Химия в Летней школе: Учебное пособие

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЙ УЧЕБНО-НАУЧНЫЙ ЦЕНТР КАФЕДРА ХИМИИ

С. Г. Барам, М. А. Ильин

ХИМИЯ В ЛЕТНЕЙ ШКОЛЕ

Новосибирск 2009

1

УДК 54.6.7 ББК 24.1

Барам С. Г., Ильин М. А. Б 24 Химия в Летней школе / Учеб. пособие. Новосиб. гос. ун-т. Новосибирск, 2009. 48 с.

Учебное пособие состоит из четырех разделов общей химии: «Основные понятия химии. Газовые законы. Расчеты по уравнениям химических реакций», «Строение атома и структура Периодической системы», «Химическая связь и строение молекул», «Строение твердых веществ. Типы кристаллических решеток». Каждый раздел содержит задачи, а также теоретический материал, необходимый для их решения. Данное учебное пособие предназначено для учащихся СУНЦ НГУ. Кроме того, пособие будет полезно всем школьникам старших классов и учителям химии.

© СУНЦ НГУ, 2009 © Барам С. Г., Ильин М. А. 2009

2

ПРЕДИСЛОВИЕ Предлагаемое учебное пособие охватывает материал, который традиционно рассматривается на лекциях и семинарских занятиях по химии в ежегодных Летних школах СУНЦ НГУ. Оно состоит из четырех разделов общей химии: «Основные понятия химии. Газовые законы. Расчеты по уравнениям химических реакций», «Строение атома и структура Периодической системы», «Химическая связь и строение молекул», «Строение твердых веществ. Типы кристаллических решеток». Каждый раздел включает в себя как задачи, так и теоретический материал. Необходимость создания такого пособия вызвана, прежде всего, тем, что рассматриваемые темы являются одними их наиболее важных и трудных тем школьного курса химии, без которых невозможно полноценное освоение и глубокое понимание большинства разделов неорганической и органической химии. Оно предназначено, в первую очередь, для повторения материала Летней школы учащимися СУНЦ НГУ. Кроме того, пособие будет полезно всем школьникам старших классов и учителям химии. Авторы будут признательны всем читателям за любые замечания и пожелания, которые можно направлять по адресу: 630090, г. Новосибирск, ул. Ляпунова, 3, кафедра химии.

3

1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ. ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ. РАСЧЕТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ «Наука начинается с тех пор, как начинают измерять. Точная наука немыслима без меры...» Д. И. Менделеев Относительной атомной массой элемента называют отношение абсолютной массы атома к 1/12 части абсолютной массы атома изотопа углерода 12С. Последняя величина называется атомной единицей массы. Относительной молекулярной массой называют отношение абсолютной массы молекулы к атомной единице массы. Количество вещества определяется числом структурных единиц (атомов, молекул, ионов или других частиц) этого вещества, оно выражается в молях (моль). Моль – это единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц данного вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода, состоящего только из изотопа 12С. Моль – такое количество вещества, которое содержит 6,02⋅1023 частиц этого вещества. Обозначается буквой ν. Число частиц 6,02⋅1023 называется числом Авогадро. Молярная масса вещества Мв-ва – это отношение массы данной порции вещества mв-ва к количеству вещества νв-ва в этой порции: Мв-ва = mв-ва / νв-ва (г/моль). Массовая доля вещества ω(X) – отношение массы данного вещества m(X) в системе к массе всей системы m, т. е. ω(X) = m(X) / m. Массовая доля – безразмерная величина. Ее выражают в долях единицы или в процентах. Очевидно, что сумма массовых долей всех элементов, входящих в данное вещество, равна единице. 4

Индивидуальное вещество в газообразном состоянии характеризуется следующими величинами: р – давлением; Т – температурой, измеряемой в кельвинах; V – объемом; m – массой газа и его молярной массой M. Взаимосвязь между этими величинами устанавливает уравнение состояния идеального газа, называемое уравнением Менделеева – Клапейрона:

p ⋅ V = m ⋅R ⋅ T , M где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(К⋅моль) (в случае, если все величины в этом уравнении измерены в единицах системы СИ: р – в Па, Т – в градусах К, V – в м3) или 0,082 л⋅атм/(К⋅моль) (эта величина более удобна для применения, если давление р измерено в атм, температура Т – в градусах К, объем V – в л). Согласно закону Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.) в равных объемах любых газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул. Следствие из закона Авогадро: При одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы. В частности, при нормальных условиях (н.у.) – при температуре Т = 273,15 К (0 °С) и давлении р = 1,01325⋅105 Па (1 атм, 760 мм рт. ст.) – любой газ (близкий по свойствам к идеальному газу), количество которого равно 1 моль, занимает объем 22,4 л. Эта физическая постоянная называется молярным объемом газа при нормальных условиях. Молярный объем Vm газа А при некоторых условиях равен отношению объема порции данного газа VА при тех же условиях к количеству вещества νА в этой порции: Vm = VА / νА = const при р, Т = const. Единица молярного объема газа – л/моль; при н.у. Vm = 22,4 л/моль. Из закона Авогадро следует, что массы равных объемов различных газов, взятых при одинаковых условиях, относятся друг к другу как их молекулярные массы. Отношение этих масс представляет собой число, показы5

вающее во сколько раз один газ тяжелее или легче другого, т. е. плотность одного газа по отношению к другому МА / МВ = D, где МА и МВ – молекулярные массы газов А и В, а D – плотность газа А относительно газа В. Отсюда: МА = МВ ⋅ D. Молярная масса вещества В в газообразном состоянии равна его удвоенной плотности по водороду, т. е. МВ = МН2 ⋅ DH2 = 2DH2 (г/моль). Аналогично,

с

учетом

средней

молярной

массы

воздуха

Mвозд = 29 г/моль получаем: MB = Mвозд ⋅ Dвозд = 29 ⋅ Dвозд (г/моль). Химическая реакция изображается в общем виде химическим уравнением: aA + bB = cC + dD, где вещества А и В, вступающие в реакцию, называют реагентами (или исходными веществами), а новые вещества С и D, образующиеся в результате протекания реакции, – продуктами (или конечными веществами). Целочисленные параметры a, b, c и d в уравнении реакции называют стехиометрическими коэффициентами. Правильно записав уравнение химической реакции, зная молекулярные массы веществ и их стехиометрические соотношения в реакции, можно рассчитать массы образующихся веществ. Закон сохранения массы веществ (М В. Ломоносов, 1748–1756 г.г.; А. Л. Лавуазье, 1789 г.). Масса веществ, вступивших в реакцию (реагентов), равна массе веществ, получившихся в результате реакции (продуктов). Если один из реагентов при реакции взят в избытке, то расчет количества, массы или объема образующихся продуктов производят по количеству реагента, взятого в недостатке. 6

Количество продукта реакции, которое получается в соответствии с расчетом по уравнению химической реакции, называется теоретическим количеством νтеор. В конкретных условиях проведения реакции может случиться так, что продукта образуется меньше, чем ожидалось в соответствии с уравнением реакции – практическое количество νпр. Отношение практического количества продукта (полученного реально) к теоретическому (рассчитанному по уравнению реакции) называется практическим выходом продукта и обозначается η (читается «этта»), обычно он выражается в % от теоретически рассчитанного:

η=

νпр. ⋅100 % . ν теор.

Аналогичным образом можно рассчитать выход продукта, используя массу или объем газообразного вещества вместо количества. Если νпр. = νтеор., то выход становится полным и его называют теоретическим выходом. Задания для решения 1. Сколько весит 0,5 моль сульфата железа (III)? 2. Сколько

молей

содержится

в

одной

столовой

ложке:

а) сахара

(С12Н22О11); б) пищевой соды (NaHCO3); в) ванилина (С8Н8О3). Принять, что одна столовая ложка равна 35,0 г. 3. Какова масса смеси, состоящей из 0,45 моль медного купороса (CuSO4 ⋅ 5H2O) и 0,15 моль глауберовой соли (Na2SO4 ⋅ 10H2O). 4. Сколько молей составляют и сколько молекул содержат 22,0 г углекислого газа? 5. Рассчитайте массу в граммах: а) одной молекулы озона (О3); б) двух атомов аргона. 6. Масса молекулы серы при комнатной температуре равна 256 а.е.м. Какова молекулярная формула серы?

7

7. Одинаковое ли число молекул в: а) 0,5 г азота и 0,5 г метана; б) 0,5 л азота и 0,5 л метана при одинаковых условиях; в) смесях 1,1 г СО2 с 2,4 г О3 и 1,32 г СО2 с 2,16 г О3? 8. Вычислите массу: а) 1 моля аммиака; б) 6,72 л (при н.у.) сероводорода; в) 1 молекулы азота; г) 1 молекулы гелия; д) 1 атома кислорода. 9. Рассчитайте плотность (в г/см3): а) метана; б) аммиака; в) радона; г) водорода. 10. Какой объем при температуре 150 °С и давлении 2,5 атм занимают 1,5 моль метана? 11. Объем школьного газометра (прибор для хранения газов) обычно не превышает 10 л. Вместится ли в такой газометр при температуре 25 °С и давлении 1,2 атм газовая смесь, состоящая из 0,25 моль азота, 0,05 моль кислорода и 0,1 моль ксенона. Определите плотность этой газовой смеси по воздуху и ее массу. 12. Вычислите молекулярную массу вещества, если масса 600 мл его паров при 87 °С и давлении 83,2 кПа равна 1,30 г. 13. Плотности газов А и Б равны. Каковы соотношения: а) их молекулярных масс; б) масс 1 л этих газов? 14. Резиновый шарик наполнили: 1) водородом; 2) криптоном. Его поместили в атмосферу: а) воздуха; б) хлора; в) гелия; г) радона; д) смеси азота и неона. В атмосфере каких из перечисленных газов резиновый шарик поднимется вверх, а каких вниз? Массой оболочки шарика можно пренебречь. 15. Рассчитайте среднюю молярную массу воздуха, имеющего следующий состав (в % по объему): O2 – 21 %, N2 – 78 %, Ar – 0,5 %, CO2 – 0,5 %. 16. Какова масса 1 л (н.у.) смеси оксидов углерода (II) и (IV), если объемная доля первого газа составляет 35%? 17. Определите состав 0,5 л газовой смеси, содержащей водород и кислород, если ее плотность по водороду равна 10.

8

18. В газовой смеси оксидов углерода СО и СО2 массы углерода и кислорода относятся друг к другу как 1:2. Определите массовые доли газов в смеси. 19. Определите формулу химического соединения, если содержание составляющих его элементов (в % по массе) равны: H – 1,59 %, N – 22,22 %, O – 76,19 %, а плотность паров этого вещества по воздуху равна 2,172. 20. Определите формулу оксида хрома, содержащего 68,4 масс. % хрома и имеющего молекулярную массу, не превышающую 200 а.е.м. 21. Сколько граммов воды получится, если реагируют: а) 1 моль водорода и 1 моль кислорода; б) 1 кг водорода и 1 кг кислорода; в) 1 л водорода и 1 л кислорода? 22. После взаимодействия 5,0 л водорода и 4,48 л хлора (при н.у.) продукт реакции растворили в 85,4 мл воды. Определите, какой газ находился в исходной смеси в избытке, и какова концентрация полученного раствора. 23. Какое количество хлороводорода необходимо для нейтрализации щелочи, полученной при реакции 2,3 г натрия с водой? 24. Определите состав смеси сульфида железа(II) и сульфида алюминия, если при обработке 238 г этой смеси водой выделяется 67,2 л (при н.у.) сероводорода. 25. Какой объем (при н.у.) сернистого газа должен быть пропущен через раствор, содержащий 20 г гидроксида натрия, чтобы получилась кислая соль? 26. В стакан с водой бросили кусочек натрия. В другой стакан бросили кусочек калия такой же массы, как и натрия. Равные ли объемы водорода выделятся после реакций? Если нет, то во сколько раз больше (или меньше) водорода выделится во второй реакции? Какой массы нужно взять кусочек калия, чтобы при реакции его с водой выделилось 22,4 мл Н2? А сколько для этого нужно взять натрия? 27. Для полупроводниковой техники необходим кремний особой чистоты. Его получают восстановлением при высокой температуре цинком тетра9

хлорида кремния. Какую массу цинка и хлорида кремния(IV) необходимо взять для получения 11,9 г кремния при выходе продукта реакции 85 %? 28. Дана схема превращений: I2 → HI → NaI → AgI. Известно, что выход в каждой стадии равен 60%. Сколько граммов AgI можно получить из 1 моль иода. 29. При прокаливании 10,0 г карбоната кальция получили 5,25 г оксида кальция. Определите выход продукта реакции. Полученный оксид кальция обработали соляной кислотой. Какую массу гексагидрата хлорида кальция при этом получили, если выход составил 85 % от теоретического? 30. При проведении опыта «Вулкан на столе» дихромат аммония термически разлагается по уравнению: (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O. Определите объем азота, полученного при разложении 20 г дихромата, содержащего 20 % (по массе) примесей.

10

2. СТРОЕНИЕ АТОМА И СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ «Величайшую помощь всякому изучающему химию, прежде всего, окажет хорошее знание строения атома...» Дважды лауреат Нобелевской премии Лайнус Полинг По современным представлениям, атом – наименьшая электронейтральная частица любого вещества, не подвергающаяся делению в химических превращениях и являющаяся носителем его свойств. Достижения экспериментальной физики XIX–XX вв. со всей убедительностью доказали, что атомы состоят из еще более мелких частиц: электронов, протонов и нейтронов. Электрон (е−) –

частица,

которая

имеет

отрицательный

заряд

-1,6⋅10−19 Кл и обладает массой покоя mē = 9,11⋅10−31 кг (0,00055 а.е.м.). Чаще используют относительный заряд электрона -1. Открыт электрон в 1897 г. Дж. Томсоном. Протон (p+) –

частица,

которая

имеет

положительный

заряд

+1,6⋅10−19 Кл (такой же, как у электрона, но с обратным знаком) и обладает массой покоя mp = 1,67⋅10−27 кг (1,0073 а.е.м.). Чаще используют относительный заряд протона +1. Открыт протон в 1920 г. Э. Резерфордом. Нейтрон (n0) – частица, которая обладает массой покоя приблизительно равной массе покоя протона mn = 1,675⋅10−27 кг (1,0087 а.е.м.). Заряд нейтрона 0. Открыт нейтрон в 1932 г. Дж. Чедвиком. Атомы заполнены элементарными частицами неравномерно. В них есть маленькое ядро (диаметром порядка 10−13 м), содержащее протоны и нейтроны, поэтому зачастую эти частицы имеют обобщающее название нуклоны (от лат. «nucleus» – ядро), и расположенные вокруг него электроны. Английский ученый Г. Мозли в опытах с рентгеновскими лучами определил заряды атомных ядер многих химических элементов и доказал, что 11

заряд ядра (Z) всегда численно равен порядковому номеру элемента в Периодической системе (ПС). Общее число протонов (Z) и нейтронов (N) в ядре называют массовым числом (А): A = Z + N. Атом в целом не заряжен (электрически нейтрален). Это обусловлено тем, что сумма отрицательных зарядов электронов компенсируется положительным зарядом ядра атома, т. е. в каждом атоме число электронов равно числу протонов в ядре атома. В природе атомы одного и того же элемента имеют различные атомные массы. Ядра таких атомов содержат одинаковое число протонов, но разное число нейтронов. Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа, называются изотопами. Для многих элементов помимо природных изотопов, получены искусственные. Некоторые изотопы нестабильны и превращаются в изотопы других элементов с выделением энергии. Процессы, в которых атомы разных видов превращаются друг в друга, называются ядерными реакциями. Исследования природы радиоактивного излучения в электромагнитном поле позволили выделить три вида частиц, испускающихся радиоактивным образцом. Каждому виду этих частиц соответствует свой тип радиоактивного распада: а) α-распад. Ядро испускает α-частицу, которая представляет собой ядро атомов гелия

4 2 He ,

т. е. состоит из двух протонов и двух нейтронов.

При α-распаде массовое число атома уменьшается на 4, а заряд ядра – на 2: ⎧A → A − 4 ⎨ ⎩Z → Z − 2

Например,

226 88

Ra →

222 86

или

Ra + 42 He или

A Z

226 88

Х→

Ra →

Y.

(A − 4) (Z − 2)

222 86

Ra + α .

б) β-распад. В неустойчивом ядре нейтрон превращается в протон, при этом ядро испускает электрон – β-частицу: 12

n0 → p+ + е−. При β-распаде массовое число изотопа не изменяется, т. к. общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра увеличивается на 1: ⎧A → A ⎨ ⎩Z → Z + 1

Например,

234 90

Th →

234 91

или

Pa + e − или

A Z

Х → (Z+A1)Y

Th →

234 90

234 91

Pa + β .

в) γ-распад. Иногда ядро атома испускает γ-лучи – излучение с очень малой длиной волны и очень высокой энергии, при этом массовое число и заряд ядра остаются неизменными. Если при распаде одного радиоактивного ядра образуется другое радиоактивное ядро, оно, в свою очередь, также распадается. Процесс продолжается до тех пор, пока продуктом распада не будет устойчивое ядро. Например, уран-238 постепенно превращается в торий, который переходит в протактиний и т. д., пока, наконец, не получится стабильный изотоп свинец-206: 238 92

α

β

β

α

α

α

α

234 234 230 226 222 218 U ⎯⎯→ 234 90 Th ⎯⎯→ 91 Pa ⎯⎯→ 92 U ⎯⎯→ 90 Th ⎯⎯→ 88 Ra ⎯⎯→ 86 Rn ⎯⎯→ 84 Po

↓α 206 82

α

β

β

α

β

β

Pb←⎯⎯ 210 ⎯⎯ 210 ⎯⎯ 210 ⎯⎯ 214 ⎯⎯ 214 ⎯⎯ 214 84 Po ← 83 Bi← 82 Pb ← 84 Po ← 83 Bi← 82 Pb

Электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами:

N – главное квантовое число; ℓ – орбитальное (азимутальное) или побочное квантовое число; m (mℓ) – магнитное квантовое число; s (ms) – спиновое квантовое число. Главное квантовое число n характеризует энергию электрона (расстояние от ядра до электрона). Другими словами характеризует энергети-

ческий уровень электрона; размер электронного облака. Главное квантовое число n может принимать любые положительные целочисленные значения от 1 до ∞. Уровень с главным квантовым числом

13

n включает n2 орбиталей, поэтому максимальное число электронов N на этом уровне определяют по формуле N = 2n2.

Орбитальное квантовое число ℓ определяет геометрию наиболее вероятной области нахождения электрона (геометрию орбитали). Другими словами характеризует энергетический подуровень электрона. Орбитальное квантовое число ℓ может принимать любые положительные целочисленные значения от 0 до (n - 1). Каждому значению ℓ присвоены следующие буквенные значения:

Значение ℓ

0

1

2

3

Обозначение энергетического подуровня

s

p

d

f

Магнитное квантовое число m объясняет ориентацию различных орбиталей относительно друг друга. Магнитное квантовое число может принимать значения от -ℓ до +ℓ, включая 0.

Спиновое квантовое число s описывает «спиновую» природу электрона. Спин (в переводе с англ. – веретено) можно упрощенно представить как вращение электрона вокруг собственной оси по часовой и против часовой стрелки. Поэтому спиновое квантовое число может иметь только два значения: -1/2 или +1/2 (оба значения при этом равновероятны). Условно электроны при заполнении квантовых ячеек принято обозначать стрелкой ↑ или ↓. Особенность четырех квантовых чисел сформулировал в 1925 г. Вольфганг Паули, известную под названием «принцип запрета Паули»:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковые. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов, причем спины их должны быть противоположно направлены. Для записи электронной конфигурации атома в основном состоянии, помимо принципа Паули, требуется применение еще нескольких правил: 14

Первое правило Клечковского: Заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы n + ℓ, к орбиталям с большим значением этой суммы. Если сумма n + ℓ одинакова, применяется второе правило Клечков-

ского: При одинаковых значениях суммы n + ℓ энергия электрона тем выше, чем больше значение главного квантового числа n. На основании первого и второго правил Клечковского можно сформировать ряд заполнения: возрастание энергии по энергетическим подуровням происходит в следующем порядке: 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p и т. д. При заполнении электронами квантовых ячеек необходимо помнить еще и правило Гунда (Хунда):

Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение (по модулю) суммарного спина максимально. Химические свойства элемента определяют валентные электроны.

Валентные электроны в атоме – это такие электроны, которые расположены на внешних (или внешних и предвнешних – для d- и f-элементов) квантовых уровнях. Данные о строении ядра атома и о распределении электронов в атомах позволяют по-новому рассмотреть Периодический закон. На базе современных представлений Периодический закон формулируется так:

Свойства простых веществ, а также свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).

15

Периодичность свойств атомов элементов можно проиллюстрировать на самых разных их характеристиках, важнейшие из которых: радиус атомов, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность.

Радиус атомов. Поскольку число электронных слоев (уровней) в атомах одного периода одинаково, а заряд ядра слева направо растет, то, в соответствии с законом Кулона притяжение электронов к ядру также растет. Следовательно, размер атома в переделах одного периода с увеличением порядкового номера элемента (слева направо) уменьшается. Чем ниже в периодической системе расположен элемент в одной и той же подгруппе, тем большее число электронных слоев он содержит, тем больше размер соответствующего атома и тем дальше находятся валентные электроны от ядра. Характеризуя размеры частиц, различают ковалентный радиус (для атомов неметаллов), металлический радиус (для атомов металлов) и ион-

ный радиус (радиус иона – катиона или аниона). Обобщенным названием ковалентных и металлических радиусов является атомные радиусы.

Потенциалы ионизации и сродство к электрону. Потенциал (энергия) ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо

связанного электрона от атома (т. е., для образования атомом катиона): Х → Х+ + е−. Энергия ионизации имеет минимальное значение для щелочных металлов, а затем вправо вдоль периода возрастает и достигает максимума у благородных газов; сверху вниз вдоль группы потенциалы (энергии) ионизации уменьшаются. Первый потенциал ионизации атома (I1 – энергия, необходимая для отрыва первого валентного электрона); второй – для отрыва второго валентного электрона и т. д.

Сродство элемента к электрону – это энергия со знаком минус, необходимая для присоединения электрона (т.е., для образования атомом аниона). Характер изменения величин сродства к электрону для элементов обратный изменению потенциалов ионизации.

16

Электроотрицательность. Установлено, что в зависимости от атомов, образующих химическую связь А⎯Б, электронная плотность может быть сдвинута в сторону одного из атомов (А или Б), либо может располагаться приближенно посередине длины связи А⎯Б. Для объяснения этих эффектов потребовалось введение нового понятия. В середине прошлого века американский химик Лайнус Полинг ввел понятие элек-

троотрицательности (χ). Способность атома в молекуле оттягивать на себя электроны (электронную плотность) называется электроотрицательностью. Электроотрицательность возрастает: в периодах: слева направо; в группах: снизу вверх. В периодах возрастание происходит сильнее, чем в группах. Зная эти закономерности, можно сравнивать электроотрицательности элементов, располагающиеся в разных группах и периодах Периодической системы. Именно соотношение электроотрицательностей атомов определяет такое важное понятие, как степень окисления – условный заряд атома в

молекуле соединения, вычисленный из предположения о полном смещении пар электронов к тому или другому атому, т.е. предполагается, что молекула соединения состоит только из ионов. Задания для решения 1. Ядро атома изотопа элемента содержит 74 нейтрона. В его электронной оболочке 53 электрона. Какова примерная атомная масса изотопа этого элемента? Назовите элемент.

2. Масса ядра атома некоторого изотопа элемента равна 13 а.е.м. В электронной оболочке атома этого элемента содержится 6 электронов. Определите состав ядра атома этого элемента.

3. Укажите количество протонов, нейтронов и электронов в частицах: а) 18O, D+, 19F−, 16O, 64Ni2+;

б) 15N, T−, 3Li+, 14N, 60Co2+.

Выделите среди них изотопы. 17

4. Запишите символы одноатомных частиц, состоящих из следующего количества протонов (р+), нейтронов (n0) и электронов (е−):

5. Сколько

а

б

в

г

д

число р+

1

2

63

63

92

число n0

2

3

88

90

142

число е−

2

3

63

60

88

протонов

а) 1 молекула NH3;

и

электронов

содержат

б) 1 нитрат-ион NO3−;

следующие

частицы:

в) 1 катион нитрония NO2+;

г) 50 ионов [195Pt 35Cl4]2−; д) 5 моль аргона, состоящего из изотопа с массовым числом 40?

6. Природный таллий представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 203 и 205. Относительная атомная масса таллия равна 204,38. Определите мольную долю каждого изотопа таллия.

7. Относительная атомная масса рубидия 85,47 а.е.м. Природный рубидий состоит из двух изотопов, мольная доля изотопа 85Rb составляет 76,5 %. Какой еще изотоп входит в состав природного рубидия?

8. Относительная атомная масса меди 63,55 а.е.м. Природная медь состоит из двух изотопов с массовыми числами 63 и 65. Укажите, какие элементарные частицы и в каком количестве входят в состав атома каждого из этих изотопов. Вычислите содержание самого распространенного изотопа меди (в % по массе) в медном купоросе CuSO4 ⋅ 5H2O.

9. Изотоп бериллия 9Ве, поглощая одну α-частицу и испуская нейтрон, превращается в изотоп другого элемента. Какой элемент образуется? Напишите уравнение ядерной реакции.

10. Первой в истории искусственной ядерной реакцией была реакция изотопа

14

N с α-частицами, получаемыми при распаде

210

Pо. В результате

ядерной реакции азот превратился в изотоп кислорода

18

17

О. Напишите

уравнения ядерных превращений, происходящих при распаде

210

Pо и

бомбардировке изотопа 14N α-частицами.

11. Менделевий – элемент Периодической системы, названный в честь Д. И. Менделеева. Изотоп этого элемента с массовым числом 258 претерпевает последовательный ядерный распад, испуская две α-частицы и одну β−-частицу. Какой изотоп образуется в результате такого ядерного распада (запишите в общепринятой записи для изотопов)? Обоснуйте свой ответ.

12. Каково максимально возможное 1) общее число электронов; 2) число неспаренных электронов на подуровнях: а) s; б) p; в) d; г) f?

13. Какие из приведенных ниже электронных состояний являются нереальными и почему: 3p6, 2d3, 3s3, 2s1, 3f2, 4p2, 1f7, 4f1, 5d12?

14. Запишите полные электронные конфигурации атомов элементов в основном состоянии: а) 32, 113, 85, 43, 17; б) 53, 23, 95, 31, 88. Укажите число неспаренных электронов в атомах этих элементов в основном состоянии. Приведите символы их электронных аналогов.

15. Назовите элементы (с указанием символа, порядкового номера, группы и периода), атомы которых в основном состоянии имеют следующие электронные конфигурации:

а) 1s22s22p63s23p64s2;

г) 1s22s22p63s23p64s23d104p2;

б) 1s22s22p63s23p5;

д) 1s22s22p63s1;

в) 1s22s22p63s23p64s23d1;

е) 1s22s22p63s23p64s23d104p6.

С помощью квантовых ячеек покажите распределение электронов на валентных уровнях. Укажите число неспаренных электронов и электронных пар на этих уровнях. Сколько электронов не хватает до завершения каждого из этих уровней?

16. Сколько электронов должна приобрести или отдать каждая из перечисленных частиц, для того чтобы она превратилась в электронейтральный атом: 19

а) N3−;

б) Mg2+;

в) Fe3+;

г) H−;

д) Zr4+.

Приведите полные электронные конфигурации всех частиц.

17. Атом какого инертного газа и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома кальция всех валентных электронов?

18. Назовите элементы, атомы которых в основном состоянии имеют по одному неспаренному электрону на а) 3p- и б) 3d-подуровне. Напишите полные электронные конфигурации атомов этих элементов в основном состоянии и укажите положение этих элементов в Периодической системе (порядковый номер, номер группы и периода).

19. У каких элементов атомы в основном состоянии имеют конфигурацию внешнего электронного уровня а) ...2s22p2; б) ...5s25p4? Приведите полную электронную конфигурацию атомов этих элементов в основном состоянии.

20. Электронную конфигурацию атома элемента в основном состоянии сокращенно можно записать в виде [Ar]4s23d104p3. Назовите элемент. Для всех неспаренных электронов в атоме этого элемента в основном состоянии приведите набор квантовых чисел.

21. Объясните, почему реальное электронное строение атомов хрома и меди можно представить электронными формулами [Ar]4s13d5 и [Ar]4s13d10, соответственно.

22. Запишите значения всех квантовых чисел для электронов, находящихся в в основном состоянии атома: а) двух электронов, находящихся на 4s-подуровне; б) трех электронов, находящихся на 5р-подуровне.

23. Для электронов атомов некоторых элементов набор квантовых чисел можно записать в виде: n = 3, ℓ = 0, m = 0, s = x. Какие возможны значения х? Приведите символы тех элементов, валентные электроны которых в основном состоянии атома могли бы иметь такие наборы квантовых чисел. Запишите электронные конфигурации атомов этих элементов 20

в основном состоянии. Укажите положение этих элементов в Периодической системе (порядковый номер, номер группы и периода). Приведите символы электронных аналогов атомов этих элементов.

24. Заряды ядер атомов элементов X и Y отличаются на 49 единиц и в сумме составляют 127. Определите элементы X и Y. Напишите наборы квантовых чисел для валентных электронов атомов этих элементов.

25. Дайте современную формулировку Периодического закона. Чем эта формулировка отличается от той, которую дал Д. И. Менделеев? Имеет ли этот закон количественное математическое выражение в виде формулы или уравнения? Что является формой отображения Периодического закона?

26. Укажите причину, по которой элементы объединяются в главные и побочные подгруппы. Некоторые подгруппы элементов имеют обобщенные названия. К какой группе и подгруппе Периодической системы принадлежат

следующие

б) щелочноземельные

элементы: металлы;

а) щелочные

в) благородные

металлы;

(инертные)

газы;

г) халькогены; д) пниктогены; е) галогены? Запишите обобщенные электронные конфигурации внешних энергетических уровней атомов элементов для каждой из перечисленных подгрупп. Перечислите элементы, которые входят в эти подгруппы. Справедливо ли в настоящее время название «инертные газы»? Почему?

27. Какое положение в Периодической системе занимают металлы? Какие металлы называются переходными? В чем заключается особенность электронного строения атомов переходных элементов? Приведите несколько примеров таких элементов.

28. Как и почему изменяется: а) ионный радиус изоэлектронных ионов от O2- к Al3+? б) атомный радиус атомов элементов 2-го периода слева направо? в) атомный радиус атомов элементов главных подгрупп сверху вниз? 21

г) неметаллические свойства элементов 2-го периода слева направо? д) металлические свойства элементов главных подгрупп сверху вниз? е) потенциалы ионизации атомов элементов вдоль периода слева направо?

ж) потенциалы ионизации атомов элементов главных подгрупп сверху вниз?

з) электроотрицательность элементов 2-го периода слева направо? и) электроотрицательность элементов главных подгрупп сверху вниз? 29. У какой частицы легче оторвать электрон: а) Be или O; б) F или Cl? Ответ обоснуйте.

30. Что называется сродством атома к электрону? Атом какого из элементов – азота, кислорода или фтора – имеет наибольшее сродство к электрону? Обоснуйте свой ответ.

22

3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ «Химики лучше других понимают, как устроен мир» Дважды лауреат Нобелевской премии Лайнус Полинг Химическая связь – это электростатическое взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость частицы или кристалла как целого. В зависимости от электронной конфигурации, атомы способны образовывать разное количество химических связей. Количество этих связей зависит от валентности элемента. Необходимо сразу отметить, что понятие

валентность или более строгий термин ковалентность корректно применять лишь к соединениям с ковалентной связью.

Валентность

(ковалентность) –

количество

образованных

данным атомом ковалентных связей. Валентность атома определяется числом неспаренных электронов на валентном уровне. Валентность всегда выражается небольшими целыми числами. Не

следует путать понятие валентности со степенью окисления! Валентность приято обозначать римскими цифрами. Поскольку электроны внутренних оболочек атома не участвуют в образовании химических связей, максимальная валентность элементов обычно не может превы-

шать номера группы. В 1916 г. американский физикохимик Гилберт Льюис предложил электронную теорию химической связи и определил условия ее возникновения (правило октета, от лат. «окта» – восемь):

Атом удовлетворяет правилу октета, когда он, путем присоединения, потери или обобществления электронов с другими атомами, получает конфигурацию ближайшего инертного газа. Частицы, имеющие восьмиэлектронную оболочку, как правило, наиболее устойчивы.

23

Для представления образования химических связей в молекулах часто используют схематическое изображение в виде так называемых элек-

тронных формул (структур Льюиса). В соответствии с этим методом электроны валентного уровня изображаются точками или точками и крестиками вокруг символа элемента. Точки и крестики используются для того, чтобы различать электроны, принадлежащие разным атомам, однако следует помнить, что в действительности электроны неразличимы. По возможности, все электроны должны образовывать пары. Структурные формулы представляют собой видоизмененные структуры Льюиса, в которых каждая пара электронов, участвующая в образовании химической связи (связующие электроны), обозначается черточкой, называемой валентным штрихом. Структурные формулы не отражают истинного пространственного строения молекулы, они лишь несут информацию о порядке соединений атомов в молекулах и о валентности каждого элемента в этих молекулах.

Основные типы химической связи Ковалентная связь – связь, образованная обобществлением пары электронов. Обычно при образовании общей электронной пары каждый из двух атомов предоставляет в совместное пользование по одному электрону. В возникшей молекуле состояние обоих электронов меняется: они утрачивают свою принадлежность какому-либо атому и принадлежат теперь обоим атомам – обобществляются. В этом случае говорят, что связь образована по обменному механизму.

При образовании ковалентной химической связи по обменному механизму обобществляются неспаренные электроны с различными спинами, первоначально принадлежащие разным атомам. Возможен и другой механизм образования ковалентной связи – до-

норно-акцепторный. В этом случае химическая связь возникает за счет

24

двухэлектронного облака одного атома (поставщика электронов – донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Различают два типа ковалентной связи: неполярную и полярную. В случае неполярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов. Ковалентная неполярная

связь возникает между атомами с одинаковой ЭО (∆χ = 0), т. е. между атомами одного и того же элемента. Ковалентную связь, возникающую между атомами разных элементов, называют полярной. В случае полярной ковалентной связи электронное облако, образованное общей парой электронов, смещено к атому с боль-

шей электроотрицательностью. Условно считают, что разность электроотрицательностей между атомами элементов, образующих ковалентную полярную связь лежит в пределах (0 < ∆χ < 1,7). Количественной характеристикой полярности связи служит дипольный момент (µсвязи), вычисляемый по формуле µсвязи = l . δ, где l – длина связи, δ – частичный заряд на атоме, образованный за счет смещения электронной пары, участвующей в образовании данной связи.

Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов. Условно считается, что связь ионная, если разность электроотрицательностей атомов велика (∆χ ≥ 1,7). Таким образом, ионная связь – это

предельный случай полярной ковалентной связи (очень сильно полярная ковалентная связь). Как правило, связь между металлом и неметаллом можно считать ионной. При описании ионных соединений не используют понятие валентности, а используют понятия о степени окисления и координационном числе. Координационное число показывает, сколько ближайших соседей окружает частицу. 25

Металлическая связь – химическая связь, обусловленная наличием большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов (электронный газ). Именно благодаря этому виду химической связи металлы особыми отличительными свойствами, обычно не характерными для веществ с другим типом связи. Такими свойствами являются высокая тепло- и электропроводность, способность к отражению света (для большинства металлов – зеркальная поверхность), сравнительно высокие температуры плавления.

Водородная связь – это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками – водородная связь). Если водородная связь образуется между атомом водорода одной молекулы и атомом сильноэлектроотрицательного элемента другой молекулы, то говорят о межмолекулярной водородной связи. O

C

C

H

OH. . . O

F... H

H

H. . . O

H

O

H

H

H

CH3

...

H

F

...

O . . . HO

O H

O H3C

H

H. . . O

CH 3

H

Если водородная связь объединяет части одной молекулы, такую связь называют внутримолекулярной водородной связью. H H

C

O

O H

N

O

O

салициловый альдегид

O H O

о-нитрофенол

H O

C

O H O

2,6-дигидроксибензойная кислота

Диполь-дипольные взаимодействия. Поскольку в молекулах с полярной связью происходит смещение электронной плотности (в сторону более электроотрицательного элемента), в такой молекуле возникает разделение электрических зарядов (образуются диполи). Между диполями возникает электрическое взаимодействие, они стремятся ориентироваться друг относительно друга – плюс-минус-плюс-минус и т. д. Для диполь26

дипольного притяжения (или отталкивания – при невыгодной ориентации) не требуется даже полярности связей в молекул. Вспомним, что электроны – частицы в тысячи раз более легкие, чем атомные ядра, и движутся они быстрее. В каждый конкретный момент времени положение центра отрицательно заряженного электронного облака атома не совпадает с положительно заряженным атомным ядром – происходит разделение зарядов, возникает «виртуальный дипольный момент» («виртуальный» – поскольку в следующий момент времени его величина меняется, но оказывается, что энергия взаимодействия таких виртуальных диполей того же порядка, что и постоянных). Диполь-дипольные взаимодействия между молекулами часто называют межмолекулярными или ван-дер-ваальсовыми (в честь голландского физико-химика Ван-дер-Ваальса). Энергия ван-дер-ваальсовых связей в сотни раз меньше энергий ковалентных, ионных или металлических.

Гибридизация атомных орбиталей Образование молекулы метана СН4: ↑

С* Н

↑

↑

↑ ↑ Н ↑ Н ↑ Н ↑

Три С⎯Н связи в молекуле метана образованы перекрыванием s- и роблаков, а одна – перекрыванием s- и s-облаков. Казалось бы, связи в молекуле должны быть неравноценными по прочности и в пространстве должны располагаться перпендикулярно друг к другу. Однако экспериментальные данные показали, что все четыре связи С⎯Н в молекуле метана одинаковы и направлены к вершинам тетраэдра (угол между ними составляет ~109°). Объяснение этого факта впервые было дано Л. Полингом. с помощью понятия о гибридизации.

27

Гибридизация – процесс смешения и выравнивания по энергии первоначально разных (но близких по энергии) атомных орбиталей. Гибридизуются лишь орбитали, участвующие в образовании σсвязей (электроны, образующие π-связи не гибридизованы!).

σ-связь – связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей вдоль линии, связывающей ядра атомов.

π-связь – связь, образованная при перекрывании атомных орбиталей перпендикулярно линии, связывающей ядра атомов.) В результате гибридизации образуются гибридные орбитали, причем их число равно числу исходных атомных орбиталей 1s + 3p → 4sp3 1s + 2p → 3sp2 1s + 1p → 2sp. Для определения типа гибридизации атома кроме способа через квантовые ячейки, есть еще один способ – определение т.н. стерического числа (от греч. «стерео» – пространство):

СЧ = σ + НП σ – число σ-связей, образованных атомом элемента (для которого определяется гибридизация); НП – число неподеленных пар, оставшихся незадействованными в образовании связей; для определения типа гибридизации обязательно не-

обходимо учитывать неподеленные пары, оставшиеся незадействованными в образовании связей у центрального атома. СЧ – стерическое число, которое и определяет тип гибридизации: СЧ = 2 ⇒ sp-гибридизация;

СЧ = 3 ⇒ sp2-гибридизация;

СЧ = 4 ⇒ sp3-гибридизация;

СЧ = 5 ⇒ sp3d-гибридизация;

СЧ = 6 ⇒ sp3d2-гибридизация.

28

Пространственная форма (геометрия) молекул Тип гибридизации центрального атома (ЦА) определяет пространственное строение частицы (молекулы или иона) в целом. Каждому типу гибридизации соответствует своя форма молекулы:

Гибридизация ЦА

Геометрия молекулы

Пространственная форма π

sp

линейная

плоский треугольник sp2

H

π

C

C

F F

B

F или H

O

H

π

C

S

Все углы 180°

H

H

угловая

Углы между связями

Все углы 120°

C H

∠OSO = 119°

O

H

тетраэдр

C

H

sp3

тригональная пирамида

H

угловая

H

N

H H

H H

Все углы 109°

∠HNH = 107°

∠HOH = 105°

O H Cl ax

3

sp d

тригональная бипирамида

Cl

P Cl

Cl Cl

∠Cl axPCl = 90° ∠ClPCl = 120°

ax

F sp3d2

F

октаэдр

F

29

S F

F F

Все углы 90°

Дипольный момент молекулы и ее полярность Дипольный момент молекулы равен векторной сумме всех дипольных моментов ее химических связей с учетом геометрической формы этой молекулы. В зависимости от величины дипольного момента молекулы различают

полярные (µ≠0) и неполярные (µ=0). В многоатомных молекулах связь между атомами может быть полярной, а сами молекулы в зависимости от пространственного строения могут быть как полярными, так и неполярными. Если полярные связи расположены в молекуле симметрично, то положительные и отрицательные заряды компенсируют друг друга, и молекула в целом является неполярной. Так происходит, например, с молекулой диоксида углерода (СО2). Атом углерода имеет sp-гибридизацию, форма молекулы – линейная. Молекула метана – тоже неполярна: атом углерода в гибридизации sp3, все связи С-Н равноценны, сумма дипольных моментов связей равна 0: H

µ=0

C H

H H

Однако если в молекуле метана заменить один атом углерода на любой другой атом, например, хлор, то сумма дипольных моментов связей не будет равна 0 и такая молекула будет полярной: Cl µ=/=0 C H

H H

На результирующее значение дипольного момента молекулы может повлиять неподеленная пара электронов. Так, для молекул NH3 и H2O, гибридизация ЦА – sp3, однако пространственная форма молекулы – не тетраэдр! Векторная сумма дипольных моментов связей в этих молекулах отлична от нуля: 30

µ=/=0 N

µ=/=0 O

H H

H

H

H

Многоцентровые ковалентные связи Кроме молекул, в которых ковалентная связь между двумя атомами была либо одинарной (образована парой электронов), либо двойной (образована двумя парами электронов), либо тройной (образована тремя парами электронов) встречаются соединения, в молекулах которых ковалентная связь объединяет сразу группу атомов, при этом эта связь имеет

промежуточный характер между одинарной связью и двойной – «полуторная связь». Рассмотрим образование «полуторных связей» в молекуле азотной кислоты. Азотная кислота HNO3. Электронные конфигурации валентных уровней атомов азота и кислорода: ↑ *

1

N (в возбужденном состоянии):

2s 2p

4

или

О:

2s 2p

4

↑↓

↑

↑↓ ↑ 2

↑

↑

↑↓

или

Изобразим структурную формулу HNO3, отобразив лишь σ-связи: O H

O

N O

Таким образом, атом N затратил 3 неспаренных электрона на образование одинарных σ-связей с атомами O. У него осталась еще одна непо-

деленная пара электронов на p-орбитали. Каждый атом кислорода затратил по одному неспаренному электрону на образование одинарных σ-связей с атомом азота, а атом кислорода OHгруппы затратил свой второй неспаренный электрон на образование связи с водородом. То есть, у двух атомов кислорода осталось по одному не-

спаренному электрону. 31

Важно отметить, что в пространстве неподеленная пара азота и не-

спаренные электроны двух атомов кислорода располагаются в одной и той же плоскости, перпендикулярной плоскости σ-связей. Гибридизация атома азота – sp2. Связи азот-кислород стремятся повысить свою кратность и происходит перекрывание этих электронов. Гибридизация атома кислорода, связанного с атомом водорода – sp3, поэтому ни одна из неподеленных пар электронов этого атома кислорода не лежит в плоскости перекрывания неподеленной пары р-электронов азота: O H

O

N O

Структурная формула азотной кислоты выглядит следующим образом: HNO3 азотная кислота валентность азота IV ст. окисления азота +5

O H

O

N O

Пунктирной линией принято отображать полуторную связь. В случае каждой конкретной молекулы полуторной связи можно дать конкретное название. В случае HNO3: полуторная связь образована четырьмя электронами и связывает три атома (центра), поэтому она имеет название трех-

центровая четырехэлектронная π-связь. Аналогичным образом образуются «полуторные связи» в молекуле бензола – С6Н6:

Задания для решения 1. Исходя из электронного строения атома углерода, определите его валентные возможности в соединениях и проиллюстрируйте их с помощью квантовых ячеек.

32

2. Какие валентности проявляет химический элемент с порядковым номером 34? Как это связано с его электронной конфигурацией? Проиллюстрируйте эти валентные возможности с помощью квантовых ячеек.

3. Почему для элементов P, S и Cl максимальная валентность в их соединениях совпадает с номером группы Периодической системы, а для элементов N, O, F она меньше номера группы?

4. Укажите степени окисления всех элементов в соединениях: SiO2,

P4O10,

IF7,

NF3,

CO,

CO2,

CS2,

OF2,

CCl4,

PCl3,

PBr5,

CH4,

C2H4,

C2H2,

Ca2Si,

H3PO4,

HClO3,

HClO4,

Al(OH)3, K2Cr2O7,

NH4NO3, NH4NO2, Mg3N2, Zn(AlO2)2, K2RuO4,

Li[BH4],

NaHCO3, [Cu(NH3)2]Cl

5. Изобразите структурные формулы следующих соединений хлора: HCl, NCl3, Cl2, Cl2O7, HClO4, HClO3, HClO2, HClO. Определите степень окисления и валентность каждого элемента. Выберите соединения, в молекулах которых имеются кратные связи. Укажите число σ- и π-связей в каждой из молекул. Может ли фтор образовывать все эти соединения? Объясните свой ответ.

6. Изобразите структурные формулы следующих соединений фосфора: PH3, Na3PO4, NaH2PO4, H3PO3, KH2PO2, H4P2O7. Сравните значения валентности и степени окисления фосфора в этих соединениях.

7. Изобразите структурные формулы следующих соединений серы: H2S, SO2, H2SO4, H2S2O3, Н2S2О7, Н2S2О8. Сравните значения валентности и степени окисления серы в этих соединениях.

8. Изобразите по одной возможной структурной формуле соединений. а) Структурная формула не должна быть циклической: CO2, H2CO3, H2CO2, C4H9N, C3H4, C3H3NO2.

б) Структурная формула должна быть циклической: C6H6, C6H7N, C4H9N. 33

Укажите значение валентности и степени окисления атомов углерода в этих соединениях.

9. Изобразите структуры Льюиса для молекул: PCl3, CO2, H2S и H2O2. В каких из этих молекул центральный атом а) подчиняется правилу октета; б) имеет неподеленные электронные пары (укажите их количество?

10. Изобразите структуры Льюиса для молекул: HCl, Cl2, ClF3 и ClF5. В каких из этих молекул хлор подчиняется правилу октета?

11. Руководствуясь правилом октета, определите, образование каких ионов наиболее вероятно из следующих атомов: Na, O, Cl, N, Вa. Среди полученных частиц выделите изоэлектронные.

12. С помощью структур Льюиса изобразите образование: а) молекулы Cl2 из двух атомов; б) молекулы I2 из катиона I+ и аниона I−; в) катиона Н3О+ из катиона Н+ и молекулы Н2О. Для случаев б) и в) укажите частицу-донор и частицу-акцептор электронной пары.

13. Какие механизмы образования ковалентной связи Вам известны? Приведите пример а) катиона; б) аниона, в котором имеются ковалентные связи, образованные по двум различным механизмам. Поясните эти механизмы с помощью квантовых ячеек (на примере приведенной Вами частицы). Укажите валентность и степень окисления центрального атома в каждой из приведенных Вами частиц.

14. Элементы А и Б образуют соединения состава АБ и АБ2. Атом элемента А в основном состоянии имеет электронную конфигурацию валентного уровня …ns2np2. 33,6 л газообразного соединения АБ при н.у. весят 42 г. Определите элементы А и Б. Приведите необходимые расчеты и рассуждения. Назовите соединения АБ и АБ2. Изобразите структурные формулы молекул АБ и АБ2, расставьте степени окисления и валентности элементов А и Б в этих соединениях. В молекуле какого из соединений (АБ или АБ2) ковалентные связи образованы по двум механизмам? 34

Назовите эти механизмы и поясните их с помощью квантовых ячеек (для выбранного соединения).

15. Расположите следующие соединения в ряд по возрастанию полярности связи Э−F в молекулах следующих соединений: F2, NF3, BeF2, BF3, LiF, CF4. Обоснуйте свой выбор.

16. Какие типы связей (ионные, ковалентные полярные или неполярные, металлические, вандерваальсовые, водородные) существуют в следующих веществах: а) LiH (тв.), Fe (тв.), NH3 (ж.), NH4F (тв.), СН4 (газ), I2 (газ), I2 (тв.), CuSO4 ⋅ 5H2O (тв); б) CHCl3 (ж.), K (тв.), Na2CO3 (тв.), P4 (тв.), C2H5OH (ж.), CsCl (газ), CsCl (тв.), CO2 (тв.).

17. В каком из веществ а) гидриде лития или гидриде цезия, б) фториде калия или хлориде натрия ионный характер связи выражен сильнее? Объясните ответ.

18. Приведите формулы двух соединений, имеющих одновременно ионную и ковалентную связи.

19. Как называется тип химической связи, осуществляемой в металлах? Опишите его подробнее. В чем отличие этого типа от других?

20. В каких случаях возможно образование водородной связи? Какие из перечисленных соединений способны образовывать межмолекулярные водородные связи: С6Н6, НF, SiH4, NH3, (CH3)2O, CH3OH? Приведите их структурные формулы и обоснуйте ответ. Приведите собственные примеры а) неорганического и б) органического соединений с межмолекулярными водородными связями, а также пример соединения с внутримолекулярными водородными связями. Изобразите структурные формулы этих соединений и назовите их. Как наличие водородных связей влияет на физические свойства соединений?

21. Изобразите структурные формулы следующих веществ: а) CO; б) HNO3; в) NH4NO3. Дайте необходимые пояснения. Укажите валентность и степень окисления каждого атома в этих молекулах. 35

22. Определите объем аммиака, в котором количество σ-связей равно количеству π-связей, содержащихся в 1 л азота. Объемы газов измерены при одинаковых условиях.

23. Предложите формулы соединений АВ3, одно из которых имеет нулевой, а второе – ненулевой дипольный момент. Опишите пространственное строение молекул этих соединений. Приведите тип гибридизации атома А в этих соединениях. Определите число σ и π-связей в каждой молекуле.

24. Объясните, почему молекула SО2 является полярной, в то время как молекула СО2 неполярна. Определите число σ и π-связей в каждой молекуле.

25. Какой тип гибридизации проявляет атом бора в молекуле BF3? Отличается ли он от гибридизации в ионе BF4−?

26. Изобразите пространственное строение следующих частиц: CS2, BeCl2, POCl3, NH3, NH4+, SO42−, PCl5, SiF62−, SF6. Приведите названия геометрических фигур, образованных атомами в пространстве, укажите тип гибридизации центрального атома и примерные значения углов между связями в каждой из частиц.

27. Определите пространственное строение молекулы воды и иона гидроксония (H3O+). Укажите тип гибридизации атома кислорода в этих частицах. Укажите значение угла НОН в молекуле воды и поясните, почему это значение отличается от ∠НСН в молекуле СН4.

28. Для алюминия известны соединения с анионом состава AlF63−, тогда как бор образует с фтором только анион состава BF4−. Объясните этот факт. Укажите гибридизацию атомных орбиталей центральных атомов в указанных анионах и их пространственное строение.

29. Методом перекрывания электронных облаков изобразите следующие частицы: а) HNO3; б) C2H2; в) C6H6 ; г) C6H5NО2. В пунктах в) и г) атомы углерода в молекуле образуют цикл. 36

4. СТРОЕНИЕ ТВЕРДЫХ ВЕЩЕСТВ. ТИПЫ КРИСТАЛЛИЧЕСКИХ РЕШЕТОК «… Химия твердого тела имеет дело со всем, что касается получения, свойств и применения материалов, находящихся в твердом состоянии…» А. Вест Существуют твердые вещества, которые не имеют упорядоченной структуры, отдельные частицы в них расположены хаотично. Такие вещества называют аморфными (от греч. «аморфос» – бесформенный). В отличие от кристаллических веществ, имеющих вполне определенную температуру плавления, аморфные вещества плавятся в широком интервале температур. Примерами аморфных веществ могут быть стекла, смолы, а также большинство полимеров. Подавляющее число твердых веществ имеют кристаллическую

структуру, которая характеризуется строго упорядоченным строением, поэтому каждый кристалл образует пространственную кристаллическую

решетку и имеет определенную форму. В зависимости от характера частиц, образующих кристалл, и от вида химической связи между ними, различают четыре типа кристаллических решеток: атомные, ионные, металлические и молекулярные. В узлах атомных кристалличе-

ских решеток находятся отдельные атомы, связанные друг с другом ковалентными связями. Например, в кристалле алмаза (рис. 1) атомы углерода образуют пространственный трехмерный каркас, в котором каждый атом углерода связан четырьмя другими. Число ближайших соседей атома называют коор37

Рис. 1. Кристаллическая решетка алмаза

динационным числом. Ковалентные связи в атомных кристаллических решетках очень прочные, поэтому вещества с атомными решетками практически нерастворимы в воде, имеют высокие температуры плавления и кипения. Так, алмаз плавится при температуре около 4000 °С и повышенном давлении. В узлах ионных кристаллических решеток находятся разноименно заряженные ионы, которые удерживаются за счет электростатического притяжения. Каждому типу ионов в ионной решетке соответствует свое собственное координационное число (которое зависит от радиуса ионов). Например, в кристаллической решетке поваренной соли (рис. 2) каждый ион Na+ окружен шестью ионами Cl− и, следовательно,

Рис. 2. Кристаллическая решетка поваренной соли

имеет координационное число 6. Аналогично каждый ион Cl− окружен шестью ионами Na+ и также имеет координационное число 6. Вещества с ионными кристаллическими решетками достаточно тугоплавки (однако температуры их плавления, как правило, меньше, чем для веществ с атомной кристаллической решеткой) и зачастую хорошо растворимы в воде. Они малолетучи и поэтому не имеют запаха. В металлических кристаллах (рис. 3) решетка образована положительно заряженными ионами металлов, в пространстве между которыми свободно передвигаются электроны (так называемый «электронный газ»). Кристаллы имеют такую структуру, при которой атомы упакованы максимально плотно. Особый характер ме-

38

Рис. 3. Металлическая кристаллическая решетка

таллических решеток обуславливают такие свойства металлов, как высокие электро- и теплопроводность, довольно высокие их температуры плавления. В узлах молекулярных кристаллических решеток находятся молекулы. Молекулярные кристаллы составляют молекулы, связанные между собой

слабыми

межмолекулярными

взаимодействиями

(ван-дер-

ваальсовыми или водородными связями). Например, узлы кристаллической решетки иода заняты двухатомными молекулами I2 (рис. 4). Хлор и бром образуют подобные структуры, но при более низких температурах. Молекулярную структуру в твердом состоянии имеют вода H2O, углекислый газ СО2 («сухой лед»), инертные газы, аммиак NH3, хлороводород HCl, а также большинство органических соединений (эти-

Рис. 4. Кристаллическая решетка иода

ловый спирт С2Н5ОН, сахар С12Н22О11, уксус CH3COOH и др.). В таких кристаллах связи между молекулами значительно слабее, чем внутри каждой отдельной молекулы. Эти связи легко разрушить, поэтому вещества, которые в твердом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку, плавятся и кипят при низких температурах. При обычных условиях они представляют собой газы, жидкости или легкоплавкие твердые вещества. Многие молекулярные соединения обладают запахом.

Задания для решения 1. Перечислите все возможные агрегатные состояния вещества. В каком из агрегатных состояниях вещества возможна высокая упорядоченность структуры, а в каком – упорядоченность структуры вообще отсутствует?

2. Какие вещества называются аморфными и кристаллическими? Приведите примеры аморфных и кристаллических веществ.

39

3. Приведите по три примера а) ионных; б) молекулярных; в) атомных кристаллических структур. Какие частицы находятся в узлах каждой из этих кристаллических решеток? Какие типы химической связи осуществляются в приведенных примерах веществ? Сравните величины температур плавления веществ, кристаллизующихся в указанных типах кристаллических структур.

4. Объясните закономерное изменение характера химической связи и физических свойств в ряду фторидов NaF, MgF2, AlF3, SiF4, PF5, SF6.

5. Какие частицы находятся в узлах кристаллической решетки металлов? Почему металлы хорошо проводят электрический ток?

6. Установите соответствие между типом кристаллической решетки и свойствами веществ.

Тип кристаллической решетки ионная атомная металлическая молекулярная

Характеристика свойств вещества твердые, тугоплавкие, не растворяются в воде хрупкие, легкоплавкие, не проводят электрический ток пластичные, имеют различные температуры плавления, проводят электрический ток твердые, тугоплавкие, хорошо растворяются в воде

7. Кристаллическую решетку элемента полония можно представить состоящей из повторяющихся в пространстве кубиков, в вершинах которых располагаются атомы (кубическая плотнейшая упаковка). Определите количество атомов в 1 см3 кристалла, размер ребра кубической элементарной ячейки и атомный радиус Ро в кристалле. Плотность полония равна 9,4 г/cм3.

8. Рассчитайте объем и радиус атома хрома, исходя из предположения, что атомы хрома имеют форму шара, а объем шаров составляет 68 % от общего объема. Плотность хрома 7,19 г/cм3.

40

ПРИЛОЖЕНИЯ Относительная электроотрицательность химических элементов (по Полингу) I 1

2

3

4

5

6

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

H

He −

2,2

Li

Be

B

C

0,98

1,57

2,04

2,55

Na

Mg

Al

Si

1,31

1,61

0,9

K

Ca

0,82

1,00

Cu 1,90

1,65

Rb

Sr

0,82

0,95

Ag

1,69

Cs

Ba

0,79

0,89

2,54

F

3,44

3,98

P

S

Cl

1,90

2,19

2,58

3,16

Sc

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

1,36

1,54

1,63

1,66

1,55

1,83

1,88

1,91

Ge

As

Se

Br

1,88

2,01

2,18

2,55

2,96

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

1,22

1,33

Cd In

1,93

Au

O

Zn Ga

3,0

1,6

Sn

Sb

1,78

1,96

2,05

La

Hf

Ta

1,10

Hg Tl 2,00

N

1,8

1,3

2,16

Te

1,5

Pb

Bi

2,33

2,02

Ne −

Ar −

Kr

1,9

−

Ru 2,2

Rh

Pd

2,28

2,20

I

2,1

Xe

W 2,36

Po 2,0

−

2,66

Re 1,9

At

Os 2,2

Ir

Pt

2,20

2,28

Rn

2,2

Данные взяты из справочника Дж. Эмсли «Элементы» (М.: Мир, 1993).

41

−

Радиусы атомов химических элементов (в нм) I 1

2

3

III

IV

V

VI

VII

VIII

H

He

0,030

(0,122)

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

0,152 0,133 0,081 0,077 0,055 0,060 0,058

(0,160)

Na

Ar

Mg

Al

Si

P

S

Cl

0,186 0,160 0,143 0,118 0,110 0,104 0,099

K 4

II

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Mn

(0,191)

Fe

Co

0,227 0,197 0,161 0,145 0,132 0,125 0,124 0,124 0,125

Cu

Zn Ga

Ge

As

Se

Br

5

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

(0,198)

Ru

Rh

0,247 0,215 0,181 0,160 0,143 0,136 0,136 0,134 0,134

Ag

Cd In

Sn

Sb

Te

I

6

Ba

La

Hf

Ta

Hg Tl

Pb

Bi

W

Po

0,144 0,150 0,117 0,175 0,155 0,167

0,138

Re

(0,209)

Os

Ir

0,265 0,217 0,188 0,156 0,143 0,137 0,137 0,135 0,136

Au

Pd

Xe

0,144 0,149 0,126 0,158 0,141 0,137 0,133

Cs

0,125

Kr

0,128 0,133 0,122 0,122 0,121 0,117 0,114

Rb

Ni

At −

Pt 0,139

Rn −

Примечание: прямым шрифтом приведены металлические радиусы;

курсивом – ковалентные; (в скобках) – Ван-дер-Ваальсовы. Данные взяты из справочника Дж. Эмсли «Элементы» (М.: Мир, 1993).

42

Литература 1. Глинка Н. Л.. Общая химия. М.: Интеграл-пресс, 2002. 2. Кузьменко Н. Е., Еремин В. В., Попков В. А.. Начала химии. М.: Экзамен, 2003. 3. Пармон В. Н., Федотова Т. Д. и др. Химия в НГУ. Пособие для абитуриентов / Новосиб. гос. ун-т. Новосибирск, 2005. 4. Хомченко Г. П., Хомченко И. Г. Задачи по химии для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1993.

СОДЕРЖАНИЕ Предисловие

3

1. Основные понятия химии. Газовые законы. Расчеты по уравнениям химических реакций Задания для решения 2. Строение атома и структура периодической системы Задания для решения 3. Химическая связь и строение молекул Задания для решения 4. Строение твердых веществ. Типы кристаллических решеток Задания для решения Приложения Литература

4 7 11 17 23 32 37 39 41 43

43

44

45

46

47

Учебное пособие

Барам Светлана Григорьевна Ильин Максим Анатольевич

ХИМИЯ В ЛЕТНЕЙ ШКОЛЕ

Верстка Т. В. Иванова

Подписано к печати 20.10.2009

Формат 60х84/16 Усл.-печ. л. 3,0 Уч.-изд. л. 3,6 Тираж 500 экз.

Заказ №

Редакционо-издательский центр НГУ 630090 Новосибирск, ул. Пирогова, 2 48