Главная страница
Медицина
Экономика
Финансы
Биология
Сельское хозяйство
Ветеринария
Юриспруденция
Право
Языки
Языкознание
Философия
Логика
Этика
Религия
Политология
Социология
История
Информатика
Физика
Математика
Вычислительная техника
Культура
Промышленность
Энергетика
Искусство
Химия
Связь
Электротехника
Автоматика
Геология
Экология
Начальные классы
Доп
Строительство
образование
Механика
Воспитательная работа
Русский язык и литература
Дошкольное образование
Классному руководителю
Другое
Иностранные языки
Физкультура
Казахский язык и лит
География
Технология
Школьному психологу
Логопедия
Директору, завучу
Языки народов РФ
ИЗО, МХК
Музыка
Астрономия
ОБЖ
Обществознание
Социальному педагогу

Введение химия одна из фундаментальных естественных наук, изучающая химическую форму движения материи, наука о веществах и их превращениях.


Скачать 1.38 Mb.
НазваниеВведение химия одна из фундаментальных естественных наук, изучающая химическую форму движения материи, наука о веществах и их превращениях.
Дата13.06.2018
Размер1.38 Mb.
Формат файлаdoc
Имя файлаMetodich_dlya_zaochn_2011_Khimia.doc.doc
ТипДокументы
#46800
страница1 из 11
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11

ВВЕДЕНИЕ
Химия – одна из фундаментальных естественных наук, изучающая химическую форму движения материи, наука о веществах и их превращениях. Глубокое понимание законов химии и их применение позволяет не только формировать научное мировоззрение, но и совершенствовать существующие и создавать новые процессы, машины, установки, приборы. Разработанный практикум отражает все основные разделы и понятия курса химии и адаптирован для студентов заочного отделения.

Цель данного методического пособия – углубление знаний по курсу химии для более осмысленного их применения в условиях производства. Выполнение заданий, изложенных в практикуме, позволяет понять важность теоретических основ курса для оценки свойств химических веществ на различных уровнях организации системы: на уровне атома, молекулы, вещества, и более сложных, таких как растворы, электрохимические системы. Программа методического пособия способствует усвоению методов оценки вероятности различных химических реакций и создает базу для понимания особенностей физико-химических процессов, протекающих при обработке металлов и сплавов, в химических источниках тока, коррозионных процессах.

Основной задачей практикума является формирование умений и навыков выполнения различных упражнений и решения расчетных задач по курсу химии. Алгоритм решения включает в себя осмысление всех химических терминов, заложенных в условие, постановку задачи в конкретных терминах, последовательность расчетов и выбор необходимых параметров из справочной литературы.

Методология практикума учитывает специфику заочного отделения. По каждому разделу курса химии определяется конкретное задание. Дается определение и анализ физического смысла понятий, требуемого для выполнения упражнений или расчетов. Подробно рассматривается последовательный переход от одной стадии решения задачи к другой с введением дополнительных объяснений, восполняющих пробел знаний, связанных с большим разрывом по времени между обучением в средней школе и ВУЗе. Выполнение задания поясняется на конкретном примере, аналогичном тому, которое требуется для выполнения студентом.

Для выполнения заданий практикума студент должен прежде всего ознакомиться с теоретическим курсом химии.

Контрольную работу по химии следует выполнять в отдельной тетради с оформлением титульного листа, включающего название учебного заведения, номера варианта, Ф.И.О. студента, номера группы.

Для выполнения работы необходимо выписать номера заданий по темам, соответствующих варианту, которые указаны в конце практикума.

При оформлении задания отмечается тема раздела, записывается условие задачи и ход решения. Последовательность всех записей должна соответствовать приведенным в практикуме примерам с включением определений, реакций и объяснением деталей расчетов.

Таблицы с заданием по вариантам приводятся в конце каждого раздела. Справочные данные прилагаются в конце практикума.

Контрольная работа регистрируется в деканате и сдается преподавателю на проверку. При обнаружении ошибок студентом вводятся поправки. Далее предусматривается защита контрольной работы с объяснением всего объема выполненной работы.

Содержание





стр.

Введение

4

Тема I. СТРОЕНИЕ АТОМА

6

Тема II. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

15

Тема III. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

28

Тема IV. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ

РАВНОВЕСИЕ

33

Тема V. ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ

39

Тема VI. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИИ

52

ПРИЛОЖЕНИЕ 1

64

ПРИЛОЖЕНИЕ 2

65

ПРИЛОЖЕНИЕ 3

67

Список литературы

69

Распределение заданий по вариантам

70


Тема I. СТРОЕНИЕ АТОМА
Задание 1.1. Для приведенных в варианте (табл. I.1) 4-х химических элементов определить:

1.1.1. группу и период, в которых находится данный элемент в периодической таблице Д.И. Менделеева;

1.1.2. электронную формулу атома элемента и указать, к какому семейству относится данный элемент;

1.1.3. валентные электроны, перечислить все теоретически возможные степени окисления для нормального и возбужденного состояния атома и привести примеры соединений, в которых данный элемент имеет разные степени окисления;

1.1.4. как изменяются радиус атома, энергия ионизации, электроотрицательность, окислительные и восстановительные свойства по периодам и группам таблицы Д.И. Менделеева.
Пример решения 1.1

Элемент 34Se (Селен)
1.1.1. Исходя из положения данного элемента в таблице Д.И. Менделеева (Приложение I) определяем, что селен, имеющий порядковый номер 34, находится в 4 периоде и VI A группе.

1.1.2. Чтобы записать электронную формулу атома селена воспользуемся общей формулой распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f145d2-106p67s26d15f146d2-10 ..., и представленной ниже схемой (рис. 1.1), на которой показаны валентные электроны, т. е. электроны, участвующие в связи. Записываем электронную формулу, валентные электроны и определяем, к какому семейству относится данный элемент.

Электронная формула селена: 1s22s22p63s23p64s23d104p4. Валентные электроны находятся на 4-м энергетическом уровне: 4s24p4. Так как последний электрон на р-подуровне, то селен относится к элементам р-семейства.


ns2(n-1)d1(n-2)f1-14




ns1-2




ns2(n-1)d1-10



ns2np1-6





Рис. 1.1. Схема распределения валентных электронов для атомов элементов в семействах (s,p,d,f):

n – номер периода, цифрами указано возможное количество валентных электронов

1.1.3. Чтобы записать степени окисления элемента, нужно иметь ввиду, что степень окисления – это условный заряд атома в соединении, указывающий сколько электронов оттянуто или притянуто к атому элемента. Все металлы способны только отдавать электроны, они находятся слева от границы Цинтля, проходящей по линии, соединяющей элементы 5В и 85At. Отдавая электроны, атом элемента приобретает положительный заряд. Все металлы являются восстановителями. Справа от границы Цинтля находятся элементы, которые являются окислителями.

Самый электроотрицательный элемент – 9F. Это самый сильный окислитель. Фтор способен только принимать электроны и, кроме степени окисления, равной "0" (в соединении F2) может иметь степень окисления 1-. Остальные элементы, расположенные между границей Цинтля и фтором, несмотря на преимущественные окислительные свойства могут как отдавать, так и принимать электроны и имеют степени окисления как со знаком "+", так и со знаком "-" в зависимости от атома элемента, вступающего с ним в связь. Знаки при степенях окисления показаны на схеме (рис. 1.2).

0 +




0 +


В
0 +

0 +

At


F0, 1-












0 +



Рис. 1.2. Знаки степеней окисления элементов

в таблице Д.И. Менделеева
Чтобы определить степени окисления селена записываем валентные электроны для селена в нормальном состоянии.


4р


















4s









Согласно схеме (рис. 1.2), селен может не только принимать, но и отдавать электроны.

Учитывая число "посадочных мест", определяем, что селен может принять 1 или 2 электрона, а имея в виду, что неспаренных электронов также 2, делаем вывод, что селен может отдать 1 или 2 электрона. Селен в нормальном состоянии имеет следующие степени окисления: 2–, 1–, 0, 1+, 2+, устойчивыми из них являются 2–, 0, 2+.

Далее записываем валентные электроны для селена в возбужденном состоянии. При получении дополнительной энергии происходит распаривание неподеленных пар электронов. Электроны переходят в более высокое энергетическое состояние. Следует отметить, что переход электронов происходит только в пределах внешнего уровня, в данном случае четвертого.





4d






























4p






4s














В возбужденном состоянии увеличиваются возможности селена к отдаче электронов, поэтому теоретически возможные степени окисления Se в возбужденном состоянии атома следующие: 2-, 1-, 0, 1+, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+. Однако устойчивыми степенями окисления являются: 2-, 0, 2+, 4+, 6+.

Приведем примеры соединений, в которых селен имеет различные степени окисления (табл. 1.1). В случае затруднений при ответе на данный вопрос следует воспользоваться учебниками по химии для ВУЗов.

Таблица 1.1


Степень окисления

Формула соединения

Название

0

Se

Селен

2-

H2Se

Селенистый водород

4+

H2SeO3

Селенистая кислота

6+

H2SeO4

Селеновая кислота


1.1.4. В справочной литературе приводятся разные выражения для радиуса атома (металлический, орбитальный, эффективный и др.). За эффективный радиус атома принимают половину расстояния между ядрами атомов, связанных в молекулу в ее устойчивом состоянии.

Потенциал ионизации, I (эВ/атом) – это потенциал, который надо приложить к одиночному атому или иону, чтобы оторвать от него электрон. Энергия ионизации имеет аналогичный смысл и выражается в размерности энергии: кДж/моль.

Энергия сродства к электрону, F,(кДж/моль) – энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому или иону.

Электроотрицательность, (Э.О.) характеризует способность атома, как принимать, так и отдавать электроны.

Все свойства атома определяются силами взаимодействия между положительно заряженным ядром и отрицательно заряженными электронами. При движении по периодам и группам таблицы Д.И. Менделеева (сверху вниз) заряд ядра и суммарный заряд электронов увеличиваются, и силы притяжения между ними возрастают. Однако следует иметь ввиду, что, если заряд ядра можно условно рассматривать как точечный, то электроны распределяются по энергетическим уровням. С увеличением числа уровней (слоев) электроны удаляются от ядра, и силы притяжения между ядром и электронами ослабляются. Далее надо учесть, что каждый уровень "расщепляется" на подуровни. Среди подуровней появляются d- и f-подуровни, наиболее плотно заполненные электронами. Начинает действовать эффект d- и f-сжатия, конкурирующий с удалением электронов от ядра.

Рассмотрим изменение свойств атомов элементов по периоду слева направо:

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов увеличиваются – сила притяжения между ядром и электронами возрастает;

2) число энергетических уровней остается постоянным;

3) у элементов больших периодов заполняется d-подуровень (а начиная с 6 периода и f-подуровень) – действует эффект d- и f-сжатия.

В конечном итоге: сила притяжения между ядром и электронами возрастает, радиус атома уменьшается, потенциал ионизации увеличивается, восстановительная активность снижается, усиливаются окислительные свойства и электроотрицательность.

Рассмотрим изменение свойств атомов s- и p-элементов (по группам сверху вниз):

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

2) число энергетических уровней увеличивается, электроны уда-ляются от ядра, и сила притяжения уменьшается;

3) d- и f-сжатие действует слабо, так как эти электроны остаются во внутренних оболочках.

Таким образом, по группе сверху вниз: радиус атома увеличивается; потенциал ионизации уменьшается, восстановительная активность возрастает, а окислительные свойства и электроотрицательность уменьшаются.

Проанализируем изменение свойств атомов d-элементов по группе сверху вниз (правая часть d-семейства):

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

2) число энергетических уровней увеличивается, но незначи-тельно;

3) очень сильно действует эффект d и f-cжатия, так как d- и f- подуровни все более близки к заполнению.

В результате – радиус атома уменьшается, потенциал ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается, электроотрицательность также уменьшается.

Следует иметь в виду, что, если элемент находится в левой части d-семейства, эффект d- и f-сжатия действует слабо, так как на d- и f-подуровнях еще мало электронов. Поэтому сохраняются закономерности, характерные для изменения по группам свойств s- и p-элементов.

Данный элемент (селен) относится к семейству р-элементов. По периоду слева направо от калия до криптона сила взаимодействия между ядром и электронами увеличивается, радиус атома уменьшается, потенциал ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается, электроотрицательность возрастает.

По группе сверху вниз от кислорода до полония сила взаимодействия между ядром и электронами возрастает, радиус атома уменьшается, восстановительная активность уменьшается, электроотрицательность уменьшается.
Рассмотрим следующий элемент.

Элемент 92U (Уран)
1.1.1. Уран в таблице Д.И. Менделеева находится в 7 периоде, относится к актиноидам и включен в III В группу длиннопериодного варианта таблицы Д.И. Менделеева.

1.1.2. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням следующее:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f145d2-106p67s26d15f3. Так как последний электрон находится на f-подуровне, то уран относится к f-семейству.

1
7s








6d


























.1.3.
Валентные электроны U: 7s26d15f3.




нормальное

состояние






















5f










Электрон 6d может "провалиться" на 5f, так как при этом формируется более устойчивое состояние. Эти состояния являются равновероятными.

Т
7s






6d




















































5f





ак как число неспаренных электронов равно 4 и уран находится слева от границы Цинтля, то теоретически возможные степени окисления имеют следующие значения: 0, 1+, 2+, 3+, 4+, при этом наиболее устойчивыми являются: 0, 2+. 3+. 4+.

П
7p



















7s




6d





















ри возбуждении происходит распаривание 7s электронов и переход на 7p подуровень.


5f



































Наиболее устойчивые степени окисления: 0, 1+,2+,3+,4+,5+,6+.

Некоторые соединения урана приведены в табл. 1.2.
Таблица 1.2


Степени окисления

Формула соединения

Название

0

U

Уран

3+

UCl3

Хлорид урана

4+

UO2

Оксид урана

5+

UF5

Фторид урана


1.1.4. По периоду слева направо сила взаимодействия между ядром и электронами увеличивается, радиус атома уменьшается, потенциал ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается, окислительная способность возрастает, электроотрицательность возрастает.

По группе сверху вниз значительно увеличивается число энергетических уровней, электроны удаляются от ядра, что ослабляет силу притяжения между ядром и электронами. Поэтому, несмотря на d- и f-сжатие, которое в левой части d- и f-семейств действует слабо, сила притяжения электронов к ядру уменьшается, радиус атомов возрастает, потенциал ионизации и восстановительная активность увеличиваются, электроотрицательность уменьшается.

Далее по аналогии даем описание еще 2-х элементов, соответствующих Вашему варианту (табл. I.1).


Таблица I.1



Номер

Символы химических элементов

варианта

s-

p-

d-

f-

1

87Fr

5B

80Hg

71Lu

2

88Ra

6C

79Au

70Yb

3

56Ba

7N

78Pt

69Tm

4

55Cs

8O

77Ir

68Er

5

38Sr

9F

76Os

67Ho

6

37Rb

13Al

75Re

66Dy

7

55Cs

14Si

74W

65Tb

8

56Ba

15P

73Ta

64Gd

9

87Fr

16S

72Hf

63Eu

10

88Ra

17Cl

57La

62Sm

11

56Ba

31Ga

89Ac

61Pm

12

55Cs

32Ge

104Rf

60Nd

13

87Fr

33As

105Db

59Pr

14

88Ra

34Se

106Sg

58Ce

15

20Ca

35Br

48Cd

90Th

16

4Be

50Sn

47Ag

91Pa

17

3Li

51Sb

46Pd

92U

18

38Sr

52Te

45Rh

93Np

19

20Ca

53I

44Ru

94Pu

20

37Rb

49In

43Tc

95Am

21

19K

81Tl

42Mo

96Cm

22

12Mg

82Pb

41Nb

97Bk

23

11Na

83Bi

40Zr

98Cf

24

4Be

84Po

39Y

99Es

25

3Li

85At

30Zn

100Fm

26

19K

81Tl

29Cu

101Md

27

20Ca

82Pb

28Ni

102No

28

11Na

83Bi

27Co

103Lr

29

12Mg

84Po

26Fe

98Cf

30

38Sr

85At

25Mn

99Es



Тема II. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Задание 2.1. Для двух, указанных по варианту молекул (табл. II.1), с позиций метода валентных связей показать образование молекул и ответить на следующие вопросы:

2.1.1. Каков тип гибридизации центрального атома в молекуле и валентный угол между связями?

2.1.2. Какова пространственная структура молекулы?

2.1.3. Сколько σ- и π-связей содержит молекула?

2.1.4. Определить полярность связей и полярность молекулы в целом.
Пример решения 2.1
Для ответа на вопросы задания рассмотрим молекулу CdI2.

2.1.1. Сначала определяем тип гибридизации центрального атома. Для этого выписываем валентные электроны центрального атома 48Cd.

5s







4d































4d





З





5p















атем 5s электроны переводим в возбужденное состояние.




5s
































4d




Таким образом, Cd предоставляет на связь два неспаренных электрона.

Далее выписываем валентные электроны йода.

5s








5p




















У йода имеется один неспаренный электрон. Следовательно, согласно Льюису молекула CdI2 выглядит следующим образом:

.

Далее изображаем молекулу CdI2 с использованием представлений о гибридизации орбиталей центрального атома.

Отмечаем, что у Cd имеются две внешние орбитали: s и р. Представим s- и р-орбитали на рис. 2.1.



Рис. 2.1

Таким образом, с одной р-орбиталью йода кадмий связывается с помощью s-орбитали, а с другой – с помощью р-орбитали. Так как связи отличаются по форме и энергии, то такая молекула не будет устойчивой. Для образования устойчивой молекулы в центральном атоме происходит процесс гибридизации валентных орбиталей, который показан на рис. 2.2.


Рис. 2.2
Гибридизация – процесс, в результате которого происходит перестройка валентных орбиталей центрального атома и образование смешанных гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Таким образом, при гибридизации s- и p-орбиталей образуются две равноценные sp-гибридные орбитали (s + p = 2sp). По аналогии: spp= 3sp2, образуются три равноценные sp2-гибридные орбитали; s + p + p + p = 4sp3, образуются четыре равноценные sp3-гибридные орбитали.

Гибридные орбитали центрального атома располагаются под определенным углом (валентный угол), чтобы образовалась устойчивая молекула: при гибридизации типа sp валентный угол составляет 180 о; sp2 – 120 о; sp3 – 109 о. Расположение гибридных орбиталей под определенным углом показано в табл. 2.1.
Таблица 2.1


Тип гибридизации:

sp

sp2

sp3

Расположение

гибридных

орбиталей

в простран-стве









Теоретический

валентный

угол


180 о


120 о


109 о


В соответствии с данными табл. 2.1 в молекуле CdI2 реализуется sp-гибридизация, и валентный угол составляет 180 о.

Чтобы изобразить молекулу в целом, остается показать перекрывание полученных гибридных орбиталей центрального атома с валентными орбиталями боковых атомов. В случае рассматриваемой молекулы CdI2 боковым атомом является 53I. Так как это р-элемент, то его валентные наружные электроны имеют орбиталь в виде гантели. В случае, если это будет s-элемент, то форма орбитали в виде шара.

"Подводя" валентные орбитали йода к гибридным орбиталям кадмия, получаем схему молекулы CdI2 (рис. 2.3).
I Cd I


Рис. 2.3

2.1.2. Разберем вопрос о пространственной структуре молекулы. Пространственная структура молекулы связана с типом гибридизации и расположением боковых атомов вокруг центрального атома (табл. 2.2).
Таблица 2.2


Тип гибри-

дизации

sp



sp2

sp3

sp3

sp3


Простран-ственная

структура
















Форма

молекулы

линейная

треугольная

тетраэдри­чес­кая

пирами­даль­ная

угловая


Как видно из табл. 2.2, при sp3 гибридизации может реализоваться тетраэдрическая форма, пирамидальная или угловая в зависимости от числа боковых атомов (4, 3, 2 – соответственно). В данном типе гибридизации могут оставаться неиспользованные орбитали, которые влияют на величину валентного угла.

Из рис. 2.3 следует, что рассматриваемая молекула CdI2 имеет линейную форму.

2.1.3. Теперь отметим наличие σ и π связей в молекуле. Если область перекрывания находится на оси связи, такая связь σ - типа (сигма тип), если область перекрывания расположена по обе стороны от оси связи – это π-тип (пи тип) ( рис. 2.4).


а) б) в)

σ - тип



π - тип

  1   2   3   4   5   6   7   8   9   10   11
написать администратору сайта