение радиуса атома. Благодаря своим малым размерам ион водорода H+ в NaOH и Mg(OH)2 сильнее взаимодействует с кислородом, чем ион металла. Вследствие этого менее прочными оказываются связи Na – O и Mg – O,
поэтому NaOH и Mg(OH)2 являются основаниями. В результате дальнейшего
увеличения заряда и уменьшения радиуса атома при переходе к Al связи Al – O и
O – H становятся близкими по прочности, и Al(OH)3 является типичным амфотерным гидроксидом. Наконец, у последних четырех соединений вследствие
еще большего увеличения заряда и уменьшения радиуса атомов заметно увеличивается прочность связи Э – O и уменьшается прочность связи O – H, поэтому
гидроксиды H2SiO3, HNO3, H2SO4 и HClO4 являются кислотами.
П р и м е р 19. Руководствуясь положением элементов в Периодической
системе, определите, какой из атомов – сера или теллур – проявляет более
сильные неметаллические свойства.
Решение.
1) Определяем координаты указанных элементов в Периодической системе:
S (3, V1A) и Te (5, V1), т. е. эти элементы являются электронными аналогами, так
как расположены в одной (главной) подгруппе VI группы.
25
2) Cоставляем краткие электронные формулы атомов этих элементов и
выделяем строение внешних уровней (именно они ответственны за химические
свойства любого атома):
2 2 6 2 4
2
4
16S 1s 2s 2p 3 3p , 16S[Ne]3s 3p ,
2 2 6 2
6
10 2
6 2
10
4
2
10
4
52Te 1s 2s p 3s 3p 3d 4s 4p 5s 4d 5p , 52Te[Kr]5s 4d 5p .
Действительно, атомы имеют сходное строение внешнего уровня, который можно представить в виде ns2np4, т. е. на внешнем уровне находится шесть
валентных электронов.
3) Сравним неметаллические свойства атомов и . Неметаллические свойства
определяются способностью атома присоединять электроны при их химическом
взаимодействии. Неметаллические свойства атомов зависят от конфигурации
внешнего уровня, радиуса атома (rат) и величины энергии сродства к электрону
(Еē). Как уже отмечалось, элементы и расположены в одной группе, имеют сходное строение внешнего уровня – ns2 np4. 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 Еē атома Те (в главной подгруппе сверху вниз rат увеличивается, а
Еē уменьшается), поэтому атом S обладает большей способностью присоединять
электроны. Следовательно, атом S по сравнению с атомом Те проявляет более
сильные неметаллические свойства.
П р и м е р 20. Руководствуясь Периодической системой, определите, какой из элементов – магний или алюминий – обладает более выраженными металлическими свойствами.
Решение.
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 ē. Алюминий – элемент третьей группы, имеет три валентных ē. Оба элемента расположены в главных подгруппах, т. е. все валентные электроны находятся на внешнем уровне. Отсюда электронные конфигурации внешних уровней: Mg[Nе] 2s2, Al[Nе] 3s23p1.
2) Сравним металлические свойства атомов этих элементов – способность
отдавать электроны при химическом взаимодействии. Металлические свойства
зависят от атома (rат) и энергии ионизации (Еи). Магний и алюминий находятся
26
в одном периоде. При переходе от Мg к Аl происходит увеличение заряда ядра
и числа ē на внешнем уровне, которые все сильнее удерживаются ядром атома
вследствие уменьшения rат. При этом Еи возрастает, а способность атома к отдаче электронов уменьшается. Следовательно, магний обладает более сильными металлическими свойствами, чем алюминий.
2.3.3. Контрольные задания
1) Напишите электронно-графические формулы и энергетические диаграммы атомов Fe и Ru в нормальном и возбужденном состоянии и покажите
наличие свободных орбиталей у железа и рутения, объясните их высшие степени окисления.
2) Напишите электронно-графические формулы атомов Ne, Ar, Kr в нормальном и возбужденном состоянии. Определите наличие свободных орбиталей
у этих атомов.
3) Напишите электронно-графические формулы атомов марганца и мышьяка
в нормальном и возбужденном состоянии. Какое правило используют для определения числа неспаренных электронов у каждого из названных элементов?
4) Составьте электронно-графические формулы атомов скандия и галлия.
Приведите, если возможно, электронно-графическую формулу возбужденного
состояния атомов. Являются ли скандий и галлий элементами-аналогами?
5) Сколько валентных электронов имеют атомы свинца, галлия, сурьмы,
кальция, иода? Мотивируйте ответ, используя электронно-графические формулы указанных элементов в основном и возбужденном состоянии.
6) Объясните, в чем сущность явления «провал электрона». Укажите особенности электронных формул атомов хрома, молибдена, палладия, платины,
гадолиния, нептуния.
7) Для всех элементов второго и третьего периодов таблицы Д. И. Менделеева приведите: а) полную электронную формулу; б) сокращенную электронную формулу; в) сокращенную электронно-графическую формулу элемента в
нормальном состоянии; г) сокращенную электронно-графическую формулу
элемента в ионизированном (возбужденном) состоянии (Эⁿ⁺, Эⁿ⁻,Эⁿ*).
Образец: а) 3Li [He]1s2 2s1; б) 3Li [He] 2s1; в) 3Li [He]
г) 3Li+[He]
.
;
Проследите изменение свойств элементов в периоде и группе.
27
8) Приведите сокращенные электронно-графические формулы элементов
в нормальном и ионизированном состоянии. Укажите сходство и различия этих
элементов.
9) Приведите сокращенные электронную и электронно-графическую
формулы для элементов: 57La; 64Gd; 72Hf; 89Ac; 92U; 104Rf.
10) Электронные конфигурации каких ионов более сходны: у Ва 2+ и Cs+
или Ba2+ и Hg2+? Ответ поясните, используя электронно-графические формулы атомов этих элементов.
Литература
[1, гл. 2; §17 – 19; гл. 3; §20 – 37; 2; 3; 5,§4 – 10].
2.4. Тема 4. Химическая связь. Комплексные соединения
2.4.1. Основные понятия
Химическая связь. Метод валентных связей (ВС). Виды химической связи.
Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи, механизмы ее образования. Гибридизация электронных орбиталей. Ионная, металлическая, водородная связь.
Комплексные соединения. Состав комплексов. Внешняя и внутренняя
сферы. Комплексообразователь. Лиганды. Координационное число. Классификация, номенклатура, диссоциация комплексов. Константа нестойкости. Двойные соли.
2.4.2. Примеры решения заданий
П р и м е р 21. Определите, какая связь – С – N или С – В – является более
полярной. Укажите, к ядру какого атома происходит смещение общей электронной пары.
Решение.
Для определения полярности связи необходимо найти разность электроотрицательностей атомов (∆ЭО), образующих эти связи. Из таблицы прил. 6 выписываем значения ЭО этих атомов и находим ∆ЭО: ЭОс = 2,6; ЭОN = 3,0; ЭОВ = 2,0;
∆ЭО C-N =3,0 – 2,6 = 0,4; ∆ ЭО C-B = 2,6 – 2,0 = 0,6. Известно, что чем больше ∆ЭО
атомов, образующих связь, тем выше полярность связи, поэтому более полярной
является связь С – В. При образовании ковалентной связи общая электронная пара
смещается к ядру атома с большей ЭО. В химической связи С – N общая электронная пара смещена к атому, а в химической связи С – В – к атому С.
28
П р и м е р 22. Проанализируйте комплекс K3[Fe(CN)6]. Назовите его.
Решение.
3К+ – внешняя сфера;
[Fe(CN)6]3 – – внутренняя сфера;
Fe3+ – комплексообразователь;
CN¯ – лиганды;
Название: гексацианоферрат(III) калия.
2.4.3. Контрольные задания
1) Составьте электронные формулы строения атомов водорода, фтора и
хлора. На основании строения внешнего энергетического уровня этих атомов
приведите схемы перекрывания электронных облаков при образовании молекул
F2 и НСI. Какая из этих молекул образована ковалентной полярной связью?
2) Определите количество химических связей, которое может образовывать атом хлора в нормальном и возбужденном состоянии. Дайте ответ исходя
из электронной формулы и электронной схемы строения атома хлора.
3) Приведите примеры молекул, в которых реализуются следующие типы
химических связей: а) ковалентная неполярная; б) ковалентная полярная;
в) ионная. Ответ объясните.
4) На примере образования иона аммония (NH4+) из Н+ и NН3 объясните
сущность и механизм образования донорно-акцепторной связи.
5) В основном или возбужденном состоянии находятся атомы фосфора,
серы и мышьяка при образовании молекул PCl3 PCl5, H2S и SO3, AsH3 и H3AsO4?
6) Из частиц Со3+, Н2О, К+, С1¯ составьте формулы семи комплексных соединений, назовите полученные соединения и напишите уравнения диссоциации этих
соединений в водных растворах. Координационное число кобальта равно шести.
7) Напишите формулы комплексных соединений из частиц:
а) PtCl4 ∙4NH3; б) PtCl4 ∙2NH3; в) PtCl4 ∙6NH3.
Назовите соединения и напишите уравнения диссоциации этих соединений в водных растворах.
8) Составьте формулы комплексных соединений из представленных ионов
[Fe(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]3–, [CoF6]3–, [Co(NH3)6]3+ и разберите их по плану: а) номенклатура; б) строение; в) диссоциация; г) образование химической связи, тип
гибридизации и пространственная конфигурация данного соединения.
29
9) Напишите выражения для констант нестойкости следующих комплексных ионов: [Ag(CN)2] –, [Ag(NH3)2]+, [Ag(SCN)2] –. Зная, что они соответственно
равны 1,0 10 –21; 6,8 10 –8; 2,0 10 –11, укажите, в каком растворе, содержащем эти
ионы (при равной молярной концентрации), больше ионов Ag+.
10) Каков механизм образования химической связи между ионом Ni2+ и
ионами CN– в молекуле K2[Ni(CN)4] ?
11) Какие комплексные соединения называются двойными солями? Напишите уравнения диссоциации солей K4[Fe(CN)6] и (NH3)2[Fe(SO4)2] в водном
растворе. В каком случае выпадает осадок гидроксида железа, если к каждой из
солей прилить раствор щелочи? Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакции.
12) Определите заряд следующих комплексных ионов: [Cr(H2O)4Cl2],
[HgBr4], [Fe(CN)6], если комплексообразователями являются Cr3+, Hg2+, Fe3+.
Напишите формулу соединений, содержащих эти ионы.
13) Напишите уравнения реакций образования следующих соединений:
Cu
Cu(NO3)2
Cu(OH)2
CuCl2
[Cu(NH3)4]Cl2. Назовите их и опишите
их свойства.
14) Напишите уравнения реакций образования следующих соединений:
Fe
FeCl2
Fe(CN)2
K4[Fe(CN)6]
K3[Fe(CN)6]. Назовите их и опишите
их свойства.
Литература
[1, гл. 4; §38 – 47; гл. 18; §203 – 208; 6].
3. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ (ТЕСТЫ)
В предлагаемом тестовом задании предусмотрены готовые ответы, среди
которых правильным является только один. Работая с тестом, надо отметить
(например, обвести окружностью) номера правильных ответов, после чего
сверить ответы с эталоном, который приведен в конце методических указаний.
Для ответа на каждый вопрос надо постараться затрачивать не более одной
минуты.
1. Только кислотные оксиды содержатся в ряду:
1) K2O, Mn2O7, SO2; 3) CuO, SO3, CrO3;
2) P2O5, SO3, CO2; 4) CO2, CaO, SiO2.
2. Только амфотерные гидроксиды находятся в ряду:
1) Zn(OH)2, Al(OH)3; 3) RbOH, Ca(OH)2;
2) Cu(OH)2, Fe(OH)3; 4) Mn(OH)2, Cr(OH)2.
30
3. Гидроксид натрия будет взаимодействовать с веществом:
1) СаО; 3) СO2;
2) СаCO3; 4) Na2O.
4. В химическое взаимодействие могут вступать следующие пары веществ:
1) SO3 и HCl; 3) P2O5 и SO2;
2) CO2 и NO2; 4) CaH2 и H2O.
5. Нейтрализовать раствор серной кислоты можно с помощью:
1) СH3OH; 3) NaH2PO4;
2) Mg(OH)2; 4) FeCl3.
6. Во всех приведенных ниже схемах химических реакций:
1) HCl + . . . NaCl + H2O;
2) . . . + CO2 Na2CO3 + H2O;
3) Al(OH)3 + . . . Na[Al(OH)4];
4) . . . + FeCl3 Fe(OH)3 + NaCl
пропущено одно и то же вещество:
1) Na2O; 3) NaOH;
2) Na2CO3; 4) H2SO4.
7. Одновременно основной и кислотный оксиды образуются при термическом разложении соли:
1) СuCO3; 3) NH4NO3;
2) NaNO3; 4) KClO3.
8. Среди приведенных ниже схем реакцией нейтрализации является:
1) NaCl + H2SO4 . . . ; 3) FeS + H2SO4 . . . ;
2) Cu + HNO3 . . . ; 4) NaOH + H2SO4 . . . .
9. В полученном из раствора карбоната натрия кристаллогидрате содержится 19,8 % натрия. Формула полученного кристаллогидрата:
1) Na2CO3; 3) Na2CO3 7H2O;
2) Na2CO3 H2O; 4) Na2CO3 10H2O.
10. Раствор какого вещества в воде имеет щелочную среду:
1) газа хлороводорода; 3) ацетата аммония;
2) сульфата аммония; 4) соды?
11. Какова степень окисления водорода в ВаН2?
1) –2; 2) +2; 3) +1; 4) –1; 5) 0.
12. Указать, какой из приведенных процессов является окислением:
1)SO42– → S2O32–; 2) SO2 → SO32–; 3) SO3 → SO42–;
4) So → S2–; 5) S2O32– → SO3.
31
13. Какое из представленных веществ может быть только восстановителем:
1) N2; 2) N2O; 3) HNO3; 4) NH4Cl; 5) NaNO3?
14. Какое из представленных веществ используется в ОВР только в качестве окислителя:
1) KCNS; 2) KCl; 3) K2SO4; 4) K3PO4; 5) K2Cr2O7?
15. В каком случае идет реакция внутримолекулярного окисления – восстановления:
1) SnCl4 + H2O→ Sn(OH)4 + HCl; 2) N2O3 + NaOH → NaNO2 + H2O;
3) B2O3 + Mg → MgO + B; 4) KClO3 → KCl + O2;
5) KBF4 + Na→ NaF + KF + B?
16. У какого из элементов наполовину заполнены р-орбитали:
1) Nb; 2) V; 3) Sb; 4) Tc; 5) Re?
17. Какие из перечисленных металлов относятся к р-элементам:
1) 53J, 85At; 2) 52Te, 54Xe; 3) 41Nb, 51Sb; 4) 50Sn, 82Pb; 5) 32Ge, 40Zr?
18. Что означает порядковый номер элемента:
1) количество no; 2) количество ē; 3) p+ + no; 4) количество p+;
5) массу атома?
19. Какой из перечисленных элементов имеет формулу[Kr]5s24d105p3:
1) Nb; 2) Ta; 3) Sb; 4) As; 5) Ta?
20. Какой элемент имеет октет электронов на внешнем уровне:
1) Ag+; 2) Fe3+; 3) At –; 4) Mn2+; 5) Ko?
21. Веществом с ионным типом связи является…
1) оксид серы (VI); 2) карбид кремния; 3) оксид серы (IV);
4) нитрид калия; 5) белый фосфор; 6) цирконий.
22. Валентный угол между химическими связями равен 120 в молекулах:
1) BCl3; 2) H2Te; 3) H2O; 4) CO2; 5) CH4.
23. Тип гибридизации бора в молекуле ВС13 …
1) sp; 2) sp2; 3) sp3; 4) sp3d2; 5) sp2d.
24. Только сигма (σ)-связи содержатся в молекулах…
1) N2; 2) O2; 3) CO; 4) HCl; 5) HCN; 6)H2O.
25. В молекуле H2[SiF6] акцептором является атом…
1) фтора; 2) водорода; 3) кремния.
32
26. Чему равно координационное число комплексообразователя в
[Pt(NH3)2Br4]:
1) 2; 2) 3; 3) 4; 4) 6; 5) 9?
27. Каков заряд комплексного иона в соединении [Al(H2O)6]Cl3:
1) 6+; 2) 1–; 3) 1+; 4) 3–; 5) 3+?
28. Как называется соединение [Pt(NH3)4Cl2]Cl2:
1) хлорид дихлоротетраамминплатины(IV);
2) хлорид дихлоротетраамминплатины (II);
3) тетрахлоротетраамминоплатина;
4) дихлорид дихлоротетраамминплатина (II);
5) хлородихлоридтетраамминплатинат (IV)?
29. Какова формула хлорида гексаамминникеля (II):
1) [NiCl2](NH3)6; 2) [Ni(NH3)6]Cl4; 3) [Ni(NH3)6]Cl;
4) [Ni(NH3)6]Cl2; 5) [Ni(NH3)6]Cl3?
30. Чем представлен донор в соединении К2[РtСl4]:
1) отсутствует; 2) [PtCl4]2–; 3) K+; 4) Pt2+; 5) Cl– ?
4. ОТВЕТЫ НА ВОПРОСЫ ТЕСТОВ
Номер
Номер
Номер
задания
ответа
задания
ответа
задания
ответа
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
2
1
3
4
2
3
1
4
3
4
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
4
5
4
5
4
3
4
4
3
3
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
4
1
2
4,6
1
4
4
1
4
5
33
Библиографический список
1. Г л и н к а Л. Н. Общая химия / Л. Н. Г л и н к а. М.: Интеграл-Пресс,
2009. 747 с.
2. З ы р я н о в а И. М. Строение атома и периодическая система элементов /
И. М. З ы р я н о в а, Л. Н. К р у г л о в а / Омский гос. ун-т путей сообщения.
Омск, 2000. Ч. 1. 47 с.
3. З ы р я н о в а И. М. Строение атома и периодическая система элементов /
И. М. З ы р я н о в а, Л. Н. К р у г л о в а / Омский гос. ун-т путей сообщения.
Омск, 2000. Ч. 2. 42 с.
4. З ы р я н о в а И. М. Основные понятия и законы химии / И. М. З ыр я н о в а, Л. Н. К р у г л о в а / Омский гос. ун-т путей сообщения. Омск, 2003.
Ч. 1. 46 с.
5. К о р о в и н Н. В. Общая химия / Н. В. К о р о в и н. М.: Высшая школа,
2002. 558 с.
6. К р у г л о в а Л. Н. Лабораторный практикум по химии / Л. Н. К р у гл о в а, И. М. З ы р я н о в а, А. Ю. М у к а н о в / Омский гос. ун-т путей
сообщения. Омск, 2007. Ч. 1. 35 с.
7. К р у г л о в а Л. Н. Лабораторный практикум по химии / Л. Н. К р у гл о в а, И. М. З ы р я н о в а, А. Ю. М у к а н о в / Омский гос. ун-т путей
сообщения. Омск, 2007. Ч. 2. 32 с.
8. К р у г л о в а Л. Н. Классификация и свойства неорганических веществ, особенности их перевозки железнодорожным транспортом /
Л. Н. К р у г л о в а, И. М. З ы р я н о в а / Омский гос. ун-т путей сообщения.
Омск, 2001. 29 с.
34
ПРИЛОЖЕНИЕ 1
Условные обозначения величин
Обозначение
величины
1
Аr(x)
Наименование
величины
2
Относительная атомная масса элемента
Единицы
измерения
3
Безразмерная
Мr(x)
Относительная молекулярная масса
Безразмерная
M(x)
Масса вещества
г
n(x)
Количество вещества n(x) = m(x) /М(x)
моль
М(x)
Молярная масса
г/моль
Ν
Ν
V(x)
Vm(x)
ω (x)
Ø (x)
X (x)
Сx или [x]
Р
DН2
D(в)
ρ
Т
Число Авогадро (число частиц в одном
моле) ΝА = 6,02∙1023
Число частиц (молекул, атомов, ионов)
Ν = n – ΝА
Объем вещества
частица/моль
Молярный объем вещества
Vm(x) = V(x) /n(x)
Массовая доля вещества в смеси
ω(x) = m(x) / mсмеси
Объемная доля вещества в смеси
Ø(x) = V(x) / Vсмеси
Молярная доля вещества х в смеси
X(x) = n(x) / n(x) + n(y) + n(z)
Молярная концентрация Сx = n(x) / V р-ра
м3/моль,
л/моль
Безразмерная
Давление
Ро = 1 атм = 760 мм. рт. ст. = 101325 Па
Относительная плотность по водороду
DН2 = М (х) /(2 г/моль)
Относительная плотность по воздуху
D(в) = МХ / (29 г/моль)
Плотность ρ = m /V
Температура в градусах Кельвина:
Т = 273 + t °С
35
Частицы
м3, л, мл
Безразмерная
Безразмерная
моль/л
Па
Безразмерная
Безразмерная
г/см3, г/мл
К
О к о н ч а н и е п р и л. 1
1
R
η
τ
ΔН
V
S (х)
2
Универсальная газовая постоянная
R = 8,31 Дж/моль∙К
В системе СИ, когда давление в [Па],
а объем в [м3]
R = 0,082 л∙атм/моль∙К (если объем в
[л], а давление в [атм])
Выход продукта реакции
η = m (х) реальная / m(х) теоретическая ∙100 %
η = ν(х) реальный / ν(х) теоретический ∙ 100 %
Время
Изменение энтальпии
Скорость реакции
Растворимость вещества (х) в данном
растворителе при данной температуре
36
3
Дж/моль ∙К
л∙ атм/моль ∙К
%
с
Дж
моль/л∙с
г/л
ПРИЛОЖЕНИЕ 2
Классификация неорганических веществ
Вещества
Простые
Металлы
K, Fe, Cu,
Mg, Al, Zn
Сложные
Неметаллы
Оксиды
37
Солеобразующие
Основные
Несолеобразующие
Основания
Растворимые в воде
(щелочи)
Соли
Нерастворимые
в воде
Кислотные
Средние
Кислые
Основные
Кислоты
Амфотерные
Кислородсодержащие
Бескислородные
ПРИЛОЖЕНИЕ 3
Названия важнейших кислот и их солей
Формула
кислоты
1
HAlO2
HAsO3
H3AsO4
HАsO2
H3AsO3
HBO2
H3BO3
H2B4O7
HBr
HBrO
HBrO3
HCOOH
CH3COOH
HCN
H2CO3
H2C2O4
HCl
HClO
HClO2
НС1О3
HClO4
HCrO2
H2CrO4
H2Cr2O7
HJ
HJO
HJO2
HJO3
HJO4
Название
кислоты
2
Метаалюминиевая
Метамышьяковая
Ортомышьяковая
Метамышьяковистая
Ортомышьяковистая
Метаборная
Ортоборная
Четырехборная
Бромоводородная
Бромноватистая
Бромноватая
Муравьиная
Уксусная
Циановодородная
Угольная
Щавелевая
Хлороводородная (соляная)
Хлорноватистая
Хлористая
Хлорноватая
Хлорная
Метахромистая
Хромовая
Двухромовая
Иодоводородная
Иодноватистая
Иодистая
Иодноватая
Иодная
38
соли
3
Метаалюминат
Метаарсенат
Ортоарсенат
Метаарсенит
Ортоарсенит
Метаборат
Ортоборат
Тетраборат
Бромид
Гипобромит
Бромат
Формиат
Ацетат
Цианид
Карбонат
Оксалат
Хлорид
Гипохлорит
Хлорит
Хлорат
Перхлорат
Метахромит
Хромат
Дихромат
Иодид
Гипоиодит
Иодит
Иодат
Периодат
О к о н ч а н и е п р и л. 3
1
HМnO4
H2MnO4
H2MoO4
HN3
HNO2
HNO3
HPO3
H3PO4
H4P2O7
H3PO3
H3PO2
H2S
HSCN
H2SO3
H2SO4
H2S2O3
H2S2O7
H2S2O8
H2Se
H2SeO3
H2SeO4
H2SiO3
HVO3
H2WO4
2
Марганцовая
Марганцовистая
Молибденовая
Азидоводород (азотистоводородная)
Азотистая
Азотная
Метафосфорная
Ортофосфорная
Двуфосфорная (пирофосфорная)
Фосфористая
Фосфорноватистая
Сероводород
Родановодород
Сернистая
Серная
Тиосерная
Двусерная (пиросерная)
Пероксодвусерная (надсерная)
Селеноводород
Селенистая
Селеновая
Кремниевая
Ванадиевая
Вольфрамовая
39
3
Перманганат
Манганат
Молибдат
Азид
Нитрит
Нитрат
Метафосфат
Ортофосфат
Дифосфат (пирофосфат)
Фосфит
Гипофосфит
Сульфид
Роданид
Сульфит
Сульфат
Тиосульфат
Дисульфат (пиросульфат)
Пероксодисульфат (персульфат)
Селенид
Селенит
Селенат
Силикат
Ванадат
Вольфрамат
ПРИЛОЖЕНИЕ 4
Периодическая система элементов Д. И. Менделеева
Период
Группа
Ряд
1
I
2
II
3
III
IV
4
V
VI
40
5
VII
I
II
H
1,00794
1s1
Li
3
6,94 2s1
7
La
57 Ce
138,905
5d16s2
ЛАНТАН
Ac
[227]
6d17s2
X
ЦЕРИЙ
89 Th
АКТИНИЙ
БЕРИЛЛИЙ
Mg
МАГНИЙ
Zn
4s2 65,38
МЕДЬ
ЦИНК
Sr
37
5s1
38
VI
Cd
48
5s1 107,8682
5s2 112,41
СЕРЕБРО
КАДМИЙ
Ba
55
6s1 137,33
ЦЕЗИЙ
Au
79
6s1 196,966
ЗОЛОТО
Fr
7s1
ФРАНЦИЙ
ПРАЗЕОДИМ
ТОРИЙ ПРОТАКТИНИЙ
УГЛЕРОД
21
14 Si
КРЕМНИЙ
Ti 22
РТУТЬ
Ra
88
226,0254
47,9
СКАНДИЙ
Ga
31
VII
(H) 2 2
4р1 69,72
Y 39
ОЛОВО
71
La- Lu Hf
178,4
*
81
6р1 204,3
Tl
ТАЛЛИЙ
7s2
103
Ac-
**
РАДИЙ
КИСЛОРОД
СЕРА
Cr
ВАНАДИЙ
4р3 74,921
Se
4р4
МЫШЬЯК
92,9064 4d45s1
СЕЛЕН
Sb
5р3 121,7
СУРЬМА
6р3
Bi
ВИСМУТ
105
6d37s2
ДУБНИЙ
НЕОДИМ ПРОМЕТИЙ
92 Np
238,02
5f36d17s2
УРАН
САМАРИЙ
93 Pu
237,0482
5f46d17s2
НЕПТУНИЙ
[244]
5f47s2
151,96
4f76s2
157,2
4f75d16s2
ЕВРОПИЙ ГАДОЛИНИЙ
6p4
ПЛУТОНИЙ
АМЕРИЦИЙ
АРГОН
Fe
[247]
5f76d17s2
КЮРИЙ
БРОМ
43
ИОД
Re
75
Po
85
ПОЛОНИЙ
265,266
СИБОРГИЙ
ТЕРБИЙ
162,5
4f106s2
[251]
5f107s2
107
[264]
БОРИЙ
66 Ho
ДИСПРОЗИЙ
97 Cf
[247]
5f86d17s2
АСТАТ
Bh
106
At
ГОЛЬМИЙ
98 Es
[251]
5f117s2
27
Ni
ЖЕЛЕЗО
КОБАЛЬТ
28
3d84s2
НИКЕЛЬ
4р6 83,80
КРИПТОН
Ru
44
Rh
45
Pd
46
4d75s1 102,9055 4d85s1 106,4
РУТЕНИЙ
РОДИЙ
4d105s0
ПАЛЛАДИЙ
Xe
54
5р6 131,30
КСЕНОН
Os
76
Ir 77
5d66s2 192,2
ОСМИЙ
86
Rn
6p6
[222]
Pt 78
5d76s2 106,4
ИРИДИЙ
5d96s1
ПЛАТИНА
РАДОН
Hs
[267]
67 Er
164,9304
4f116s2
Co
Kr
РЕНИЙ
[209] 6p5 [210]
26
3d64s2 58,933 3d74s2 58,70
36
5d46s2 186,207 5d56s2 190,2
Sg
**АКТИНОИДЫ
[243]
5f77s2
4р5 79,904
ВОЛЬФРАМ
158,9254
4f96s2
94 Am 95 Cm 96 Bk
Br
5р5 126,9045
74
84
208,9804
РЕЗЕРФОРДИЙ
150,4
4f66s2
Ar
3р6 39,94
МАРГАНЕЦ
53 I
ТЕЛЛУР
* ЛАНТАНОИДЫ
60 Pm 61 Sm 62 Eu 63 Gd 64 Tb 65 Dy
[145]
4f56s2
НЕОН
18
ТЕХНЕЦИЙ
Te
5р4 127,6
ТАНТАЛ
6d27s2 [262]
[261]
Ne
2р 20,17
98,9062 4d55s2 101,07
МОЛИБДЕН
52
W
73
Db
104
25
Tc
42
95,94 4d55s1
НИОБИЙ
83
СВИНЕЦ
Lr Rf
ХЛОР
35
78,9
41 Mo
ГАФНИЙ
6p2 207,2
Cl
3р5 35,453
ХРОМ
34
5d26s2 180,947 5d36s2 183,8
82 Pb
4,00260
ГЕЛИЙ
50,9415 3d34s2 51,996 3d54s1 54,9380 3d54s2 55,84
Ta
72
ФТОР
Mn
24
VIII
He
10
18,9984
17
3р4 32,06
ФОСФОР
51
5р2 118,6
ИНДИЙ
89
Sn
50
2р5
16 S
3р3 0,97376
Nb
40
ЦИРКОНИЙ
In
5р1 112,41
57
72,5
91,22 4d25s2
ИТТРИЙ
АЗОТ
F
9
2р4 15,999
33 As
ГЕРМАНИЙ
Zr
4d15s2
49
ТИТАН
Ge
4р2
ГАЛЛИЙ
8 O
14,0067
V 23
3d24s2
32
2р3
15 P
3р2 28,085
АЛЮМИНИЙ
БАРИЙ
Hg
144,2
4f46s2
91 U
231,0359
5f26d17s2
Sc
6s2
80
59 Nd
140,9077
4f36s2
56
6s2 200,5
87
[223]
26,9815
7 N
2р2 12,011
БОР
3p1
СТРОНЦИЙ
Ag
6 C
Al
13
5s2 88,91
87,62
РУБИДИЙ
47
2p1 10,81
4s2 44,956 3d14s2
30
3d104s1 63,54
B
5
КАЛЬЦИЙ
Cu
85,467
20
40,08
КАЛИЙ
Rb
3s2
Ca
4s1
29
12
24,305
НАТРИЙ
39,098
4
2s2
9,01218
3s1
K 19
90 Pa
232,0381
6d27s2
Be
11
22,9898
58 Pr
140,12
4f26s2
V
1s
ЛИТИЙ
Na
VIII 132,9054
IX
IV
ВОДОРОД
Cs
6
III
1
108
ХАССИЙ
Mt
МЕЙТНЕРИЙ
68 Tm
167,2
4f126s2
ЭРБИЙ
109
[268]
69 Yb
168,9342
4f136s2
ТУЛИЙ
70 Lu
173,0
4f146s2
ИТТЕРБИЙ
71
174,967
5d16s2
ЛЮТЕЦИЙ
99 Fm 100 Md 101 No 102 Lr 103
БЕРКЛИЙ КАЛИФОРНИЙ ЭЙНШТЕЙНИЙ
[257]
5f127s2
[258]
5f137s2
ФЕРМИЙ МЕНДЕЛЕВИЙ
[255]
5f147s2
НОБЕЛИЙ
[256]
6d17s2
ЛОУРЕНСИЙ
ПРИЛОЖЕНИЕ 5
Относительные молекулярные массы
неорганических соединений (округленные)
41
Катионы
Анионы
17,0
OH
35,5
Cl
32,0
S2
127,0
J
80,0
Br
80,0
SO32
96,0
SO42
95,0
PO43
60,0
CO32
76,0
SiO32
62,0
NO3
59,0
H3C2O2
16
O2
39,0
K+
23,0
Na+
137,0
Ba2+
40,0
Ca2+
24,0
Mg2+
27,0
Al3+
52,0
Cr3+
56,0
Fe2+
56,0
Fe3+
55,0
Мn2+
65,0
Zn2+
108,0
Ag+
201,0
Hg2+
201,0
Hg+
64,0
Cu2+
207,0
Pb2+
209,0
Bi3+
119,0
Sn2+
1,0
H+
18,0
NH4+
56
40
171
74
58
78
103
90
107
89
99
125
235
218
98
214
260
153
18
35
74,5
58,5
208
111
95
133,5 158,5
127
162,5
126
136
143,5
272
236,5
135
278
315,5
190
36,5
53,5
110
78
169
72
56
150
200
88
208
87
97
248
233
433
96
239
514
151
34
68
166
150
391
294
278
408
433
310
437
309
319
235
455
328
318
261
590
373
128
145
119
103
297
200
184
267
292
216
296
215
225
188
361
281
224
367
449
279
81
98
158
126
217
120
104
294
344
136
352
135
145
296
281
482
144
287
658
199
82
116
174
142
233
136
120
342
392
152
400
151
161
312
297
498
160
303
706
215
98
132
212
164
601
310
262
122
147
358
151
355
385
419
793
698
282
811
304
547
98
149
138
106
197
100
84
234
284
116
292
115
125
279
261
462
124
267
598
179
62
96
154
122
213
116
100
282
332
132
340
131
141
292
277
478
140
283
646
195
78
112
101
85
261
164
148
213
238
180
242
179
189
170
325
263
188
331
395
243
63
80
98
82
255
158
142
204
229
172
233
173
183
167
319
260
182
325
386
237
60
77
94
62
153
56
40
102
152
72
160
71
81
232
217
418
80
223
466
135
ПРИЛОЖЕНИЕ 6
Шкала значений электроотрицательности по Полингу
Электроотрицательность
группа
I
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
II
2,1
1,0
0,9
0,8
0,8
0,7
0,7
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
III
1,5
1,2
1,0
1,0
0,9
0,9
B
Al
Ga
In
Tl
2,0
1,5
1,6
1,7
1,8
IV
V
C 2,5
Si 1,8
Ge 1,8
Sn 1,8
Pb 1,8
N 3,0
P 2,1
As 2,0
Sb 1,9
Bi 1,9
42
VI
O
S
Se
Te
Po
3,5
2,5
2,4
2,1
2,0
VII
F
Cl
Br
I
At
4,0
3,0
2,8
2,5
2,2
Учебное издание
КРУГЛОВА Лидия Николаевна,
ЗЫРЯНОВА Ирина Михайловна
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ ПО ХИМИИ
Часть 1
________________________________
Редактор Н. А. Майорова
***
Подписано в печать .05.2013. Формат 60 84 1/16.
Офсетная печать. Бумага офсетная. Усл. печ. л. 2,7. Уч.-изд. л. 3,0.
Тираж 300 экз. Заказ
.
**
Редакционно-издательский отдел ОмГУПСа
Типография ОмГУПСа
*
644046, г. Омск, пр. Маркса, 35
Л. Н. КРУГЛОВА, И. М. ЗЫРЯНОВА
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ
ПО ХИМИИ
ЧАСТЬ 1
ОМСК 2013
Документ
Категория
Без категории
Просмотров
27
Размер файла
762 Кб
Теги
1294
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа