химия

Федеральное агентство железнодорожного транспорта Уральский государственный университет путей сообщения Кафедра «Инженерная защита окружающей среды»

Е. П. Артемьева Е. В. Михалева В. Н. Соколов

ХИМИЯ

Екатеринбург

2011

Федеральное агентство железнодорожного транспорта Уральский государственный университет путей сообщения Кафедра «Инженерная защита окружающей среды»

Е. П. Артемьева Е. В. Михалева В. Н. Соколов

ХИМИЯ

Сборник контрольных заданий для студентов-заочников ускоренной формы обучения всех инженерно-технических специальностей

Екатеринбург

2011

УДК 54

А86

Артемьева, Е. П.

А86 Химия : сб. контрольных заданий / Е. П. Артемьева, Е. В. Михалева, В. Н. Соколов. – Екатеринбург: УрГУПС, 2011. – 68 с.

В сборнике даны контрольные задания по дисциплине«Химия» для сту- дентов-заочников ускоренной формы обучения всех инженерно-технических специальностей. Выполнение контрольных работ предусмотрено утвержденными рабочими программами.

Сборник контрольных заданий включает в себя также методические указания к их выполнению и предназначен для самостоятельной работы студентов.

УДК 54 Рекомендован к печати на заседании кафедры «ИЗОС», протокол № 9 от

24.05.2010 г.

Авторы: Е. П. Артемьева, доцент кафедры «ИЗОС», канд. биол. наук,

УрГУПС (темы 1, 3, 4, 9, 11)

Е. В. Михалева, ст. преподаватель кафедры «ИЗОС», УрГУПС

(темы 2, 7–11)

В. Н. Соколов, доцент кафедры «ИЗОС», канд. техн. наук, УрГУПС

Рецензент: А. Г. Мохов, доцент кафедры «ИЗОС», канд. техн. наук, УрГУПС

ÓУральский государственный университет путей сообщения (УрГУПС), 2011

6.1.Диссоциация электролитов……………………………………………. 31

6.2.Реакция обмена в растворах электролитов…………………………... 33

6.3.Водородный показатель рН…………………………………………………… 35

6.4.Гидролиз солей.………………………………………………………………..… 37

Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции.……………………………... 40 Тема 8. Гальванические элементы.…………………………………………………..… 42 Тема 9. Электрохимическая коррозия.……………………………………………...… 49

Тема 10. Электролиз.……………………………………………………………………….. 53

Тема 11. Полимеры………………………………………………………………. 56

Библиографический список ……………………………………………………………..… 59

Приложение 1 ………………………………………………………………………………. 60

Приложение 2 …………………………………………………………………….. 61 Приложение 3 ……………………………………………………………………. 62 Приложение 4 ……………………………………………………………………. 63 Приложение 5 …………………………………………………………………….. 64 Приложение 6 ……………………………………………………………………. 65

3

Указания к выполнению контрольной работы

Контрольная работа, выполняемая студентами-заочниками ускоренной формы обучения всех инженерно-технических специальностей, состоит из 12 заданий и охватывает основные темы курса «Химия».

Студент выполняет вариант контрольной работы, обозначенный двумя последними цифрами номера его зачетной книжки. Например, если номер зачетной книжки 09-В-204, то две последние цифры04, им соответствует вариант контрольной работы 04. В приложении 6 (см. с. 67–69) варианту 04 соответ-

ствуют номера 12 заданий: 4, 34, 94, 124, 139, 169, 184, 224, 254, 284, 344, 374.

Контрольные работы, выполненные произвольно или не соответствующие варианту, не засчитываются.

Контрольная работа должна быть написана разборчиво, аккуратно и грамотно. Слова следует писать полностью, избегая сокращений. Обязательно следует переписать контрольное задание, после которого изложить решение и ответ на него. К каждой теме даны методические указания и пример оформления ответа.

На каждой странице необходимо оставлять поля для замечаний проверяющего преподавателя. Ответы на замечания оформляются в конце контрольной работы.

4

Тема 1. Электронное строение атома

Современная квантово-механическая модель строения атома основыва-

ется на принципах квантовой механики. Атом является электронейтральной системой взаимодействующих элементарных частиц. Он состоит из положительно заряженного ядра (образованного протонами р+ и нейтронами n0) и отрицательно заряженных электронов е-. В настоящее время периодический закон Д. И. Менделеева формулируется следующим образом: свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов этих элементов(совпадающего с порядковым номером элемента в периодической системе).

Электронной конфигурацией (электронной формулой) атома называется запись распределения электронов в атоме по электронным уровням, подуровням и орбиталям. При записи электронной конфигурации слева внизу от символа атома пишут заряд ядра, затем указывают цифрами энергетические уровни, буквами (s, p, d или f) – подуровни, а степень обозначает число электронов в

данном подуровне. Например, электронная конфигурация атома магния: +12Mg (12e-) 1s22s22p63s2.

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Клечковского и Хунда.

Принцип минимальной энергии гласит, что в основном (наиболее устойчивом) состоянии атома электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей.

Правило Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного n и орбитального l квантовых чисел, а при равной сумме (n + l) заполнение происходит в порядке возрастания главного квантового числаn. Согласно этому правилу подуровни выстраиваются в следующий ряд:

1s < 2s < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 5d ≈ 4f < 6p < 7s и т. д.

Принцип Паули. В атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Поэтому на каждой орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами.

Правило Хунда. В основном (наиболее устойчивом) состоянии атома электроны размещаются в пределах электронного подуровня так, чтобы их суммарный спин был максимален.

При образовании химической связи с другими атомамивалентные электроны, непрочно связанные с ядром, могут быть легко отданы. Для элементов главных подгрупп такими электронами являются электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне. Для элементов побочных подгрупп валентными являются не только электроны внешнего, но также и предвнешнего энергетического уровня (при этом максимальное их число совпадает с номером группы периодической системы, в которой находится элемент).

5

В зависимости от электронов, которые последними заполняют орбитали атома, выделяют четыре электронных семейства: s-, p-, d- и f-элементы.

Степенью окисления называется условный заряд атома в соединении, вычисленный на основе предположения, что соединение состоит только из простых ионов. Значение степени окисления определяется числом электронов, смещенных от атома данного элемента к более электроотрицательному атому другого элемента.

Большинство элементов являются металлами. К металлам относят s- элементы (кроме H и He), d-, f-элементы, а также р-элементы, условно располагающиеся в левой нижней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату. Атомы металлов содержат на внешнем энергетическом уровне не более трех электронов (кроме Sn, Pb, Bi и Po). В отличие от неметаллов атомы металлов обладают значительно бóльшими размерами атомных -ра

диусов и сравнительно легко отдают валентные электроны (т.е. окисляются):

М0 – n · e- → Mn+.

0

При окислении атомы металлов М образуют положительно заряженные ионы Mn+ и в соединениях проявляют только положительную степень окисления. Таким образом, атомы металлов в свободном состоянии являются восстановителями.

Неметаллических элементов по сравнению с металлическими относительно немного. К неметаллам относят два s-элемента (Н и Не) и р-элементы, условно располагающиеся в правой верхней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату. В атомах неметаллов на внешнем энергетическом уровне находятся четыре и более электронов. Большинство атомов неметаллов способно как присоединять электроны( .е. восстанавливаться), так и отдавать валентные электроны(т.е. окисляться). Соответственно, атомы неметаллов в соединениях проявляют отрицательные или положительные степени окисления. Таким образом, атомы неметаллов в химических реакциях могут быть и окислителями, и восстановителями, за исключением фтора (только окислитель) и благородных газов (Kr, Xe, Rn – только восстановители, остальные – инертны).

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Почти все элементы (за исключением некоторых инертных) образуют оксиды. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие(безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на оснóвные, кислотные и амфотерные.

Пример контрольного задания

Дан химический элемент с порядковым номером №6 (углерод). Напишите атомную массу химического элемента, его содержание в природе, особенности строения и свойств. Укажите заряд ядра атома и число электронов у данного элемента. Составьте электронную конфигурацию атома данного элемента и подчеркните валентные электроны. К какому электронному семейству относит-

6

ся данный элемент? Какие свойства (металлические или неметаллические) характерны для данного элемента? Напишите значения высшей и низшей степеней окисления для данного элемента и соответствующие полуреакции окисления – восстановления. Составьте графическую формулу оксида данного элемента в высшей степени окисления. Укажите соединения, содержащие данный элемент в разной степени окисления.

Пример ответа

Углерод – химический элемент IV группы периодической системы, атомная масса 12,011. В природе встречаются два стабильных изотопа: 12C и 13С.

Содержание в земной коре0,1, в атмосфере (в виде СО) – 0,012 % по массе.

2

Содержится в горючих ископаемых – бурых и каменных углях, торфе, горючих сланцах, а также в виде соединений нефти и в природных горючих газах. Углерод встречается в виде четырех аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин и фуллерен.

При обычных температурах углерод химически инертен, при высоких – соединяется со многими элементами. Наиболее распространенная степень окисления +4, соединения со степенью окисления +2 и +3 неустойчивы. При нагревании на воздухе воспламеняется, сгорая до СО2 и СО. Углерод обладает сильными восстановительными свойствами, например, выделяет свободные металлы из их оксидов.

+6С (6 e-) 1s22s22p2; p-элемент; неметалл.

Высшая степень окисления +4. Полуреакция окисления: С0 – 4е- → С+4. Низшая степень окисления –4. Полуреакция восстановления: С0 + 4е- → С–4. Графическая формула диоксида углерода (углекислого газа) СO2: O = С = O. Примеры соединений, содержащих углерод в разной степени окисления:

Н2СО3 – угольная кислота; СО – угарный газ; СН4 – метан.

Контрольные вопросы к заданиям 1–30

При выполнении заданий используйте учебную и справочную литературу (см. с. 61). Ответьте на следующие вопросы о химическом элементе, порядковый номер которого указан в Вашем задании (см. приложение 1, с. 62).

1.Напишите атомную массу химического элемента, его содержание в природе, особенности строения и свойств.

2.Укажите заряд ядра атома и число электронов у данного элемента.

3.Составьте электронную конфигурацию атома данного элемента и подчеркните валентные электроны.

4.К какому электронному семейству относится данный элемент?

5.Какие свойства (металлические или неметаллические) характерны для данного элемента?

7

6.Напишите значения высшей и низшей степеней окисления для данного элемента и соответствующие полуреакции окисления – восстановления.

7.Составьте графическую формулу оксида данного элемента в высшей степени окисления.

8.Укажите соединения, содержащие данный элемент в разной степени окисления.

8

Тема 2. Образование химических связей

2.1. Метод валентных связей

Метод валентных связей(ВС) – квантово-механический метод расчета электронных волновых функций ψ молекул.

Основные положения метода ВС:

1.Единичную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам.

2.Химическая связь располагается в том направлении, в котором возможность перекрывания волновых функций электронов, образующих связь, наибольшая.

3.Химическая связь тем прочнее, чем сильнее перекрывание.

4.Для каждой молекулы можно предложить несколько схем спаривания ва-

лентных электронов. Их учитывают на основе концепции резонанса.

Если у атома, вступающего в химическую связь, имеются разные атомные орбитали (АО) (s-, p-, d- или f), то в процессе образования химической связи происходит их гибридизация (смешение), т. е. из разных АО образуются одинаковые (эквивалентные) АО. Химическая связь, образованная гибридными орбиталями, прочнее, а полученная молекула более устойчива.

Таблица 1

Зависимость геометрической конфигурации молекулы от типа гибридизации центрального атома

Молекулы могут быть полярными и неполярными. Количественной мерой полярности молекулы служит дипольный момент μ. Дипольный момент – это вектор, направленный от положительного центра молекулы к отрицательному. Например, молекула HCl полярна, так как ее дипольный момент не равен нулю. Дипольный момент более сложной многоатомной молекулы определяют путем сложения дипольных моментов отдельных связей по правилам сложения

векторов. Так, дипольный момент молекулы СО (О = С = О) равен нулю, по-

2

этому молекула углекислого газа неполярна.

Пример контрольного задания

Дана молекула метанаCH4. Определите тип гибридизации АО центрального атома предложенной молекулы. Изобразите геометрическую конфигура-

9