17

Мади (гту)

КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА

ПО ХИМИИ

СТУДЕНТА ГРУППЫ 13 ПП

ДОРОФЕЕВА

ВАДИМА ГЕННАДЬЕВИЧА

ВАРИАНТ 99

Москва

2005

Тема: Моль. Количество вещества эквивалента (эквивалент)

и молярная масса эквивалента (эквивалентная масса) простых и сложных веществ. Закон эквивалентов.

№4.

Из 1.3г гидроксида металла получается 2,85г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалента этого металла.

Решение.

Молярная масса эквивалента гидроксида металла Ме равна сумме молярных масс эквивалентов металла Ме и гидроксильной группы ОН¯;

Молярная масса сульфата металла равна сумме молярных масс эквивалентов металла Ме и кислотного остатка SО4¯² ;

Молярная масса эквивалента ОН¯ равна 17 (16+1);

Молярная масса эквивалента кислотного остатка SО4¯² равна молярной массе кислотного остатка SО4¯² (96), деленной на основность кислоты (2), т.е. 96/2=48.

По закону эквивалентов составляем пропорцию

1.3г - mЭ(Ме)+17

2.85г - mЭме+48

1.3*mЭме +1.3*49 = 2.85*mЭме + 2.85*17

1.55mЭме = 13.95

MЭме = 9 г/моль.

Тема: Строение атома

№25

Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 4s или 3d; 5s или 4p? Почему? Напишите электронную формулу атома элемента с порядковым номером 21.

Решение.

Орбиталь – это пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Электроны, движущиеся в орбиталях близкого размера, образуют электронные слои, или энергетические уровни.

Энергетические уровни нумеруют в порядке возрастания от ядра: 1,2,3,4,5,6,7. Иногда их обозначают соответственно: K, L, M, N, O, P, Q.

Целое число n, обозначающее номер уровня, называют квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого уровня, поэтому они сильнее притягиваются к ядру. Чем больше номер энергетического уровня, тем, соответственно, выше энергия электронов этого уровня.

Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода в системе Менделеева, в котором он стоит.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно удвоенному квадрату номера уровня:

N=2n²;

N – число электронов; n- номер уровня(считая от ядра) или главное квантовое число.

В соответствии с эти уравнением наибольшее число электронов:

на 1-ом уровне-не более2; на 2-ом не более 8; на 3-ем не более 18, на 4-ом не более32.

Строение электронного уровня.

Начиная со 2-го уровня, уровни разделяются на подуровни. Число подуровней равно значению главного квантового числа, т.е. числу уровня, но не более 4.

Подуровни состоят из орбиталей. Подуровни обозначают в направлении от ядра: s, p, d, f.

Первый подуровень s состоит из одной s-орбитали;

Второй подуровень p состоит из 3-ех p-орбиталей;

третий подуровень d –из 5-ти d-орбиталей;

четвертый подуровень f состоит из 7-ми f-орбиталей.

Принцип Паули: в каждой орбитали может находиться не более 2-ух электронов.

Принцип наименьшей энергии: Каждый электрон в атоме занимает свободную орбиталь с наиболее низкой энергией, отвечающей его прочной связи с ядром. Наименьшей энергией обладают электроны 1-го энергетического уровня. С ростом порядкового номера элемента электроны заполняют орбитали и уровни в порядке их возрастания: уровни от1 к 7, подуровни от s до f.

В соответствии с этим составляется электронная формула атомов периодической системы элементов Менделеева.

Электронная конфигурация обозначается : nl^, где n-главное квантовое число, l-орбиталь (s, p, d, f), ^- число электронов.

Последовательность заполнения энергетических уровней и подуровней следующая:

1s/2s/2p/3s/3p/4s/3d/4p/5s/4d/5p/6s/5d'/4f/5d/6p/7s/(6d¹¯²)/5f/6d/7p

Ответ:

Так как по принципу наименьшей энергии электроны заполняют орбитали и уровни в порядке возрастания их энергий: уровни от1 до 7, орбитали от s до f, то из орбиталей 4s и 3d раньше заполнится орбиталь 3 уровня, т.е. 3d, а из орбиталей 5s и 4p раньше заполнится орбиталь 4 уровня, т.е. 4p.

Электронная формула атома элемента с порядковым номером 21 будет содержать 4 уровня, т.к. число уровней равно номеру периода в системе Менделеева.

Итак, электронная формула элемента скандия выглядит так:

21 Sc 1s²/2s²2p6/ 3s²3p63d¹ / 4s²

4 уровень 4s²

3 уровень3s²3p63d¹

2 уровень2s²2p6

1 уровень1s²

Тема: Периодическая система элементов Д.И. Менделеева

№51.

У какого из p-элементов пятой группы периодической системы – фосфора или сурьмы сильнее выражены неметаллические свойства? Какое из водородных соединений данных элементов более сильный восстановитель? Ответ мотивируйте строением атома этих элементов.

Решение.

Электронные формулы фосфора P и сурьмы Sb:

15P 1s²/2s²2p6/ 3s²3p3

3 уровень3s²3p3

2 уровень2s²2p6

1 уровень1s²

51 Sb 1s²/2s²2p6/ 3s²3p63d10 / 4s²4p64d10/5s²5p3

5 уровень 5s²5p3

4 уровень 4s²4p64d10

3 уровень3s²3p63d10

2 уровень2s²2p6

1 уровень1s²

Атом фосфора относится к V группе III периода, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов, он относится к p-элементам.

Атом сурьмы относится к V группе V периода, на внешнем энергетическом уровне тоже 5 электронов, идет заполнение p-подуровня.

Неметаллические свойства атома определяются сродством к электрону, т.е. способностью присоединять электроны. У фосфора электроны на 3 внешнем уровне, в p-орбитали сильнее притянуты к ядру, чем у сурьмы в 5 уровне, ему легче притянуть электроны, т.е. легче проявить неметаллические свойства. Поэтому, несмотря на одинаковое количество электронов на внешнем уровне, неметаллические свойства сильнее выражены именно у фосфора.

В случае образования водородного соединения фосфором или сурьмой электрон с внешней оболочки водорода перейдет на внешнюю оболочку атома фосфора и сурьмы, но в случае фосфора это притяжение будет сильнее, и, соответственно, восстановительные свойства (способность отдавать электроны) слабее проявятся у фосфора, сильнее у сурьмы.

Тема: Химическая связь и строение молекул.

Конденсированное состояние вещества.

№63.

Какой способ образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным?

Какие химические связи имеются в ионах NH4¯ и BF4 ¯? Укажите донор и акцептор.

Решение.

При наличии незавершенных внешних энергетических уровней атома он стремится к их заполнению путем химического взаимодействия и образования химической связи с другими атомами. В образовании химической связи участвуют валентные электроны, т. е. электроны незавершенного внешнего уровня. Химические связи могут быть 3-ех типов:

ковалентная, ионная и металлическая.

Ковалентная связь. Когда два атома приближаются друг к другу на близкое расстояние, электронные орбитали внешних незавершенных уровней перекрывают друг друга, притягивают ядра атомов и образуют общее электронное облако или ковалентную связь.

Если возникает одно общее электронное облако или ковалентная связь, то связь называется одинарной, если две пары электронов образуют связь – она называется двойной и т.д.

Итак, ковалентная связь это химическая связь, осуществляемая электронными парами. Это двухэлектронная и двухцентровая (удерживает два ядра) связь. Соединения с ковалентной связью называются гомеополярными или атомными. Связь может быть неполярной (электронное облако равномерно удалено от центров ядер атомов, как в двухатомных молекулах О2 N2 H2) и полярной (смещенной в сторону атома с большей электроотрицательностью как NH3, HCl).

Разновидностью ковалентной связи является донорно-акцепторная связь. В этом случае химическая связь возникает за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого атома как в случае образования иона аммония NH4+.

Схема образования связей иона аммония NH4+.

Строение атома N: N7 1s²/2s²2p3

2 уровень2s²2p3

1 уровень1s²

Строение атома Н: 1s¹

1 уровень1s¹

В молекуле аммиака каждый из 3-ех p-электронов азота N участвует в образовании ковалентной связи с одним электроном атома водорода, образуется тройная связь. При этом у атома азота N осталась неподеленная пара s-электронов. У иона же водорода H+ имеется свободная 1s-орбиталь.

При образовании иона аммония связь образуется за счет неподеленной пары s-электронов молекулы аммиака NH3 и свободной s-орбитали иона водорода H+.

Атом, предоставляющий неподеленную пару электронов (в данном случае N), называется донором, атом, принимающий ее (в данном случае H) называется акцептором.

Схема образования связей в ионе BF4¯.

Строение атома B: B5 1s²/2s²2p¹

2 уровень2s²2p¹

1 уровень1s²

Строение атома F: F9 1s²/2s²2p5

2 уровень2s²2p5

1 уровень1s²

Атом бора имеет на внешнем уровне один неспаренный p-электрон и два спаренных s- электрона

Атом фтора имеет на внешнем уровне два спаренных s-электрона, две пары спаренных p-электронов и один неспаренный p-электрон.

В образовании молекулы BF3 участвуют три электрона внешнего уровня атома бора и остается свободная p-орбиталь (т.к. из возможных 3-ех орбиталей на 2-ом подуровне занята лишь одна), а также по одному неспаренному p-электрону внешнего уровня от 3-ех атомов азота). В этом соединении фтор донор, бор акцептор.

Ион фтора F¯ образуется присоединением электрона к атому фтора, при этом на внешнем уровне атома фтора заполняется 3-ий последний подуровень 2 –ого уровня, свободной орбитали нет.

Далее в образовании иона фтора BF4¯ участвует пара электронов атома фтора и свободная орбиталь атома бора.

Связь ковалентная, донорно-акцепторная, донор – фтор F, акцептор – бор B.

Тема: Энергетика химических процессов (термохимические расчеты)

Задача №99.

При сгорании 1л ацетилена (н.у.) выделяется 56.053 кДж теплоты. Напишите термохимическое уравнение реакции, в результате которой образуются пары воды и диоксида углерода. Вычислите теплоту образования С2Н2 (г).

Решение.

Реакция горения ацетилена (н.у.) выражается термохимическим уравнением6

С2Н2 (г) + 2½О2 = 2 СО2(г) + Н2О (г)

Теплотой образования (энтальпией) С2Н2 называют тепловой эффект реакции образования 1 моль этого соединения из простых веществ, взятых в их устойчивом состоянии при данных условиях (н.у.).

Обычно теплоту образования относят к стандартному состоянию, т.е. 25ºС (298ºК) и 1.013-10 Па и обозначают через ∆Н. Так как тепловой эффект с температурой изменяется незначительно, то в дальнейшем индексы опускаются, и тепловой эффект обозначается через ∆Н.

Для определения теплоты образования ацетилена нужно вычислить тепловой эффект реакции, термохимическое уравнение которой имеет вид:

2 С (графит) + Н2(г) + = С2Н2 (г); ∆Н = ?

исходя из следующих данных:

а). С2Н2 (г) + 2½О2 = 2 СО2(г) + Н2О (г); ∆Нх.р.

б). С (графит) + О2(г) = СО2 (г); ∆Н = -393.51 кДж (см. табл.5)

в). Н2 +½О2 (г) = Н2О (г); ∆Н = - 241.83 кДж (см. табл.5)

Из закона Авогадро вытекает, что при одинаковых условиях 1 г/моль любого газа занимает объем 22.4л.

Тепловой эффект реакции сгорания 1 литра ацетилена С2Н2 (г) по условиям задачи составил 56.053 кДж.

Исходя из уравнения а). в реакцию вступил 1 г/моль ацетилена С2Н2 (г), следовательно тепловой эффект реакции по уравнению а). составит:

1л - 56.053 кДж

22.4л - Х кДж

Х == 1255.587 кДж

Т.е. ∆Нх.р. по уравнению а). = 1255.587 кДж

Термохимические расчеты проводят на основании закона Гесса

«Тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода»

и следствия из закона Гесса

«Тепловой эффект реакции ∆Нх.р. равен сумме теплот образования ∆Нобр. Продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции»

∆Нх.р.= ∑Нобр.прод. - ∑Нобр.исх.

На основании следствия из закона Гесса с термохимическими уравнениями можно оперировать так же, как с алгебраическими. Для получения искомого результата оперируем с коэффициентами уравнения, умножая уравнение б) на коэффициент 2, уравнение в) оставляя без изменения, затем сумму этих уравнений вычесть из уравнения а)

С2Н2 (г) + 2½О2 – 2С - 2О2 - Н2 - ½О2 = 2СО2(г) + Н2О (г) +1255.587 кДж - 2СО2-2(-393.51 кДж) - Н2О –(- 241.83 кДж);

∆Нх.р. = 1255.587 кДж +2*(-393.51 кДж) +(- 241.83 кДж);

∆Нх.р = 226.75 кДж

С2Н2 = 2С+Н2 +226.75 кДж

Стандартная теплота образования ацетилена С2Н2 составляет 226.75 кДж.

Тема: Химическое сродство

Задача №113

Вычислите ∆Hº, ∆Sº и ∆Gтºреакции, протекающей по уравнению

Fe2O3(к)+3Н2(г) = 2Fe(к) + 3Н2О (г)

Возможна ли реакция восстановления Fe2O3(к) водородом при 500 и 2000ºК?

Решение.