- •C.М. Дрюцкая
- •Введение
- •Тема 1. Введение. Классы и номенклатура неорганических соединений. Основные законы и понятия химии. Закон эквивалентов.
- •1.1. Теоретические сведения
- •Химические свойства оксидов
- •Получение кислот
- •Химические свойства кислот
- •Получение оснований
- •Химические свойства оснований
- •Получение солей
- •Химические свойства средних солей
- •Числовые приставки
- •Систематические и тривиальные названия некоторых веществ
- •Систематические и международные названия некоторых сложных веществ
- •Названия наиболее распространенных кислот и их анионов
- •1.2. Контрольные вопросы и задания
- •1.3. Примеры решения задач
- •1.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Варианты контрольного задания
- •1.5. Тестовые задания
- •Тема 2. Способы выражения концентрации (состава) раствора.
- •2.1. Теоретические сведения
- •2.2. Контрольные вопросы и задания
- •2.3. Примеры решения задач
- •2.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •2.5. Тестовые задания
- •Тема 3. Химическая термодинамика.
- •3.1. Теоретические сведения
- •3.2. Контрольные вопросы и задания
- •3.3. Примеры решения задач
- •Стандартные термодинамические функции
- •3.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Варианты контрольного задания
- •3.5. Тестовые задания
- •Тема 4. Химическая кинетика. Термодинамика химического равновесия
- •4.1.Теоретические сведения
- •4.2. Контрольные вопросы и задания
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •4.5. Тестовые задания
- •Тема 5. Строение атома. Периодический закон и периодическая система элементов д.И. Менделеева. Химическая связь и строение соединений. Межмолекулярные взаимодействия.
- •5.1. Теоретические сведения
- •Основные характеристики протона, нейтрона и электрона
- •Корпускулярно-волновые свойства частиц
- •Число подуровней на энергетических уровнях
- •Число орбиталей на энергетических подуровнях
- •Последовательность заполнение атомных орбиталей
- •Электронные формулы элементов
- •Потенциалы (энергии) ионизации i1, эВ
- •Потенциалы (энергии) ионизации i1, эВ элементов V группы
- •Значение энергии (Eср) сродства к электрону для некоторых атомов.
- •Относительная электроотрицательность элементов
- •Свойства веществ в разных агрегатных состояниях
- •Сравнительная характеристика аморфных и кристаллических веществ
- •Свойства кристаллических решеток
- •5.2. Контрольные вопросы и задания
- •5.3. Примеры решения задач
- •План характеристики элемента по положению в Периодической системе д.И. Менделеева
- •5.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Исходные данные
- •5.5. Тестовые задания
- •Тема 6. Реакции с переносом электронов. Окислительно-восстановительные равновесия и процессы
- •6.1. Теоретические сведения
- •Характеристика элементов и их соединений в овр
- •Типы овр
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Участие ионов в различных средах
- •Стандартные электродные потенциалы металлов
- •6.2. Контрольные вопросы и задания
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Индивидуальные задания
- •Варианты контрольного задания
- •Исходные данные
- •6.5. Тестовые задания
- •Тема 7. Лигандообменные равновесия и процессы. Комплексные соединения
- •Координационные числа ионов - комплексообразователей
- •Основные комплексообразователи в кс
- •Среднее поле
- •Слабое поле
- •Геометрическая структура кс и тип гибридизации
- •Видимый спектр длин волн (нм) и окраска кс при их поглощении
- •Варианты контрольного задания
- •Тема 8. Осмотические свойства растворов. Протолитические равновесия и процессы. Электролитическая ионизация. Степень и константа ионизации
- •Теория электролитической ионизации (диссоциации).
- •Варианты контрольного задания
- •Тема 9. Гетерогенные равновесия и процессы. Произведение растворимости, условия образования и растворения осадков
- •Условия смещения гетерогенного равновесия:
- •Варианты контрольного задания
- •Тема 10. Ионное произведение воды. РН. Гидролиз солей
- •Изменение окраски некоторых индикаторов
- •Примеры буферных растворов.
- •Уравнения Гендерсона – Гассельбаха
- •Варианты контрольного задания
- •Объем учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» и виды учебной работы для студентов очного отделения фармацевтического факультета
- •Календарный план лабораторных занятий по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета
- •I семестр (продолжительность - 5 часов)
- •Календарный план лекций по общей и неорганической химии для студентов дневного отделения фармацевтического факультета
- •I семестр (продолжительность - 2 часа)
- •Название важнейших кислот и солей.
- •Значения некоторых фундаментальных физческих постоянных
- •Термодинамические свойства веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы (е0) некоторых систем
- •Константы устойчивости комплексных ионов
- •Константы нестойкости некоторых комплексных ионов
- •Константы ионизации кислот и оснований (Ки)
- •Коэффициенты активности (f) ионов при ионных силах раствора
- •Растворимость кислот, оснований и солей в воде
- •Константы растворимости
- •Ответы тестовых заданий
- •Оглавление
План характеристики элемента по положению в Периодической системе д.И. Менделеева
Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.
Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.
Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.
Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).
Укажите число и тип валентных электронов.
Графически изобразите все возможные валентные состояния.
Перечислите все возможные валентности и степени окисления.
Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).
Приведите формулу водородного соединения.
Назовите область применения данного элемента
Решение. В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .
1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.
2. Заряд ядра атома скандия +21.
Число протонов и электронов - по 21.
Число нейтронов А-Z= 45-21=24.
Общий состав атома: ().
3. Полная электронная формула скандия:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 или в сокращенной форме: [Sc] 3d1 4s2
Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.
4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:
5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)
6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:
- в основном состоянии:
s p d
n = 3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
f
n = 4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
- в возбужденном состоянии:
s p d
n = 3 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
f
n = 4 |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)
7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d1s2- конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.
8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc2O3 (амфотерный).
Формулы гидроксидов: Sc(OH)3 – амфотерный.
Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:
Sc(OH)3 +3 КОН = К3[Sc(OH)6] (гексагидроксоскандиат калия)
2 Sc(OH)3 + 3 Н2SO4 = 6 Н2О + Sc2(SO4)3 (сульфат скандия)
9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.
10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.
Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?
Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:
25 Mg 1s22s22p63s23p64s23d5
35 Br 1s22s22p63s23p64s23d104p5
Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.
Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.
Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr(OH)2 или Ba(OH)2; б) Ca(OH)2 или Fe(OH)2 в) Sr(OH)2 или Cd(OH)2?
Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.
а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba(OH)2 является более сильным основанием, чем Sr(OH)2.
б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca(OH)2 более сильное, чем Fe(OH)2.
в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr(OH)2 сильнее, чем Cd(OH)2.
Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулыNH3? какова пространственная структура этих частиц?
Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр3-гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.
При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.
Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулыНе2.
Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.
Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .
На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.
Напротив, молекула Не2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не2 не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.
Пример 10. Какая из молекул – В2 или С2 характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.
Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).
Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В2 и С2.
Как видно, в молекуле В2 разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С2 – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С2 . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В2 (276 кДж/моль) и С2 (605 кДж/моль).
В молекуле В2 два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух πсв 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С2 все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.
Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN -, образующемся по схеме: C- + N → CN -. В какой из этих частиц длина связи наименьшая?
Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN- соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN -, в котором кратность связи между атомами наибольшая.
Рис. 23. Энергетические схемы
образования молекулы CN и молекулярного иона CN -.
Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?
Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.
Титан 1s22s22p63s23p64s23d2
Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.
Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF2 от структуры кристаллов Са и F2? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?
Решение. 1s22s22p63s23p64s2 Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.
1s22s22p5 F2 – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.
При образовании кристалла CaF2 между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика ЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF2.