Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Общая химия. Учебное пособие-1
.pdf
11
Закон постоянства состава вещества всегда выполняется лишь для веществ молекулярной структуры, т. е. для всех жидкостей, газов и твердых веществ, имеющих молекулярную кристаллическую решетку.
Закон кратных отношений: если два элемента образуют между собой
несколько молекулярных соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые
числа.
В молекулах SO2 и SO3 соотношение кислорода в этих соединениях 2:3.
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых
условиях (температуре, давлении) содержится одинаковое число молекул.
Число Авогадро — число, показывающее количество структурных еди-
ниц в 1 моль:
n = N / NA (моль),
где NA = 6,02 × 1023 моль–1 — число Авогадро;
N — число структурных единиц;
n — количество вещества, моль.
Следствия из закона Авогадро. При нормальных условиях 1 моль любо-
го газа занимает объем 22,4 л:
n = V / Vm (моль),
где n — количество вещества, моль;
V — объем газа, л;
Vm — молярный объем газа, 22,4 л/моль.
Плотность одного газа по другому газу — отношение молярной массы
одного газа к молярной массе другого. Плотность вещества А по веществу В:
Д
(В)
= М
(А)
/ М
(В)
,
где Д
(В)
— плотность вещества А по веществу В;
М
(А)
— молярная масса вещества А, г/моль;
М
(В)
— молярная масса вещества В, г/моль.
Объединенный газовый закон — уравнение Клапейрона — Менделеева:
Р × V = (m / M) × RT,
12
где m — масса газа, г, кг;
M — молярная масса газа, кг/моль, г/моль;
Р — давление, Па;
V — объем, м3, л;
T — абсолютная температура, К;
R — универсальная газовая постоянная, 8,314 (Па⸱м3) / (моль⸱К).
Закон эквивалентов: массы реагирующих веществ относятся между со-
бой как молярные массы их эквивалентов, или вещества взаимодействуют между собой в количествах, пропорциональных их эквивалентам:
m1 / m2 = M
э1
/ Mэ2 или nэ1 = nэ2,
где m1 и m2 — массы реагирующих веществ;
М
э1
и Мэ2 — молярные массы эквивалентов;
nэ1 и nэ2 — количества эквивалентов.
Эквивалент — это реальная или условная частица вещества, которая
в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному катиону водорода
или в данной окислительно-восстановительной реакции — одному электрону.
Масса 1 моль называется молярной массой эквивалента. Обозначается
М
э
, измеряется в г/моль, кг/моль. Молярная масса эквивалента равна:
в
М
М
элементавэ
=
)(
.
Например:
2
М
М
эСа
=
.
в
М
М
эоксида
=
n
.
Например:
32
)(
32
Fe
32
=
OFeM
М
Oэ
.
)(
−
=
ОНгруппчисло
M
М
эоснования
.
Например:
1
NaOH)(
M
М
э
=
;
3
)Al(OH)(
3
M
M
э
=
.
кислотыосновность
М
М
кислоты
=
э
.
Например:
1
)HNO(
3
M
М
э
=
;
2
)SOH(
42
M
M
э
=
.
вn
=
М
M
сол иэ
.
Например:
2
32
СОэNa
M
М =
;
32
32
(SO)Fe
=
M
M
э
.
где М — молярная масса;
n — число атомов элемента;
в — валентность элемента.
13
В пищевых технологиях применяют различные газы: этилен для дозаривания овощей и фруктов; углекислый газ для насыщения напитков; азот для
производства модифицированной газовой среды. Транспортировку этих газов
производят в баллонах в сжатом состоянии в соответствии с законом Клапейрона — Менделеева.
Пример 1: при некоторой температуре плотность паров фосфора по возду-
ху 4,272. Из скольких атомов состоит молекула фосфора при этой температуре?
Решение:
29
)(
)(
)(
)(
x
в
x
в
PМ
М
PМ
Д ==
;
мольгДPМ
вx
/12429272,429)(
)(
===
.
124)Mr(P
x
=
;
31
)(
=
p
Ar
;
4
31
124)(
)(
===
P
x
Ar
PMr
x
.
Молекула фосфора Р4 состоит из четырех атомов.
Пример 2: при растворении 0,65 г металла в кислоте выделилось
224 мл водорода (н.у.). Вычислить молярную массу эквивалента металла.
Решение:
)(
)(
)(H
(Me)
2
m
m
Нэ
Меэ
М
M
=
;
мольгM
H
/2
)(
2
=
;
мольгM
H
э
/1)(=
.
m
H
H
H
VM
m
)(
)(
)(
)(H
2
2
2
2
V
n ==
;
m
HH
H
V
VM
m
)()(
)(
22
2
=
;
г
мольл
лмольг
m
H
02,0
/4,22
22,0/2
)(
2
=
=
.
мольг
г
мольгг
M
М
Нэ
Меэ
/5,32
02,0
/165,0
m
m
)(H
)((Me)
)(
2
=
=
=
.
Задания для самоконтроля
1. Сформулируйте закон сохранения массы.
2. Сформулируйте закон постоянства состава вещества.
3. Сформулируйте закон кратных отношений.
4. Сформулируйте закон Авогадро, его следствия.
5. Сформулируйте объединенный газовый закон, уравнение Клапейрона —
Менделеева.
6. Сформулируйте закон эквивалентов, приведите примеры расчета моляр-
ной массы эквивалента для различных соединений.
Контрольные задания
1. Вычислите молекулярную массу вещества, если 500 мл его паров имеют массу 0,93 г (температура 87 °С, давление 96 кПа). Определите плотность
паров вещества по воздуху.
14
2. Относительная плотность паров серы по азоту равна 6,857. Вычислите
относительную молекулярную массу паров серы, установите молекулярную
формулу этого вещества.
3. Масса 1 л азота равна 1,251 г, а масса 0,5 л неизвестного газа составляет 0,984 г (н.у.). Вычислите молекулярную массу неизвестного газа, исходя из
его плотности по азоту; из молярного объема.
4. Какой объем при нормальных условиях занимают 60 г аргона? Рассчитайте давление для хранения этого аргона в газовом баллоне емкостью 20 л при
температуре 20 °С.
5. Установите формулу газообразного вещества, имеющего элементный
состав: 94,11 % серы и 5,89 % водорода. Плотность газа по аммиаку составляет 2. Рассчитайте массу одной молекулы этого газа.
6. Установите формулу газообразного вещества, имеющего элементный
состав: 85,63 % углерода и 14,37% водорода. Плотность данного газа по водороду составляет 28. Рассчитайте массу одной молекулы этого газа.
7. При термическом разложении 25 г известняка был получен газообразный продукт реакции. Какой объем (н.у.) он занимает?
8. Какую массу имеют 1,5∙10
10
молекул водорода? Какой объем при этом
(н.у.) занимает газ?
9. Вычислите объем (н.у.) оксида серы (IV), образующегося при сжигании
4 г серы. Какой объем воздуха при этом необходим?
10. В баллоне вместимостью 10 л находится кислород под давлением
140 кПа. Рассчитайте массу газа.
11. При взаимодействии металла с кислотой выделилось 350 мл водорода
(н.у.). Определите массу вступившего в реакцию металла, если его молярная
масса эквивалента 12 г/моль.
12. При окислении 10,8 г алюминия образуется 20,4 г его оксида. Вычислите молярную массу эквивалента алюминия в данной реакции.
13. Содержание некоторого металла в сульфиде составляет 43 %. Вычислите молярную массу эквивалента, относительную атомную массу металла, если его валентность равна двум.
14. Рассчитайте фактор эквивалентности ортофосфорной кислоты, определите ее основность, если 4,9 г кислоты вступило в реакцию с 4,0 г гидроксида
натрия. Напишите уравнение реакции.
15. Вычислите молярную массу эквивалента цинка, если при взаимодействии 0,8 г кальция и 1,3 г цинка с кислотой выделяются одинаковые количества водорода. Молярная масса эквивалента кальция — 20 г/моль.
15
16. Сера образует два оксида. Содержание серы в одном из них составля-
ет 50 %, в другом — 40 %. Определите молярные массы эквивалента серы
в этих оксидах.
17. При сгорании 9,6 г серы в кислороде образовалось 19,2 г оксида. Чему
равна эквивалентная масса серы и ее оксида?
18. На восстановление 3,6 г оксида металла пошло 1 666 мл водорода
(н.у.). Рассчитайте эквивалентные массы оксида и металла.
19. На восстановление трехвалентного металла массой 8 г израсходовано
3,87 г алюминия. Определите молярную массу эквивалента и название металла.
Напишите уравнение реакции.
20. Одно и то же количество металла соединяется с 0,2 г кислорода
и с 3,17 г одного из галогенов. Определите эквивалентную массу галогена.
16
РАЗДЕЛ 3. СТРОЕНИЕ АТОМА.
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
Атом — мельчайшая частица химического элемента, состоит из положи-
тельно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных
электронов.
Количество протонов (Np) определяет заряд ядра атома (Z) и равно поряд-
ковому номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева (Z): Np = Z.
Число электронов в нейтральном атоме равно числу протонов и равно по-
рядковому номеру: Nē = Np = Z.
Атомная масса равна сумме протонов и нейтронов: A = Np + Nn.
Число нейтронов в ядре может быть найдено по разности между массо-
вым числом и порядковым номером элемента: Nn = А − Z.
Принцип неопределенности Гейзенберга: невозможно одновременно
точно определить координаты элементарной частицы (электрона) и ее скорость.
Области пространства с максимальной вероятностью нахождения в них
электрона (> 90 %) называются электронными облаками или орбиталями.
Квантовые числа:
1. Главное квантовое число (n) определяет размеры электронного облака
и энергию электрона, может принимать все целые значения от 1 до ∞, т. е. 1, 2,
3, 4, 5, 6, … Чем больше n, тем больше энергия электрона. Совокупность электронов, характеризуемых определенным главным квантовым числом, образует
в атоме энергетический уровень или слой.
2. Побочное (орбитальное) квантовое число (l) определяет форму элек-
тронного облака и характеризует энергию электрона на энергетическом под-
уровне, может принимать целочисленные значения от 0 до (n – 1). Совокуп-
ность электронов данного уровня, характеризуемых определенным орбитальным квантовым числом, образует подуровень. Численным обозначениям подуровней соответствуют буквенные: 0 — s; 1 — p; 2 — d; 3 — f.
3. Магнитное квантовое число (ml) определяет ориентацию электронного облака в пространстве; оно связано с орбитальным квантовым числом l
и может принимать целочисленные значения от –l, 0, +l. Число значений ml для
данного подуровня составляет (2l + 1).
4. Спиновое квантовое число (ms) условно характеризует собственное
вращение электрона вокруг своей оси; оно может принимать только два значения: +1/2 и –1/2.
17
Первые три квантовых числа характеризуют орбиталь, на которой нахо-
дится данный электрон; четвертое квантовое число характеризует поведение
электрона на данной орбитали.
Принцип Паули (запрет Паули): в атоме не может быть двух электронов
с одинаковыми квантовыми числами.
Это значит, что на орбитали, характеризуемой тремя квантовыми числами, не может быть более двух электронов. Два электрона, находящихся на одной орбитали, отличаются друг от друга значениями спинового квантового
числа, т. е. характеризуются противоположными, или антипараллельными,
спинами и называются спаренными
Принцип наименьшей энергии: электрон в атоме стремится занять место
с наименьшим запасом энергии.
Размещение электронов в атоме должно отвечать наибольшей связи их
с ядром, т.е. электроны должны обладать наименьшей энергией.
Правило Клечковского: заполнение энергетических подуровней происхо-
дит последовательно от подуровней с меньшими значениями (n + l) к подуровням с большим значением этой суммы. При равных значениях (n + l) вначале
заполняется подуровень с меньшим значением n.
Электроны заполняют подуровни в следующей последовательности:
1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 4s2 3d10 4р6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 6f14 7p6
Правило Хунда: при данном значении побочного квантового числа суммарное спиновое квантовое число электронов, заполняющих орбитали, должно
быть максимальным. При этом электроны, поодиночке заполняющие орбитали,
имеют одинаковые спины.
Современная формулировка периодического закона: свойства элементов
и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда
ядра и их атомов.
Графическим выражением периодического закона является периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (прил. 3).
Радиус атомов в периоде уменьшается слева направо, а в группе увеличивается сверху вниз.
Энергия ионизации — это энергия, которую нужно затратить для отрыва
одного электрона от атома с превращением последнего в положительно заряженный ион. Энергия ионизации в периоде увеличивается слева направо,
в группе уменьшается сверху вниз.
18
Сродство атома к электрону — энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к нейтральному атому. В периоде она
возрастает слева направо, в группе убывает сверху вниз.
Электроотрицательность — способность атома данного элемента оттягивать на себя электронную плотность по сравнению с атомами других элементов в соединении. В периоде электроотрицательность возрастает слева направо,
в группе уменьшается сверху вниз.
Химические свойства элементов определяются структурой электронных
оболочек, а именно количеством неспаренных электронов. В зависимости от
положения валентных электронов различают s-, p-, d- и f-элементы.
Элементы, находящиеся в одном периоде, имеют одинаковое количество
энергетических уровней, число которых соответствует номеру периода.
Элементы, находящиеся в одной группе, имеют одинаковое количество
валентных электронов, число которых равно номеру группы.
Элементы, находящиеся в одной подгруппе, имеют одинаковую конфигурацию валентных электронов.
Пример: для атома лития напишите электронно-графическую формулу
и значения всех квантовых чисел для каждого электрона.
Решение: электронная формула: 3Li 1s2 2s1.
Электронно-графическая формула
Квантовые
числа
Электроны
1 2 3 n 1 1 2 l 0 0 0
ml 0 0
0
ms
+1/2
–1/2
+1/2
Задания для самоконтроля
1. Дайте характеристику элементарных частиц, входящих в состав атома.
2. Дайте определение квантовым числам. Какие значения они принимают?
↑
↑↓
s
s p III
II
I
19
3. Раскройте сущность принципа Паули, приведите примеры.
4. Раскройте сущность правила Клечковского, приведите примеры.
5. Раскройте сущность правила Хунда, приведите примеры.
6. Приведите формулировку периодического закона Д. И. Менделеева.
7. Дайте определение и приведите примеры s-, p-, d-, f-элементов.
8. Что характеризует энергия ионизации?
9. Что характеризует сродство к электрону?
10. Что характеризует электроотрицательность?
Контрольные задания
Напишите электронные и электронно-графические формулы, валентные
возможности химического элемента, дайте характеристику, исходя из его положения в периодической таблице Д. И. Менделеева:
1. Магний, ванадий.
2. Азот, кадмий.
3. Сера, галлий.
4. Алюминий, кобальт.
5. Серебро, бром.
6. Марганец, мышьяк.
7. Молибден, кремний.
8. Железо, углерод.
9. Титан, йод.
10. Технеций, фосфор.
11. Никель, галлий.
12. Селен, олово.
13. Палладий, хлор.
14. Кальций, ниобий.
15. Цирконий, кислород.
16. Германий, бор.
17. Стронций, никель.
18. Бериллий, сурьма.
19. Рубидий, скандий.
20. Магний, иттрий.
Напишите квантовые числа всех валентных электронов химического элемента:
1. Хлор.
2. Ванадий.
3. Кремний
4. Селен.
5. Бор.
6. Фосфор.
7. Хром.
8. Иттрий.
9. Углерод.
10. Мышьяк.
11. Железо.
12. Бром.
13. Олово.
14. Марганец.
15. Сурьма.
16. Йод.
17. Иттрий.
18. Висмут.
19. Азот.
20. Германий.
20
РАЗДЕЛ 4. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Химическую связь определяют как взаимодействие двух и более атомов,
приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы (молекулы, радикала, комплекса и т.д.).
Ковалентная связь образована путем обобществления пары электронов
двумя атомами неметаллов:
Н• + •Н = Н(
•
•
)Н;
Н• +
•
••
••
Cl
•
•
= Н(
•
•
)
••
••
Cl
•
•
.
Неполярная связь образована одинаковыми атомами (H—H), обобществ-
ленные электроны равномерно распределены между ними.
Полярная связь — один из атомов сильнее притягивает электроны, элек-
тронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома. Полярность связи тем больше, чем больше разница в электроотрицательности взаимодействующих элементов.
Число ковалентных связей, которое может образовывать атом данного
элемента, называется ковалентностью.
Ионная связь — связь между элементами, резко различающимися по значениям их электроотрицательности, за счет передачи электрона более электроотрицательному атому и электростатического притяжения образующихся противоположно заряженных ионов, например NaF:
В зависимости от характера перекрывания электронных облаков различают σ- (сигма-), π- (пи-) и δ- (дельта-) связи.
При гибридизации первоначальная форма и энергия орбиталей взаимно
изменяются и образуются орбитали новой одинаковой формы и одинаковой
энергии. Число гибридных орбиталей (q) равно числу исходных. Строение молекул типа АВ в зависимости от типа гибридизации показано в прил. 5.
Sp-гибридизация характерна для Be, Zn, Hg в молекулах их галогенидов
(BeCl2, ZnBr2, HgCl2).
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]