«А.Ф. Новиков, М.В. Успенская МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К КОМПЬЮТЕРНОМУ ТЕСТИРОВАНИЮ ПО КУРСУ ХИМИИ Учебное пособие Санкт-Петербург 2010 2 УДК 546(075.8); 541.1(07) Новиков А.Ф., Успенская М.В., Методические указания к ...»

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

ИНФОРМАЦИОННЫХ ТЕХНОЛОГИЙ, МЕХАНИКИ И ОПТИКИ

А.Ф. Новиков, М.В. Успенская

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

К КОМПЬЮТЕРНОМУ ТЕСТИРОВАНИЮ

ПО КУРСУ ХИМИИ

Учебное пособие Санкт-Петербург 2010 2 УДК 546(075.8); 541.1(07) Новиков А.Ф., Успенская М.В., Методические указания к компьютерному тестированию по курсу химии. Учебное пособие. – СПб:

СПб ГУ ИТМО, 2010 – 118 с.

Пособие соответствует государственному образовательному стандарту дисциплины «Химия» для технических нехимических специальностей, оно содержит общие указания для студентов по изучению разделов курса. Каждый раздел включает в себя программу, краткое содержание курса по данной теме, основные теоретические сведения, определение основных понятия и терминов, а также примеры решения типовых задач для самоподготовки студентов к компьютерному тестированию. В приложении дан необходимый справочный материал.

Рекомендовано к печати Ученым советом инженернофизического факультета, протокол № 8 от 18 мая 2010.

В 2009 году Университет стал победителем многоэтапного конкурса, в результате которого определены 12 ведущих университетов России, которым присвоена категория «Национальный исследовательский университет».

Министерством образования и науки Российской Федерации была утверждена Программа развития государственного образовательного учреждения высшего профессионального образования «Санкт-Петербургский государственный университет информационных технологий, механики и оптики» на 2009– годы.

© Санкт-Петербургский государственный университет информационных технологий, механики и оптики, © А.Ф. Новиков, М.В. Успенская,

СОДЕРЖАНИЕ

Стр.

Общие указания и рекомендации по изучению дисциплины....………………. Порядок прохождения аттестации в системе дистанционного обучения СПбГУ ИТМО ………………………………………………………………..…… Основные законы и понятия химии………………………………………………. Современные представления о строении и свойствах атомов, Пeриoдичeский зaкoн Д.И. Мeндeлeeвa ………………………………………… Химичeскaя связь, стрoeниe и свoйствa мoлeкул …………………………......... Энергетика химичeских прoцeссoв.

Элементы химической термoдинaмики ………………………….…………..… Химичeская кинeтика и равновесие ………………………………………….…. Основы фотохимии…………………………………………………………….…. Рaствoры и другиe диспeрсныe систeмы …………………………………….…. Элeктрoхимичeскиe систeмы ………………………………………………...…. Литература ………………………………………………….…………………… Приложения …………………………………………………………………….. История кафедры химии..…………………………………….………………… Общие указания и рекомендации по самоподготовке В соответствии с заявленными целями построен материал по каждой теме, задающий, соответственно, последовательность его освоения и самоподготовки к тестированию.

В начале каждого раздела дается его содержание по пунктам согласно утвержденной программе курса. Затем в краткой конспективной форме приводится материал, подлежащий изучению. В этом конспекте курсивом выделяются наименования основных законов и понятий, а также используемых терминов. Далее приводятся их формулировки и определения, а также необходимые формулы.

Разумеется, материал конкретной части раздела ни в коей мере не может заменить учебник – это, скорее, подспорье для уже подготовленного студента, проходящего самотестирование или аттестационное тестирование. По причине ограниченности времени, отводимого в компьютерном классе на решение каждого задания (1,5 – 2 мин), пользование учебником в этих условиях для неподготовленного студента неэффективно.

По этой же причине тестовые задания не предполагают сколько-нибудь обширных расчетов или развернутых ответов на вопросы.

Далее приводится решение довольно значительного количества типичных задач с подробным разъяснением подходов и путей их решения.

В конце пособия в Приложении приведены некоторые необходимые справочные материалы.

В целом, кажется оптимальной такая последовательность работы над темой.

По учебникам и пособиям, рекомендованным по данному курсу (см.

список литературы в конце), студент изучает материал в том объеме, который задается в первой части каждого раздела данного пособия. После освоения теоретических представлений он переходит к тренировочным заданиям и пытается сначала самостоятельно справиться с ними, не заглядывая в решение.

Затем сопоставляет свое решение с приведенным в пособии.

Следующий этап – это самотестирование. Задания для самотестирования выбраны из основного списка тестовых заданий, но по сокращенной программе.

информационными материалами, отсутствующими в данном пособии (Периодическая система элементов, таблицы растворимости, электроотрицательностей и проч.), а также калькулятором для проведения минимальных расчетов.

После благополучного прохождения самотестирования студент приступает к тестированию на оценку. В неблагоприятном случае студенту следует вернуться к учебнику, оптимально – к электронному, и повторить обозначенный цикл подготовки. Ну, и в любом случае – обратиться за консультацией к лектору или к ведущему преподавателю в группе.

Даже вне связи с электронным учебно-методическим комплектом, данное пособие может оказаться полезным при традиционном изучении курса химии с применением тестирования в виде коллоквиума или по индивидуальным письменным заданиям. Так или иначе, приведенная программа и ее расширение, а также примеры решения задач могут оказаться полезными для студентов, изучающих химию в высших учебных заведениях технического (нехимического) профиля.

Порядок прохождения аттестаций в системе дистанционного обучения Аттестации проводятся в соответствии с графиком, формируемым на основании заявок учебных кафедр. График публикуется на сайте ЦДО (http://cde.ifmo.ru/).

На основании графика устанавливается лимит времени работы в компьютерном классе ЦДО (101 ауд.) для каждого студента. Он определяется исходя из количества тем, по которым необходимо пройти аттестацию, времени тестирования по каждой теме и объему обучающих ресурсов системы по дисциплинам, включенным в график аттестаций.

Студенты обязаны соблюдать график аттестаций.

Для прохождения аттестации по дисциплине, необходимо подать заявку через сайт системы ДО (раздел “Расписание аттестаций”).

В разделе “Расписание аттестаций” необходимо выбрать семестр и неделю.

В появившемся расписании на выбранную неделю отображается информация о количестве свободных мест и поданных заявок на соответствующие сеансы по дням недели. Элементы столбца “Время” являются ссылками на окно входа в систему автоматического формирования расписания, где требуется ввести параметры своей учетной записи (логин, пароль и роль). В случае успешной проверки параметров учетной записи появится окно, где отображается список заявок конкретного пользователя, установленный лимит времени и остаток времени (в сеансах по 40 мин.). Для каждой заявки указывается дата и время, на которое подана заявка, дата подачи заявки и ее состояние.

Заявка на аттестацию может быть подана, если лимит времени, предоставленный администратором, не исчерпан. Для подачи заявки необходимо щелкнуть по ссыпке “Подать заявку”, в появившемся окне выбрать из списка дату, время начала сеанса, время окончания сеанса, указать дисциплины, по которым собираетесь работать и щелкнуть по ссылке “Сохранить”. После этого заявка принимается к рассмотрению администратором (состояние “Pассматривается”). Если заявка принята, то она принимает состояние “Удовлетворена”, в противном случае “Отклонена”.

Заявка, имеющая состояние “Рассматривается”, может быть отозвана. Для перехода в окно “Отозвать заявку” необходимо щелкнуть по ссылке “Рассматривается” в строке отзываемой заявки. В открывшемся окне “Отозвать заявку” необходимо щелкнуть по ссылке “Отозвать”. На заявку с состоянием “Удовлетворена” можно подать прошение о снятии. Ссылка “Удовлетворена” предназначена для перехода в окно.

“Подать прошение о снятии заявки”, где необходимо щелкнуть по ссылке “Подать”. Если вы не хотите снимать заявку, необходимо выбрать ссылку “Вернуться назад”. Подать прошение о снятии заявки необходимо не позднее, чем за 2 дня до даты, на которую подана заявка.

Если студент не явился на сеанс по заявке со статусом “Удовлетворена”, это время вычитается из лимита времени работы в компьютерном классе ЦДО (101 ауд.). Своевременно подавайте прошения о снятии заявок!

Причину отказа заявки со статусом “Отклонена” можно узнать, перейдя по ссылке “Отклонена” в окно “Причина отказа”. Если в тексте тестового задания обнаружена опечатка или неточность, Вы можете сообщить об этом (ссылка “Сообщить об ошибках” в окне расписания аттестаций).

Допуск студентов в 101 ауд. осуществляется по расписанию, составленному в соответствии с принятыми заявками. Студент перед сеансом должен предъявить студенческий билет, отметиться у сотрудника компьютерного класса, занять рабочую станцию в соответствии с номером компьютера, установленным при принятии заявки, войти в операционную систему (логин: testN, пароль: student, где N – номер компьютера), запустить обозреватель Netscape Navigator, войти в систему ДО (http://de.ifmo.ru) (раздел “Обучение и аттестация” “Система тестирования”). Продолжительность сеанса определяется студентом при подаче заявки. Если время сеанса истекло, то независимо от того истекло или нет время тестирования, рабочая станция автоматически отключается, а тест считается не пройденным.

Во время аттестаций студенты обязаны соблюдать тишину и порядок.

Возможность использования вспомогательных материалов определяется преподавателями и отражается в заявке кафедры. При несоблюдении студентами правил прохождения аттестаций и требований сотрудников ЦДО, сотрудники вправе принудительно блокировать рабочую станцию студента.

При этом время сеанса будет вычтено из установленного лимита.

В случае если лимит времени работы в компьютерном классе ЦДО ( ауд.) исчерпан, аттестации могут быть пройдены в компьютерных классах факультетов и выпускающих кафедр (при наличии неиспользованных попыток). Для этого следует обратиться к куратору или к преподавателям, ведущим дисциплину. Если попытки исчерпаны, то аттестации по соответствующим темам проходят непосредственно у преподавателей.

1.1. Прeдмeт химии. Пoнятиe o мaтeрии и вeщeствe. Химия – нaукa o вeщeствaх и их прeврaщeниях. Мeстo химии срeди других eстeствeнных нaук, ee рoль в современной науке и технологии.

1.2. Систeмaтизaция свeдeний oб oснoвных химичeских пoнятиях:

aтoмы и мoлeкулы, химичeский элeмeнт. Прoстoe и слoжнoe вeщeствo, вeщeствa мoлeкулярнoй и нeмoлeкулярнoй прирoды. Мoль – eдиницa кoличeствa вeщeствa. Aтoмнaя, мoлeкулярнaя, эквивaлeнтнaя мaссa. Основные законы химии (Авогадро, состояния газа, эквивалентов, постоянства состава, простых кратных отношений, Менделеева и др.).

КОНСПЕКТ

Окружающий нас материальный мир состоит из различных видов материи: вещества и излучений (полей). Частицами вещества являются: атомы, молекулы, ионы, радикалы, ассоциаты и т.д. Каждое вещество обладает некоторым набором характерных признаков – свойств. Свойства веществ делятся на физические и химические.

При взаимодействии атомов одного химического элемента с атомами другого образуются частицы химического соединения. В связи с этим различают простые и сложные вещества.

Молекулы веществ различаются своими свойствами, из которых наиболее важным, а самое главное — поддающимся количественному определению является масса. Массы атомов и молекул выражают в атомных единицах массы или в относительных атомных и молекулярных массах соответственно.

Единицей измерения количества вещества в химии является моль. Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной массой. Ее выражают в кг/моль или в г/моль.

Количественный состав вещества может быть выражен М.В. Ломоносов открыл и обосновал Закон сохранения массы (здесь и далее курсив означает ссылку пользователя к разделу ТЕРМИНЫ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ).

Затем были открыты еще три важнейших закона химии: Закон постоянства состава, Закон простых кратных отношений, Закон простых объемных отношений, Закон постоянства свойств. Далее Дальтоном была предложена атомно-молекулярная теория строения вещества.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов при одинаковых физических условиях содержится одинаковое число частиц.

Известны следствия из закона Авогадро:

I. При одинаковых физических условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объем. При нормальных физических условиях 1 моль вещества содержит число Авогадро частиц NA= 6,02·1023 моль1.

II. При нормальных условиях 1 моль идеального газа занимает объем 22,4 л.

III. Отношение масс равных объемов газов равно отношению их молярных масс.

Таким образом, плотности газов пропорциональны их молярным массам:

где DА(В) – плотность газа В по газу А, или отношение молярных масс газов В и А, которое можно определить простым физическим экспериментом.

При расчетах количеств газообразных веществ удобно пользоваться уравнением закона Менделеева - Клапейрона для идеальных газов.

Позднее был сформулирован Закон эквивалентов.

При обычных условиях различные газы смешиваются друг с другом в любых соотношениях. При этом каждый газ, входящий в состав смеси, характеризуется своим парциальным давлением.

Закон парциальных давлений установлен Дальтоном.

Основываясь на атомно-молекулярном учении, атомных массах, химических свойствах элементов, Д. И. Менделеев открыл Периодический закон – один из основных законов природы.

Классы неорганических соединений. Номенклатура.

Основные оксиды Амфотерные оксиды Кислотные оксиды Основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания.

Кислотные оксиды при взаимодействии с водой образуют кислоты.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на:

кислородсодержащие (оксокислоты) – HNО3, H2SO4, Н3РО4 и бескислородные – HCl, H2S, HBr.

По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород НСl, азотистая кислота HNO2), двухосновные (сернистая H2SO3, угольная Н2СО3), трехосновные (ортофосфорная Н3РO4) и т. д.

Еще один важный класс неорганических соединений составляют основания. В химии широко используются понятия щелочи, основного, кислотного, амфотерного гидроксида.

Основные гидроксиды Амфотерные гидроксиды Кислотные гидроксиды Соли подразделяются на следующие типы:

(нормальные) соли К основным видам химических реакций относятся: реакции соединения, разложения, замещения и обмена, а также реакции нейтрализации.

ТЕРМИНЫ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ

Веществом называется материя, которая имеет массу и характеризуется при определенных условиях постоянными физическими и химическими свойствами. Вещество — понятие, используемое в химии для обозначения того, из чего состоят тела и противопоставляемое понятию «тело».

К физическим свойствам вещества относятся: плотность, электропроводность, диэлектрическая проницаемость, оптическое поглощение, твердость и т. д.

Химические свойства проявляются в превращениях веществ, то есть химические свойства характеризуются способностью веществ взаимодействовать в реакциях.

Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Химический элемент характеризуется определенным положительным зарядом ядра (порядковым номером), степенью окисления, изотопным составом и др. Свойства элементов относятся и к его отдельным атомам.

Простое вещество – вещество, состоящее из атомов одного химического элемента. В природе лишь некоторые вещества существуют в виде совокупности индивидуальных атомов одного вида (благородные газы). К простым веществам относятся также вещества, состоящие из молекул, возникающих при взаимодействии атомов одного и того же химического элемента (F2, О3, N2), различные модификации железа (различающиеся по кристаллической структуре) или серы (различающиеся по составу молекул и способу их упаковки в кристалле).

Аллотропия – существование простых веществ в нескольких формах.

Аллотропными видоизменениями (модификациями) этого элемента называются различные простые вещества, образованные одним и тем же элементом.

Сложное вещество – вещество, состоящее из атомов различного типа (Н2О, ВеО, НCl).

Чистые (индивидуальные) вещества – вещества, состоящие из одинаковых структурных единиц (атомов, молекул, элементарных ячеек кристаллической решетки) и в силу этого имеющие определенные собственные свойства. Строго говоря, такое состояние вещества недостижимо (законы химической термодинамики утверждают, что для получения абсолютно чистого вещества потребуется затратить бесконечное количество энергии). Тем не менее, собственные свойства вещества можно наблюдать и использовать на практике, снизив содержание примесей настолько, чтобы их вклад в изучаемое свойство стал намного ниже вклада основного вещества. Например, при содержании KСl в воде в количестве 5·10–9 моль/л и ниже вклад KСl в электропроводность раствора не превышает 1% электропроводности самой воды, т. е. при измерении с точностью 1 % такую воду по критерию электропроводности уже можно считать чистой.

Смеси – системы, состоящие из нескольких веществ, не изменяющих в результате смешивания своих физических и химических свойств.

Практическим критерием того, что некоторое вещество представляет собой смесь, является возможность сравнительно просто выделить составляющие ее чистые вещества. Для этого может быть использовано механическое разделение кристаллов различного типа, фильтрование, позволяющее отделить твердые компоненты смеси от жидких, избирательное растворение одного из компонентов в подходящем растворителе и т. п.

Химическое соединение – химически индивидуальное вещество, состоящее из атомов одних и тех же или различных элементов, важный признак химического соединения – однородность и постоянство состава. Химическая формула с помощью знаков химических элементов и числовых индексов показывает, в каких количественных отношениях атомы химических элементов входят в состав молекулы (в случае веществ молекулярного строения) или вещества (для веществ, образованных ионами или просто атомами). Так, формула вещества воды Н2О указывает, что в этом веществе на каждые два атома водорода приходится один атом кислорода; так как вода состоит из молекул, то эта формула отвечает и составу молекул воды. Формула ионного вещества NaCl указывает, что в нем на каждый атом (ион) натрия приходится один же атом (ион) хлора.

Бинарные соединения состоят из атомов двух элементов. Например:

Оксиды: Na2О, SO2, SO3, Р2О5.

Пероксиды: Na2O2, BaO2.

Супероксиды: KО3.

Галогениды: КВг, NaI, CaCl2, АlВr3.

Халькогениды: CdS, CS2, K2Te, P4S5.

Нитриды: V3N, Cl3N, BN.

Азиды: LiN3, Pb(N3)2.

Фосфиды: Са3Р2, Fе3Р, К2P5.

Карбиды: СаС2, Аl4С3, Ве2С.

Гидриды: СаН2, FeH2, LiH и т.д.

Дальтониды (соединения постоянного состава) или стехиометрические соединения – химические соединения, состав которых постоянен и не зависит от способа их получения. Например, SO2, NH3, H2O.

нестехиометрические соединения – химические соединения, состав которых зависит от способа их получения. Количество атомов одного элемента, в таких соединениях выражается дробным числом. Cоставы, находящиеся в пределах граничных значений нарушения стехиометрического состава, называются областью гомогенности, или областью нестехиометрии.

За единицу атомной массы с 1961 г. (Международный съезд химиков в Монреале) принята 1/12 часть массы атома углерода (изотоп 12С), равная 1,660531*10– 27 кг.

Относительной атомной массой элемента называется масса его атома, вычисленная как отношение массы данного атома к атомной единице массы.

Значения относительных атомных масс приводятся как массовые числа в Периодической таблице элементов Д.И. Менделеева.

Молекула (от новолат. molecula) – наименьшая частица вещества, определяющая его состав и свойства. Не все вещества состоят из молекул. В жидком и твердом состояниях вещества могут быть образованы непосредственно атомами (например, металлы) или ионами (например, соли).

Относительной молекулярной массой называется отношение массы данной молекулы к 1/12 части массы атома изотопа углерода 12С.

Относительная молекулярная масса равна сумме атомных масс всех атомов, входящих в данную молекулу.

Моль (от лат. moles – масса) – это количество вещества определенной химической формулы, содержащее то же число формульных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов, квантов или других частиц), какое имеется в 12 г чистого изотопа 6С. Число указанных частиц в 1 моле NА = 6,023·1023 моль–1.

Эта величина называется постоянной Авогадро. Количество вещества может быть найдено по формуле: = m / M = N / NA = V / VM.

Масса вещества, взятого в количестве 1 моль, называется молярной массой.

Молярный объем – объем 1 моля вещества. Для веществ в конденсированном (твердом или жидком) состоянии в химии чаще используются единицы см3/моль; для газообразных веществ – л/моль.

Закон сохранения массы: Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции. Закон сохранения массы утверждает, что в изолированных системах масса системы сохраняется в любых, в том числе и химических процессах, так что масса продуктов реакции точно равна массе реагентов. Когда говорят о приближенности закона сохранения массы в связи с тем, что в химических реакциях изменяется энергия системы, совершают ошибку, так как пытаются применить закон сохранения к неизолированной системе.

Изолированная система – система, которая не может обмениваться с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Законы сохранения, в том числе закон сохранения массы, действуют только в изолированных системах.

Закон постоянства состава: состав молекулярного соединения остается постоянным независимо от способа получения. В отсутствие молекулярной структуры в данном агрегатном состоянии его состав зависит от условий получения и предыдущей обработки.

Закон кратных отношений: Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то весовые количества одного элемента, приходящиеся на одно и то же весовое количество другого, относятся между собой как небольшие целые числа. Для соединений, не имеющих молекулярной структуры, весовые количества одного из них, приходящиеся на одно и то же количество другого, могут относиться между собой как дробные числа.

Закон простых объемных отношений: При одинаковых физических условиях (Р, Т) объемы реагирующих газов и газообразных продуктов реакции относятся между собой как небольшие целые числа (коэффициенты в химическом уравнении).

Закон постоянства свойств: Свойства молекулярного вещества не зависят от способа его получения и предыдущей обработки.

Закон Авогадро: В равных объемах любых газов при одинаковых физических условиях содержится одинаковое число частиц (молекул или атомов, если простое вещество не образует молекул, как, например, Не, Аr).

Относительной плотностью одного газа по другому называется отношение плотностей этих двух газов.

Закон парциальных давлений установлен Дальтоном:

Парциальное давление газа представляет собой то давление, которое производило бы имеющееся в смеси количество данного газа, если бы оно одно занимало при той же температуре весь объем, занимаемый смесью.

Закон парциальных давлений: давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.

Закон Менделеева – Клапейрона связывает между собою основные параметры идеального газа:

где R = 8,316 Дж/моль·К – универсальная газовая постоянная.

Эквивалент – это условная частица вещества, которая в определенной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или одному электрону.

Эквивалентная масса, или молярная масса эквивалента – это масса моля эквивалента вещества (г/моль). Эквивалентная масса водорода равна 1, г/моль, так как каждый из атомов в молекуле взаимодействует с одним атомом водорода.

Эквивалентная масса простого вещества – это мольная масса данного простого вещества, приходящаяся на одну проявленную валентность:

Эквивалентом сложного вещества называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

Эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, поделенной на основность кислоты. Эквивалентная масса основания равна его мольной массе, деленной на валентность металла, образующего основание. Эквивалентная масса соли равна его мольной массе, деленной на произведение валентности металла на число его атомов в молекуле. Формулы для вычисления эквивалентных масс сложных веществ через их мольные массы М таковы:

Э оксида = —————————————————— ;

число атомов элемента · валентность элемента Э соли = —————————————————.

число атомов металла · валентность металла Закон эквивалентов: При образовании молекулярных веществ из простых они соединяются друг с другом массами, пропорциональными массам их химических эквивалентов (эквивалентным массам). Запись закона:

Оксидом называется соединение двух элементов, одним из которых является кислород.

Несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, например, CO, NO, N2O.

Солеобразующие оксиды взаимодействуют с кислотами и с основаниями, например, CO2, N2O5, Na2O.

Кислотным называется такой оксид, который образует соли с основаниями или основными оксидами, например, диоксид серы:

Основным является такой оксид, который образует соли с кислотами или кислотными оксидами, например, оксид железа:

Амфотерные оксиды образуют соли как с кислотами, так и с основаниями (а также с кислотными и основными оксидами). Например:

Пероксидами называются соли пероксида (перекиси) водорода Н2О2, например, Na2О2, CaO2. Характерной особенностью строения этих соединений является наличие в их структуре двух связанных между собой атомов кислорода («кислородный мостик»), например: Na — О — O — Na.

Гидроксиды имеют общую формулу Э(ОН)х. Согласно теории электролитической диссоциации к гидроксидам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием гидроксид-ионов, т. е. основные гидроксиды.

С точки зрения протолитической (протонной) теории основаниями считают вещества, которые могут быть акцепторами протонов, т. е. способны присоединять ион водорода. С этих позиций к основаниям следует относить не только основные гидроксиды Ме(ОН)х, но и некоторые другие вещества, например аммиак, молекула которого может присоединять протон, образуя ион аммония: NH3 + H NH4.

Щелочи – гидроксиды щелочных (Li, Na, К, Rb, Cs) и щелочноземельных (Mg, Са, Sr, Ba, Ra) металлов, более или менее растворимые в воде.

Амфотерные гидроксиды способны диссоциировать в водных растворах как по типу кислот (с образованием катионов водорода), так и по типу оснований (с образованием гидроксильных анионов); они могут быть и донорами, и акцепторами протонов. Поэтому амфотерные гидроксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроксиды проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями – свойства кислот:

Ввиду двойственного характера амфотерные гидроксиды имеют два названия:

например, Zn(OH)2 – гидроксид цинка, или H2ZnО2 – цинковая кислота. К амфотерным гидроксидам относятся также Аl(ОН)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и др.

Кислоты. С точки зрения протолитической (протонной) теории кислот и оснований, кислотами называются вещества, которые в реакциях могут быть донорами протонов, т. е. способны отдавать ион водорода. Кислоты включают в себя атомы водорода, способные замещаться металлом, и кислотный остаток. С позиций теории электролитической диссоциации, к кислотам относятся вещества, способные диссоциировать в растворе с образованием ионов водорода.

(кислотный остаток), А – кислотообразующий элемент.

Основания состоят из атомов металла и одной или нескольких групп ОН.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами.

Орто-форма кислородсодержащей кислоты содержит наибольшее количество Н2О, которое может быть выделено из кислоты, в частности, нагреванием. Например, Пиро-форма кислородсодержащей кислоты содержит небольшое количество Н2О, которое может быть выделено из кислоты, в частности, нагреванием. Например, Мета-форма кислородсодержащей кислоты содержит наименьшее количество Н2О, которое может быть выделено из кислоты, в частности, нагреванием. Дальнейшее обезвоживание мета-кислоты приводит к образованию оксида. Например, 2НРО3 Р2О5 + Н2О.

Соли можно рассматривать как продукты полного или частичного замещения атомов водорода в молекуле кислоты атомами металла или как продукты полного или частичного замещения гидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками.

Средние (нормальные) соли образуются при полном замещении атомов водорода в молекуле кислоты.

Кислые соли (гидросоли) образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты. Кислые соли образуются многоосновными кислотами. Кислые соли получаются при взаимодействии кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли, например:

Основные соли (гидроксосоли) образуются при частичном замещениигидроксильных групп в молекуле основного гидроксида кислотными остатками. Основные соли могут быть образованы только многокислотными гидроксидами. Основные соли образуются в тех случаях, когда взятого количества кислоты недостаточно для образования средней соли, например:

Химическая реакция – процесс превращения одних веществ в другие.

Химическая реакция - синоним понятий "химическое явление", "химическое превращение".

Химическое уравнение является уравнением материального баланса, показывающее, в каких количественных соотношениях взаимодействуют реагенты и образуются продукты реакции. Ошибочным является представление о том, что уравнение реакции описывает химизм процесса, т.е. указывает, какие частицы (атомы, ионы, молекулы) и в каком соотношении сталкиваются и реагируют. Уравнение реакции является конкретизацией закона сохранения массы для химических явлений.

Коэффициенты в химическом уравнении реакции перед формулами веществ показывают, в каких мольных отношениях взаимодействуют реагенты и образуются продукты реакции. Они подбираются таким образом, чтобы слева и справа от знака равенства было одинаково число атомов каждого химического элемента.

Реакции соединения – это такие реакции, в результате которых из молекул двух или нескольких веществ образуются молекулы одного нового вещества.

Например, образование воды из водорода и кислорода:

Реакции разложения – это такие реакции, в результате которых из молекул одного вещества образуются молекулы нескольких новых веществ. Например:

Реакции замещения – это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы в молекулах сложного вещества.

Например, замещение меди железом в сернокислой меди:

или вытеснение иода хлором:

Реакции обмена – это такие реакции, в результате которых молекулы двух веществ обмениваются своими составными частями, образуя молекулы двух новых веществ. Например, взаимодействие раствора кислоты со щелочью:

CaСl2 + Nа2СО3 СаСО3 + 2NaCl Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + CO2 + H2O СО32 – + 2H+ CO2 + H2O Реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода, например, в молекулярном виде:

NaOH + НСl NaCl + H2О. В ионном виде: Н+ + ОН – Н2О.

Нормальные условия (принятое сокращение – н. у.): температура – 0 °С (273,15 К), давление – 101325 Па (1 атм, 760 мм рт. ст.). Не путать со стандартными условиями.

Стандартные условия: температура +25 °С (298,15 К), давление Па (1 атм, 760 мм рт. ст.).

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Определите относительную и абсолютную (в кг) массу молекулы ортофосфата натрия (Na3PO4).

Решение:

Относительная молекулярная масса равна сумме относительных атомных масс всех атомов, входящих в данную молекулу:

Для нахождения массы молекулы в кг необходимо умножить относительную молекулярную массу на атомную единицу массы 1 а.е.м. = 1,660531·10– 27 кг:

Пример 2.

Сколько молей и молекул кислорода содержится в кислороде массой 96 г?

Решение:

Молярная масса молекулярного кислорода составляет:

Число молей вещества рассчитывается по следующей формуле:

Подставляем в это уравнение известные данные и находим искомое количество молей:

По следствию из закона Авогадро, моль любого вещества содержит одно и то же количество частиц: NА = 6,023 · 1023 моль– 1. Три моля кислорода содержат, соответственно, N = 3 · 6,023 · 1023 = 1,81 · 1024 молекул.

Плотность некоторого газа по воздуху составляет 1,1. Рассчитайте мольную массу газа, определите, какой двухатомный газ имеет такую плотность.

Решение:

В предположении идеального газа моль любого газа занимает один и тот же объем 22,4 л (следствие из закона Авогадро), поэтому плотности газов оказываются пропорциональными их молярным массам:

где DВ (Г) – плотность газа Г по воздуху В, а MГ и MВ – молярные массы газа и воздуха, соответственно.

Молярная масса воздуха считается равной 29 г/моль. Следовательно, молярная масса определяемого газа равна: MГ = 1,1 29 = 32 г/моль.

Используя Периодическую систему элементов, определяем, что двухатомным газом с данной молярной массой может быть только кислород О2, так как молярная масса элементарного кислорода составляет МО = г/моль.

Определите эквивалентную массу нитрата алюминия Аl(NO3)3.

Эквивалентная масса соли равна молярной массе, поделенной на произведение числа атомов металла и валентности металла. Молярная масса этой соли равна:

Отсюда эквивалентная масса Аl(NO3)3: Э = 213 / (1 3) = 71 г/моль.

При соединении 5,6 г железа с серой образовалось 8,8 г сульфида железа FeS. Найти эквивалентную массу железа.

Решение:

Из условия задачи следует, что в сульфиде железа на 5,6 г железа серы приходится 8,8 – 5,6 = 3,2 г.

Используем закон эквивалентов:

Для нахождения эквивалентной массы железа необходимо найти эквивалентную массу серы. Поскольку сера в данном соединении двухвалентна, то ее эквивалентная масса равна:

Подставляем это значение в выражение закона эквивалентов:

и получаем эквивалентную массу железа ЭFe = 28 г/моль.

Пример 6.

При температуре +20 °С и давлении 94,7 кПа некоторое количество газа занимает объем 145 мл. Найти, какой объем займет то же количество газа при °С и давлении 101,1 кПа.

Решение:

Согласно закону Менделеева-Клапейрона, универсальная газовая постоянная R = P · V / T (для одного моля вещества). Следовательно, для одного и того же количества вещества справедливо соотношение:

Отсюда:

таким образом, искомый объем газа V0 = = 126,5 мл.

Пример 7.

Определите молярность 4 н. (четырехнормального) раствора серной кислоты H2SО4.

Решение:

Молярную концентрацию раствора (См) определяют по формуле:

где m и М – масса и молярная масса вещества, V – объем (л).

Нормальностью, или нормальной концентрацией (Сн) называется количество эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора.

Определяем эквивалентную массу двухосновной серной кислоты:

Соответственно, масса серной кислоты в 4 н. растворе равна:

Отсюда, зная массу растворенного вещества и его молярную массу, легко определить молярную концентрацию раствора:

Это – двухмолярный (2М) раствор серной кислоты.

Пример 8.

5 г уксусной кислоты СН3СООН, растворено в 1 л этанола С2Н5ОН.

Вычислите моляльную концентрацию смол полученного раствора. Плотность этанола равна 0,789 г/см3. Можно ли определить по этим данным молярность раствора?

Решение:

Молярная масса уксусной кислоты равна 60 г/моль, поэтому указанная масса содержит количество вещества:

Масса использованного растворителя равна (1 л = 1000 см3):

Моляльная концентрация раствора определяется как:

Следовательно, моляльность полученного раствора равна:

Молярность этого раствора по имеющимся данным определить невозможно, так как нам не известен ни объем уксусной кислоты, ни то, выполняется ли приближение аддитивности при растворении уксусной кислоты в этаноле.

Пример 9.

Вычислите массовые доли элементов в оксиде фосфора (V).

Решение:

Химическая формула оксида фосфора (V) есть Р2О5. Находим молярную массу этого оксида:

Тогда можно составить пропорцию:

Массовая доля кислорода: 100 – 43,7 = 56,3%.

Пример 10.

Определите массу серной кислоты, израсходованной для нейтрализации 120 г гидроксида натрия.

Решение:

Записываем уравнение химической реакции нейтрализации и находим молярные массы серной кислоты H2SО4 и гидроксида натрия NаОН:

Составляем пропорцию:

Следовательно, масса кислоты, израсходованной на нейтрализацию щелочи, составляет:

Пример 11.

Найти молекулярную формулу соединения, в котором содержится 32,43% натрия, 22,55% серы и 45,02% кислорода. Относительная молекулярная масса этого соединения 142.

Решение:

Запишем искомую формулу неизвестного соединения: NахSуОz.

Находим отношение числа атомов натрия к числу атомов серы и кислорода:

Таким образом, простейшая формула рассматриваемого соединения – Nа2SО4. Относительная молекулярная масса этого соединения равна 142, т.е.

совпадает с заданной. Следовательно, эта формула является и молекулярной.

Пример 12.

Выразите в граммах массу одной молекулы оксида серы (IV).

Решение:

Формула оксида серы (IV) – SО2.

Находим молярную массу этого оксида:

1 моль SО2 содержит число Авогадро молекул (NА = 6,02 10 23 моль – 1).

Отсюда можно найти массу одной молекулы:

Пример 13.

Сколько литров кислорода потребуется для полного сжигания 10 л сероводорода Н2S при нормальных условиях?

Решение:

Под сгоранием понимается реакция взаимодействия вещества с кислородом. Записываем уравнение протекающей в данном случае реакции:

Из этого уравнения следует, что объемы сероводорода и кислорода относятся между собой как 2:3. Следовательно, для сжигания 10 л сероводорода потребуется 15 л кислорода.

Пример 14.

Для установления формулы газообразного углеводорода 5 мл его окислили 12 мл кислорода. При этом образовалось 7 мл газа, а 2 мл кислорода осталось без изменения. Определите формулу этого соединения.

Решение:

Обозначим формулу этого соединения как СхНy. Поскольку 2 мл кислорода не прореагировало, следовательно, в ходе реакции образовалось 5 мл углекислого газа и израсходовалось 10 мл кислорода.

коэффициентов:

Составляем пропорцию и находим х:

Аналогично составляем пропорцию относительно кислорода, подставляя х =1:

Отсюда:

Соответственно, простейшая формула соединения СхНy есть СН4.

2. Современные представления о строении и свойствах атомов, Пeриoдичeский зaкoн Д.И. Мeндeлeeвa 2.1. Oбщиe прeдстaвлeния o стрoeнии aтoмoв: ядрo и элeктрoны; зaряд и мaссa электрона. Зaряд ядрa aтoмa и количество электронов в атоме. Массовое число и масса атома, понятие об изотопах. Количество протонов и нейтронов в ядре атома. Пoнятиe oб ионах и ионизации атомов, энергия (потенциал) ионизации. Энергия ионизации одноэлектронных частиц.

2.2. Эмиссиoнные и абсорбционные спeктры aтoма вoдoрoдa, их линейчатый характер. Урoвни энeргии элeктрoнa в aтoмe вoдoрoдa.

Энергетические переходы электрона при поглощении и испускании излучения.

Уравнение и константа Ю. Ридберга. Атoмнaя aбсoрбциoннaя и флуоресцентная спeктрoскoпия, ee примeнeния в тeхникe, в частности, для мoнитoринга состава oкружaющeй срeды.

2.3. Предпосылки квантово-механической модели атома: теория Н. Бора, концепция Л. де Бройля, принцип неопределенности В. Гейзенберга, концепция о квантах М. Планка. Волновое уравнение Э. Шредингера. Пoнятиe o вoлнoвoй функции и aтoмнoй oрбитaли. Радиальная и угловые составляющие вoлнoвoй функции, квaнтoвыe числa. Плотность вероятности нахождения электрона на различных расстояниях от ядра. Атомный радиус. Энергетические урoвни и oрбитaли элeктрoнoв в атоме водорода и в других одноэлектронных системах.

2.4. Мнoгoэлeктрoнныe aтoмы. Расщепление энергетических уровней электронов, роль экранирования заряда ядра электронами внутренних орбиталей. Эффективный заряд ядра многоэлектронного атома.

Пoслeдoвaтeльнoсть зaпoлнeния элeктрoнaми oрбитaлeй в мнoгoэлeктрoнных aтoмaх. Принцип В. Пaули, прaвилo Ф. Хундa, правило В.М. Клечковского.

Таблица В.О. Гольданского как модель Пeриoдичeскoй систeмы (ПС) элементов Д.И.Мeндeлeeвa.

2.5. Первоначальная и современная формулировки Пeриoдичeского зaкoна. Структурa ПС, коротко-периодное и длинно-периодное представления Пeриoдичeскoй таблицы. Связь элeктрoннoгo стрoeния aтoмoв и свойств элементарных веществ. Элементы s-, p -, d -, f - типов. Пeриoдичeскoe измeнeниe некоторых свoйств изолированных aтoмoв (энeргия иoнизaции, энeргия срoдствa к элeктрoну, электроотрицательность по Л. Полингу, окислительно-восстановительные свойства, радиусы атомов и ионов, физические свойств простых веществ и др.). Клaссификaция химичeских элeмeнтoв. Рaспрoстрaнeннoсть химичeских элeмeнтoв в прирoдe.

КОНСПЕКТ

2.1 Oбщиe прeдстaвлeния o стрoeнии aтoмoв Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, например, атом водорода содержит один протон в качестве ядра и один электрон. Пoрядкoвый нoмeр элeмeнтa в Периодической системе элементов соответствует относительному заряду ядра aтoмa, т.е.

количеству протонов в его ядре и количеству электронов в его оболочке.

Массовое число соответствует массе атома, отнесенной к одной углеродной единице, или массе, выраженной в атомных единицах массы, или массе одного моля вещества, выраженной в граммах. Ядро атома содержит целое число протонов и нейтронов, поэтому массовые числа изотопов являются целочисленными величинами. Приводимые в ПС массовые числа есть среднее от массовых чисел входящих в реальное простое вещество изотопов.

Один или несколько электронов могут быть удалены из атома – таким образом возникают положительно заряженные ионы. Для этого требуется так называемая энергия ионизации Еи. Атом теоретически может иметь столько значений энергий ионизации, сколько имеется электронов в его оболочке.

Энергия ионизации одноэлектронной частицы описывается выражением для терма атома Ет.

2.2 Эмиссиoнные и абсорбционные спeктры, или спектры испускания и поглощения излучения aтoмом вoдoрoдa В отличие от спектра излучения нагретого тела, спeктры газообразных простых веществ имеют дискретный (линейчатый) характер. В частности, атомарный водород показывает в видимой области четыре спектральные линии (спектральная серия A. Бальмера). Каждая спектральная линия может быть охарактеризована определенной длиной волны и частотой излучения, а также энергией. Для одноэлектронной частицы предложена модель о возможном нахождении электрона в атоме на строго определенных энергетических уровнях, характеризуемых целочисленными значениями n в уравнении терма в aтoмe. Поглощение и испускание излучения атомом связывается в этой модели с переходами электрона с уровня на уровень. Дискретные значения энергии таких переходов Е даются формулой Ридберга. Атoмнaя aбсoрбциoннaя и эмиссионная спeктрoскoпия нашла примeнeние в тeхникe, в частности, для мoнитoринга oкружaющeй срeды.

2.3 Квантовомеханическая модель атома водорода Квантовая теория М. Планка основана на положении, утверждающем, что частицы поглощают и излучают энергию не любыми ее количествами, а только кратными некоторым минимальным значениям энергии Екв. Частицы были названы квантами.

Квантовомеханическая модель атома водорода, в отличие от планетарной модели Н. Бора, описывает состояние электрона в атоме волновым уравнением Э. Шредингера ( = Е · ) с граничными условиями, накладываемыми на решение этого уравнения относительно волновой функции. Собственная волновая функция характеризует состояние электрона и называется атомной орбиталью. Волновую функцию находят из точного решения уравнения Шредингера в виде произведения радиальной R (r) и угловой (, ) частей волновой функции: (r,, ) = R(r)· (, ).

Решение волнового уравнения содержит некоторые целые числа, называемые квантовыми числами (главное n, орбитальное l и магнитное ml число). Помимо этого, электрону в атоме приписывается и четвертое квантовое число – спиновое. Таким образом, сочетание четырех квантовых чисел однозначно определяет состояние и характеристики электрона на различных энергетических уровнях и орбиталях в атоме. Этим орбиталям приписывается обозначение, включающее в себя главное квантовое число как указание уровня и обозначение типа орбитали, например, 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d и т.д.

Ввиду взаимодействия электронов в оболочке атома и экранирования ими заряда ядра различные орбитали одного уровня (2s и 2p, 3s, 3p и 3d) приобретают уже несколько различную энергию – происходит расщепление уровня на подуровни. По этой причине орбитали различных уровней перекрываются и последовательность заполнения их электронами по мере возрастания энергии уже не подчиняется простым рядам: 1s; 2s, 2p; 3s, 3p, 3d и т.д. Принципы заполнения атомных орбиталей основываются на принципе минимума энергии (электрон поступает на ту атомную орбиталь, энергия которой минимальна), правиле Ф. Хунда (о максимальной мультиплетности электронов на орбиталях данного типа на уровне) и принципе В. Паули (об уникальности набора квантовых чисел для электрона). Реальная последовательность заполнения электронами орбиталей описывается правилом В.М. Клечковского [о сумме (n + l)] и таблицей Гольданского. Таким образом, квантовомеханическая модель атома приводит к последовательности заполнения электронами орбиталей атомов, адекватной тому, что имеется в реальности, отображаемой Периодическим законом и Периодической системой элементов Д.И.Менделеева.

ТЕРМИНЫ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ

Электрон – элементарная частица, несущая отрицательный заряд 1,60 · Протон – ядро атома водорода, элементарная частица, несущая положительный заряд 1,60 · 10–19 Кл; масса – 1,67 · 10–27 кг.

Нейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой 1,67 · 10–27 кг.

Изотопы – атомы одного и того же элемента, содержащие одинаковое число электронов и протонов, но разное число нейтронов.

Ион – положительно или отрицательно заряженная частица с дефицитом или избыточным количеством электронов в оболочке.

Энергия ионизации есть та минимальная энергия, которая необходима для удаления электрона из атома на бесконечное расстояние от него.

Терм – энергетическая характеристика атома, численно равная энергии ионизации, описываемая для одноэлектронных атомов следующим выражением:

где R есть константа Ридберга (1314 кДж/моль, или 13,6 эВ); Z– относительный заряд ядра атома или иона (1, 2, 3 и т.д.); n – главное квантовое число, равное 1 для основного состояния частицы и 2, 3, 4, 5... – для возбужденных состояний.

Спектральные линии – узкие характеристические линии в спектре испускания атомарного вещества, водород показывает в видимой области четыре линии (спектральная серия Бальмера). У водорода имеются также серии дискретных линий в ультрафиолетовой (серия Лаймана) и инфракрасной (серии Пашена и Бреккета) областях спектра.

Формула Ридберга для одноэлектронного атома (иона) количественно описывает электронные переходы в атоме, которые обусловливают спектры поглощения и испускания:

здесь, R –константа Ридберга; ni = 1, 2, 3, 4,.., а nj = 2, 3, 4, 5,..

соответственно.

Квант – наименьшее количество энергии, которым может обладать поглощаемая и излучаемая радиация:

здесь и – это частота и длина волны световых колебаний, а h – постоянная Планка, ее значение: h = 6,626 · 10–34 Дж·с. Объединяя известную формулу А.

Эйнштейна (E = m · c ) с уравнением М. Планка (E = h · c / ), получаем связь длины волны и массы покоя фотона: = h / m · c.

Волновое уравнение Э. Шредингера:

(в более компактном представлении = Е · ) описывает состояние электрона в атоме. В этом уравнении E и Eпот – общая и потенциальная энергия электрона, а – волновая функция.

Волновая функция является решением волнового уравнения, она определяет вероятность Р обнаружения электрона в пространстве вокруг ядра:

P = f ( · ). На волновую функцию накладываются граничные условия:

x = 0 = 0, x = = 0. Вследствие этого в выражении для появляются квантовые числа n (главное), l (орбитальное) и ml (магнитное). Квантовое число n принимает значения 1, 2, 3, 4 и т.д.; l (n – 1); ml | l |. Четвертое квантовое число s может принимать значения ± 1 2.

Радиальная часть волновой функции зависит от главного (n) и орбитального (l) квантовых чисел и по экспоненциальному закону уменьшается с расстоянием от ядра.

Угловая часть волновой функции зависит от квантовых чисел l и ml (магнитного квантового числа): (,) = l,m() · Фm() и выражается степенным рядом тригонометрических функций sin и cos.

Правило Клечковского: Заполнение электронами орбиталей многоэлектронных атомов происходит в порядке последовательного возрастания суммы квантовых чисел (n + l). В случае их равенства для различных орбиталей в первую очередь заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Правило Хунда: В основном состоянии атома при последовательном заполнении электронами орбиталей данного типа суммарный спин электронов на этих орбиталях (мультиплетность) должен быть максимальным.

Принцип Паули: В любой многоэлектронной системе в каждом состоянии, определяемом полным набором четырех квантовых чисел не может быть более одного электрона.

Периодический закон (система) Д.И. Менделеева: Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомов. Точнее, свойства элементов изменяются периодически в связи с формированием сходной структуры электронных оболочек при последовательном возрастании заряда ядра атомов.

Графическим представлением Периодического закона является Периодическая таблица элементов Д.И. Менделеева.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1.

Сколько протонов, нейтронов, электронов содержится в атоме урана U?

Решение:

Порядковый номер урана в Периодической системе Д.И. Менделеева – 92, следовательно, он содержит 92 протона и 92 электрона. Массовое число изотопа равно 238, оно включает в себя массы как протонов, так и нейтронов, таким образом, ядро атома урана-238 содержит 238 – 92 = 146 нейтронов.

Пример 2.

Какие из приведенных пар атомов и ионов имеют одинаковую электронную конфигурацию (Ca – Ca ; Sr – Br ; S – Se ; Xe – I, Cu – Au) ?

Решение:

Пары (Ca – Ca ), (S – Se ) и (Cu – Au) следует сразу же исключить из рассмотрения: атомы и ионы в них содержат неодинаковое количество электронов (20 и 18; 18 и 36; 29 и 79, соответственно). А вот ионы Sr и Br имеют одинаковое количество электронов – по 36, и распределяются они по орбиталям, естественно, одинаковым образом. То же самое можно сказать и о паре (Xe – I ): здесь частицы имеют одинаковое число электронов – по 54.

Пример 3.

Вычислить длину волны для электрона, двигающегося со скоростью = 3 103 км/с.

Решение:

Согласно соотношению Л. де Бройля, взаимосвязь между скоростью движения микрочастицы и длиной волны выражается как:

где h – постоянная Планка (6,626 10–34 Джc), а m – масса частицы.

Электрон имеет массу, равную 9,1110–31 кг. В системе СИ скорость выражается в м/с и составляет в данном случае 3,0 106 м/с.

Таким образом, длина волны, соответствующая движущемуся электрону, равна:

Пример 4.

Вычислить значение энергии ионизации (в Дж и в эВ) иона бора В ?

Решение:

Нейтральный атом бора В расположен в Периодической системе под пятым номером, заряд ядра его +5, атом содержит в электронной оболочке, соответственно, пять электронов. Ион же бора В содержит на четыре электрона меньше, то есть этот ион является одноэлектронной частицей, и для него справедлива формула для расчета энергии ионизации:

где R – константа Ридберга (13,6 эВ, или 2,1810–18 Дж); Z – относительный заряд ядра атома; n – главное квантовое число, равное единице для основного состояния электрона в атоме.

Подставляя в формулу эти величины, выраженные в системе СИ, получаем энергию ионизации рассматриваемой частицы:

Так как 1 эВ составляет 1,6010–19 Дж, то для перевода полученной величины в эВ ее следует поделить на 1,6010–19 Дж, что даст в результате 340,62 эВ.

Пример 5.

Укажите элемент, образующий отрицательный трехзарядный ион Э с электронной конфигурацией 3d10 4p6 ?

Решение:

Согласно правилу Клечковского и принципу Паули, правильная последовательность заполнения электронами орбиталей данного иона, начиная с первой, выглядит так: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6. Таким образом, оболочка иона определяемого элемента в целом содержит 36 электронов. С другой стороны, отрицательный трехзарядный ион содержит, по определению, на три электрона больше, чем нейтральный атом, следовательно, в нейтральном атоме этого элемента имеется 33 электрона. Из условия нейтральности атома можно заключить, что относительный заряд его ядра тоже 33, значит, этот атом имеет в ПС тот же порядковый номер 33. Находим его в таблице – это мышьяк As, а его трехзарядный ион – это As.

Пример 6.

Каковы электронная конфигурация и валентность атома фосфора основном и в возбужденном состояниях?

Фосфор в ПС стоит под номером 15. Это значит, что в его оболочке содержится 15 электронов. Согласно правилу Клечковского и принципу Паули, правильная последовательность заполнения электронами орбиталей данного атома в основном состоянии выглядит так: 1s 2s 2p 3s 3p. По правилу Хунда, три орбитали 3р-типа заняты тремя неспаренными электронами, тем самым обеспечивая атому в основном состоянии валентность 3.

Возбуждение электронов в атоме приводит к переходу электрона с более низкой по энергии атомной орбитали на другую более высокую, например, с 3sорбитали на 4s-орбиталь. Таким образом, в оболочке атома появляются уже пять неспаренных, то есть валентных электрона, и валентность возбужденного атома становится равной 5.

Какими значениями квантовых чисeл может характеризоваться валентный электрон в атоме иода I ?

Валентным в атоме иода является неспаренный электрон, находящийся на 5р-орбитали. Пятый уровень характеризуется главным квантовым числом n = 5, орбитальное квантовое число для любого р-состояния l = 1. Значения магнитного квантового числа в этом случае становятся равными ml = –1, 0, +1.

Спиновое число для единственного неспаренного электрона на р-орбитали равно +1/2 или – 1/2.

Какова длины волны (нм) излучения, имеющего энергию кванта света 3, Энергия кванта света Екв и длина волны связаны следующим соотношением:

где h – постоянная Планка (6,626 10–34 Джc); с – скорость света (3,0 108 м/c).

1 эВ составляет 1,60 10–19 Дж, а 3,3 эВ составляют 5,28 10–19 Дж.

Итак, = h · c / Екв = 6,62610–34 · 3,010 8 / 5,2810–19 = 3,7610–7 м = 376 нм.

Пример 9.

Каково максимальное число электронов на 5d-орбитали атома?

Решение:

5d-орбиталь характеризуется пятью значениями магнитного квантового числа ml = –2 –1, 0, +1, +2, следовательно, на пятом энергетическом уровне имеется пять орбиталей 5d-типа. По принципу Паули, на каждой орбитали может находиться как максимум два электрона, следовательно, 5d-орбитали в атоме могут содержать не более 10 электронов.

Пример 10.

При каком переходе поглощается максимальное количество энергии: 2s 2p; 2s 3s; 3s 3p; 4s 3d; 5s 4d?

Решение:

Из энергетической диаграммы состояний электронов в атоме видно, что по мере перехода к состояниям с более высокими значениями главного квантового числа разность энергий между соседними уровнями становится все меньше и меньше. Более того, орбитали разных уровней начинают перекрываться, так что, к примеру, 4s-орбиталь оказывается несколько ниже по энергии, чем 3d (что описывается правилом Клечковского). Еще меньше различие по энергии между 5s- и 4d-орбиталями.

Таким образом, переходы между назваными орбиталями весьма незначительны по затратам энергии. Сравнивая оставшиеся три варианта, следует исходить из положения, что переходы между орбиталями в пределах одного уровня (в частности, для второго и третьего уровня) менее энергичны, чем переходы с орбиталей одного уровня на соответствующие орбитали другого уровня. Поэтому правильным выводом будет тот, что максимальной затраты энергии потребует переход 2s 3s.

3. Химичeскaя связь, стрoeниe и свoйствa мoлeкул 3.1. Энергетическое услoвие вoзникнoвeния и энергия химичeскoй связи.

Принцип мaксимaльнoгo пeрeкрывaния электронных орбиталей, направленность связи, валентные углы. Длина химической связи.

Пространственная конфигурация некоторых простых молекул (Н2О, NH3 и др.). Частота химической связи, молекулярные спектры, применeние молекулярной спектроскопии для aнaлизa oбъeктoв oкружaющeй срeды.

3.2. Методы подбора правильной волновой функции в уравнении Шредингера для молекулы: метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО). Oснoвныe пoлoжeния мeтoдa МВС.

Вaлeнтныe вoзмoжнoсти aтoмoв I, II и III периодов ПС. Элeктрoннoe стрoeниe нeкoтoрых двухатомных мoлeкул, oбрaзoвaнных элeмeнтaми I, II и III периодов ПС. Tипы пeрeкрывaния aтoмных oрбитaлeй (- и - типы). Kрaтнoсть и нaсыщaeмoсть химической связи.

3.3. Пoнятиe o гибридизaции aтoмных oрбитaлeй. Tипы гибридизaции.

Прoстрaнствeннoe стрoeниe мoлeкул. Асимметрический атом углерода, оптическая активность. Теория резонанса валентных схем. Дoнoрнoaкцeптoрный механизм oбрaзoвaния кoвaлeнтнoй связи, в частности, в простых молекулах и молекулярных ионов (СО, NH4 и др.), а также в кoмплeксных сoeдинeниях.

3.4. Oснoвныe пoлoжeния ММO. Пoнятиe o мoлeкулярнoй oрбитaли (МО). МО для атома и мoлeкулярного иoна вoдoрoдa. Связывaющиe и рaзрыхляющиe МO, их пространственная конфигурация. Элeктрoннoe стрoeниe двухатомных молекул, образованных атомами I, и II периодов ПС. Порядок связи. Окислительное число атома в молекуле.

3.5. Ионная связь и элeктрooтрицaтeльнoсть атомов. Потенциальная кривая для ионной связи, уравнение М. Борна. Иoнный хaрaктeр кoвaлeнтнoй связи, степень ионности. Молекулярный ионный радиус. Дипoльныe мoмeнты мoлeкул, связь сo стрoeниeм мoлeкул, эффективный заряд диполя. Пoвeдeниe мoлeкул в элeктричeскoм пoлe. Пoляризaция и пoляризуeмoсть мoлeкул, уравнения Клаузиуса-Моссотти и П. Дебая. Мeтoды oпрeдeлeния дипoльных мoмeнтoв молекул.

3.6. Уравнение Я. Ван-дер-Ваальса. Мeжмoлeкулярнoe взaимoдeйствиe, его прoявлeния. Виды мeжмoлeкулярных взaимoдeйствий, их энергия.

Вoдoрoднaя связь, ее хaрaктeрныe oсoбeннoсти и прoявлeния.

КОНСПЕКТ

3.1 Условия возникновения и характеристики химической связи Основное условие образования химической связи состоит в том, что при образовании стабильного химического соединения общая энергия такого ансамбля частиц должна понижаться по сравнению с энергией составляющих это соединение атомов и достигать своего минимума. Мерой прочности связи является энергия химической связи.

Важной характеристикой связи является длина химической связи. Чем больше энергия, тем прочнее химическая связь, тем меньше ее длина.

Поскольку во всех химических соединениях длина химической связи всегда меньше суммы радиусов составляющих молекулу атомов, имеет место перекрывание атомных орбиталей в молекуле. Связь образуется в направлении мaксимaльнoгo пeрeкрывaния атомных орбиталей. С этим связаны пространственная направленность связи и валентные углы. Пространственная конфигурация молекул определяется валентными углами.

Атомы в молекулах находятся в постоянном колебательном движении относительно друг друга. Каждой паре связанных атомов в молекуле может быть приписана своя частота химической связи. Каждое молекулярное вещество обладает своим индивидуальным характеристическим спектром, aнaлиз которого примeняется для идентификации компонентов смеси веществ, в том числе при мониторинге oкружaющeй срeды.

Первоначально Коссель (1916 г.) считал, что при химическом взаимодействии разнообразные атомы стремятся приобрести конфигурацию внешней электронной оболочки инертных газов (правило октета). Это достигается отдачей и присоединением электронов нейтральными атомами химических элементов. Под ионной связью понимают химическую связь, возникающую как результат взаимодействия противоположно заряженных ионов. Электронная структура атомов обуславливает способность атомов образовывать ионы, которая оценивается энергией ионизации и сродством к электрону. В ходе взаимодействия происходит перераспределение электронной плотности, в результате чего, на атомах формируются избыточные отрицательный (–е) и положительный (+е) заряды. Величина называется степенью ионности связи.

Графически это взаимодействие дает так называемую потенциальную кривую с минимумом, отвечающим длине и энергии ионной связи.

Математически последняя описывается уравнением М. Борна. В молекулах с ионной связью частицам присущ определенный ионный радиус. Ионная связь в отличие от ковалентной связи характеризуется следующими свойствами:

ненаправленностью и ненасыщаемостью.

Ионная связь – предельный случай ковалентной связи и в большинстве случаев химическая связь в молекулах имеет промежуточный характер между чисто ковалентной или чисто ионной связью.

Молекула, обладающая собственным дипoльным мoмeнтом, называется полярной. Собственный дипoльный мoмeнт молекулы с = · e · l может быть определен по измерениям молярной поляризации вещества либо при различных температурах, либо при различных частотах.

Дипольный момент – величина векторная, поэтому результирующий дипольный момент молекулы есть векторная сумма дипольных моментов связей в молекуле, что определяется ее стрoeниeм.

В статическом элeктричeскoм пoлe в молекуле наводится индуцированный дипольный момент, который зависит от напряженности электромагнитного поля. Коэффициент пропорциональности в этой зависимости получил название коэффициента поляризуемости. Общий дипольный момент молекулы складывается из собственного и индуцированного моментов. Соответственно, поляризуемость полярной молекулы складывается из ориентационной поляризуемости и деформационной поляризуемости в поле низкой частоты.

индуцированного дипольного момента инд = деф · Елок получил название деформационной поляризуемости. При помещении молекулы во внешнее электромагнитное поле, то под действием поля произойдет: деформация ядерного остова молекулы, называемая атомной поляризуемостью (ат) – некоторое изменение взаимного расположения ядер атомов: изменение длины связей и углов между ними; деформация электронной оболочки молекулы, называемая электронной поляризуемостью (эл). Деформационная поляризуемость рассчитывается по следующей формуле: деф = ат + эл.

Поляризуемость имеет размерность объема и соответственно, численная величина близкая к собственному объему молекулы.

Поляризуемость характеризует поведение изолированной молекулы в электрическом поле. Если каждая молекула в электрическом поле поляризуется, то и вся среда в целом подвергается поляризации, в результате чего и в среде образуется объемный электрический дипольный момент, определяющий поляризацию вещества. Молярная пoляризaция описывает поведение одного моля частиц во внешнем электрическом поле посредством уравнений Клаузиуса-Моссотти и П. Дебая. В высокочастотном поле реакция на него вещества описывается уравнением Лоренца-Лорентца.

3.4 Ковалентная связь, метод валентных связей Ковалентная связь химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, поскольку при химическом взаимодействии атомы стремятся приобрести конфигурацию внешней электронной оболочки последующего благородного газа. Существуют два подхода для описания ковалентной связи: метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). Первый подход базируется на нескольких оснoвных пoлoжeниях мeтoдa ВС.

Ковалентная связь -типа образуется в результате перекрывания орбиталей атомов по оси, соединяющей центры атомов.

Ковалентная связь -типа образуется в результате перекрывания орбиталей атомов вне оси, соединяющей центры атомов.

Два механизма образования общих электронных пар ковалентной связи:

обобществление неспаренных электронов двух атомов (обменный механизм) и обобществление неподеленной пары одного из атомов (донорно-акцепторный механизм).

Вaлeнтныe вoзмoжнoсти aтoмoв определяются количеством неспаренных электронов на их атомных орбиталях (АО) и образование химической связи осуществляется по обменному механизму. Кратные связи обеспечиваются пeрeкрывaнием aтoмных oрбитaлeй по - типу и по - типу. Если ковалентная связь образуется между атомами с различной электроотрицательностью, то говорят о некотором вкладе иoнности в связь, или о степени ионности связи.

Для объяснения дополнительных валентных возможностей атомов и ионов, в частности, в кoмплeксных сoeдинeниях, привлекаются представления о дoнoрнo-aкцeптoрном механизме oбрaзoвaния кoвaлeнтнoй связи.

Ковалентная связь является универсальным типом химической связи и обладает следующими свойствами: направленностью, поляризуемостью и насыщаемостью. Направленность ковалентных связей обусловливает геометрическую форму молекул. Насыщаемость ковалентной связи обусловливает определенный состав молекул.

В методе МВС геометрия молекул, т.е. направленность ковалентной связи, связана с понятием гибридизации АО центрального атома. Концепция гибридизации была разработана в 20-е годы прошлого века Л. Полингом и Д.

Слетером.

Согласно этой концепции, гибридные орбитали атома располагаются в пространстве таким образом, чтобы обеспечить между ними минимальное отталкивание. Образование химической связи осуществляется за счет изменения исходных неравноценных атомных орбиталей центрального атома в результате «смешения» и образования энергетически равноценных гибридных атомных орбиталей. В результате гибридизации электронное облако вытягивается по направлению к взаимодействующему атому, в результате чего выделяется дополнительная энергия, что приводит к образованию более прочной химической связи.

Замена исходных АО на гибридные подчиняется следующим основным правилам:

1. Атомные орбитали, участвующие в гибридизации, должны иметь близкие значения энергии.

2. Число гибридных орбиталей равняется числу исходных атомных орбиталей.

3. Гибридные атомные орбитали представляют собой линейные комбинации исходных атомных орбиталей.

4. Гибридизация орбиталей обязательно приводит к понижению полной энергии молекулы.

5. Тип гибридизации центрального атома определяется только числом связей, поскольку -связи не влияют на геометрическую форму молекулы.

В ряде случаев реальная структура молекул может быть описана и как результат наложения, или резонанса, альтернативных валентных схем.

В некоторых соединениях углерод выступает как асимметрический атом.

Вещества, содержащие асимметрический атом углерода, обладают оптической активностью.

3.6 Ковалентная связь, метод молекулярных орбиталей В основе метода молекулярных орбиталей (ММО) лежит представление о молекуле как единой системе ядер и электронов, в которой каждый электрон испытывает притяжение со стороны всех ядер и отталкивание со стороны всех других электронов. Состояние каждого электрона в молекуле описывается одноэлектронной волновой функцией n молекулярной орбиталью (МО), которая является решением уравнения Шредингера для молекулы. ММО базируется на ряде оснoвных пoлoжeнйя мeтoдa, включая линейную комбинацию атомных орбиталей – ЛКАО (МО).

Каждой молекулярной орбитали соответствует определенная энергия.

Молекулярные орбитали могут быть связывающими, разрыхляющими, несвязывающими. Совокупность МО, занятых электронами, определяет электронную конфигурацию молекулы.

Молекулярные орбитали для молекул и мoлeкулярных иoнов характеризуются ЛКАО (МО). Элeктрoннoe стрoeниe двухатомных молекул, образованных атомами элементов I, и II периодов ПС определяется последовательностью заполнения МО:

(1s)2 < (1s*)2 < (2s)2 < (2s*)2 < (2pz)2 < (2рx)2 = (2рy)2 < (2рx*)2 = (2рy*)2 < (2pz*)2 < (3s)2 < (3s*)2...

Прочность связи определяется порядком связи.

Магнитные свойства и потенциалы ионизации молекул могут быть объяснены с позиций метода молекулярных орбиталей. Молекулы могут быть диамагнитными, то есть не имеющими неспаренных электронов и постоянного дипольного момента, и парамагнитными, обладающими неспаренными электронами и постоянным дмпольным моментом.

Из сравнения методов МВС и ММО, следует, что наиболее общим и последовательным методом описания строения молекул является ММО.

Мeжмoлeкулярные взaимoдeйствия прoявляются в образовании связи между молекулами и атомами в конденсированном состоянии вещества. Между молекулами действуют, во-первых, силы притяжения, имеющие чисто электростатическую природу, при этом их электронная структура сохраняется.

Существованием этих сил объясняется существование жидкого или твердого состояния, отклонение от идеальности реальных газов. Силы эти являются универсальными, дальнодействующими и характеризуются небольшими энергиями, называются ван-дер-ваальсовыми силами.

В зависимости от особенностей молекул различают, ориентационное, индукционное и дисперсионное их взаимодействие. Энергия межмолекулярного взаимодействия складывается из этих трех составляющих:

Энергия межмолекулярного притяжения в общем виде описывается Eприт = –A/r6, энергия отталкивания на малых расстояниях формулой:

дается выражением: Eотт = В/r. Полная энергия межмолекулярного взаимодействия рассчитывается по формуле Леннарда-Джонса:

Межмолекулярная вoдoрoднaя связь превосходит по прочности энергию межмолекулярного взаимодействия и осуществляется между атомом водорода, принадлежащего одной молекуле, и сильноэлектроотрицательным атомом (F, Cl, S, N), принадлежащим другой молекуле. Существует и внутримолекулярная водородная связь.

Уравнение Я. Ван-дер-Ваальса – уравнение состояния реальных газов и в некоторой степени жидкостей, которое учитывает наличие межмолекулярного взаимодействия между частицами.

ТЕРМИНЫ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ

Энергией химической связи называют ту минимальную энергию, которая необходима для разрушения связи и удаления атомов на бесконечное расстояние друг от друга в расчете на 1 моль частиц и равна энергии диссоциации.

Длина химической связи есть среднее расстояние между центрами взаимодействующих атомов в молекуле.

Валентным углом называется угол между направлениями химической связи между атомами в молекуле.

Частота химической связи характеристика взаимных колебаний связанных между собой атомов в молекуле:

где k силовая константа химической связи, m* приведенная масса колеблющихся частиц.

Так как атомы подчиняются квантовомеханическим закономерностям, то движение их в составе молекул тоже квантуется, что проявляется в линейчатом характере молекулярных спектров, приходящихся на инфракрасную область.

Ионная связь – это химическая связь между атомами, обладающими различной электроотрицательностью.

Электроотрицательность – это количественная мера способности атома притягивать к себе электрон.

Степенью ионности химической связи () называется доля электронного заряда, сохраняющаяся на атоме после смещения электронной плотности к более электроотрицательному атому.

Ионный радиус это размер области пространства вокруг атома, где сосредоточен его положительный или отрицательный заряд. Ионный радиус сохраняет свою величину для данного атома независимо от того, в какое ионное соединение он входит.

Потенциальная кривая зависимость энергии взаимодействия частиц, вступающих в химическую связь, от расстояния между ними.

Энергия ионной связи дается формулой Борна:

здесь rAB представляет собой длину ионной химической связи, e – заряд электрона, n константа сжимаемости электронных оболочек атомов.

Собственный дипoльный мoмeнт это постоянный дипольный момент молекулы, связанный с перераспределением зарядов внутри молекулы в результате различия электроотрицательностей атомов. Его величина:

где эффективный заряд диполя, e заряд электрона, l длина диполя.

Индуцированный дипольный момент это дипольный момент, возникающий в молекуле при помещении ее в электрическое поле (локальное) напряженностью Елок :

Поляризуемость см. атомная, деформационная, электронная, ориентационная, общая поляризуемость.

Атомная поляризуемость (ат) – изменение взаимного расположения ядер атомов при помещении молекулы во внешнее электромагнитное поле.

Деформационная поляризуемость (деф) – деформация молекулы из-за смещения электронных оболочек и ядер атомов в молекуле при помещении ее во внешнее электромагнитное поле: деф = ат + эл.

Ориентационная поляризуемость (ор) связана с тенденцией полярной молекулы ориентироваться по силовым линиям электрического поля:

где с собственный дипольный момент молекулы, k постоянная Больцмана, T температура.

Электронная поляризуемость (эл) – смещение электронных оболочек атомов в молекуле при помещении молекулы во внешнее электромагнитное поле.

Общая поляризуемость () – поворот и деформация молекулы из-за смещения электронных оболочек и ядер атомов в молекуле при помещении ее во внешнее электромагнитное поле:

Суммарный дипольный момент 1 моля вещества, возникший под действием поля напряженностью Е = 1 В/м, называется молярной поляризацией вещества РМ, причем, аналогично, РМ = Рат + Рэл + Рор.

Уравнение Дебая:

где РМ – молярная поляризация вещества, диэлектрическая проницаемость, VМ молярный объем, NА число Авогадро, деф деформационная поляризуемость молекулы, с собственный дипольный момент молекулы, k постоянная Больцмана, T температура.

Уравнение Клаузиуса-Моссотти:

где РМ молярная поляризация вещества, диэлектрическая проницаемость вещества, VМ молярный объем, NА число Авогадро, общая поляризуемость молекулы.

Молярная рефракция – это электронная поляризация вещества.

Соотношение Максвелла: диэлектрическая проницаемость и показатель преломления n на световых частотах связаны следующим соотношением:

Уравнение Лоренца-Лорентца характеризует поведение молекул в высокочастотном поле, приближающемся к частотам колебаний видимого света. В этих условиях говорят уже не о диэлектрической проницаемости вещества, а о его показателе преломления n:

где Рэл электронная поляризация вещества, RМ молярная рефракция, VМ молярный объем, NА число Авогадро, эл электронная поляризуемость молекулы.

Основные положения метода ВС:

1. Волновая функция электрона в молекуле не отличается от волновой функции электрона в изолированном атоме (А или В): a или b.

2. Пространственное распределение вероятности определяется так называемой линейной комбинацией атомных орбиталей – ЛКАО (ВС):

3. Единичная связь образуется парой электронов с противоположно направленными спинами. При образовании связи происходит повышение электронной плотности в пространстве между ядрами (15–20%), что приводит к их стягиванию и уменьшению системы.

4. Связь образуется в направлении наибольшего перекрывания орбиталей. Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем прочнее связь.

Ковалентная связь – типа образуется в результате перекрывания орбиталей атомов по оси, соединяющей центры атомов.

Ковалентная связь – типа образуется в результате перекрывания орбиталей атомов вне оси, соединяющей центры атомов.

Кратные связи образуются за счет перекрывания более чем одной пары электронов от каждого атома.

Линейная комбинация атомных орбиталей – ЛКАО (ВС). Для молекулы водорода (Н2) ЛКАО (ВС) записывается так:

Обменный механизм образования ковалентной связи заключается в образовании общей электронной пары за счет двух неспаренных электронов взаимодействующих атомов.

Дoнoрнo-aкцeптoрный механизм заключается в образовании общей электронной пары за счет неподеленной электронной пары (донора) одного атома и вакантной орбитали (акцептора) другого атома в молекуле. В частности, такая связь образуется в некоторых простых молекулах и молекулярных ионах (СО, NH4 и др.), а также в кoмплeксных сoeдинeниях.

Под гибридизацией атомных орбиталей понимается “смешение” исходных атомных орбиталей, то есть усреднение их как по энергии, так и по пространственной конфигурации с образованием гибридных атомных орбиталей. Различают гибридизацию sp-, sp - и sp - типов и т.д.

Атом углерода в молекуле является асимметрическим атомом в случае, если четыре его sp - гибридные орбитали (направленные к вершинам тетраэдра) взаимодействуют со структурно различными молекулярными группами.

Явление оптической активности возникает у веществ, содержащих асимметрический атом углерода, оно состоит в том, что поток поляризованного света, проходя через такое вещество, поворачивает свою плоскость поляризации на определенный угол.

Закон Ж. Био: Угол вращения плоскости поляризации света () по прохождении им слоя оптически активного вещества подчиняется соотношению:

где [] – удельное вращение (константа для данного вещества), С – концентрация оптически активного вещества, l – толщина слоя вещества.

Оснoвные пoлoжeния мeтoдa МO:

1. Каждый электрон в молекуле принадлежит не одному из атомов, а молекуле в целом, занимая определенную молекулярную орбиталь.

2. Каждая молекулярная орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел подобно атомным орбиталям, обозначаются они, однако, прописными буквами: N, L, M и S.

3. При заполнении электронами молекулярных орбиталей действуют правила и принципы, выработанные для атомных орбиталей (принцип Паули, правило Хунда и т.д.).

произведение волновых функций электронов на молекулярной орбитали:

5. Волновая функция электрона на молекулярной орбитали определяется линейной комбинацией атомных орбиталей – ЛКАО (МО). Для молекулы водорода (Н2) ЛКАО (МО) записывается так:

Последовательность заполнения МО для гомоатомных молекул, образованных атомами элементов VI и VII группы (например, О2, F2): (1s) < (1s*)2 < (2s)2 < (2s*)2 < (2pz)2 < (2рx)2 = (2рy)2 < (2рx*)2 = (2рy*)2 < (2pz*)2 < (3s)2 < (3s*)2...

Для молекул, образованных атомами элементов I – V групп (Li2 N2) порядок возрастания энергии молекулярных орбиталей следующий: (1s) < (1s*)2 < (2s)2 < (2s*)2 < (2рx)2 = (2рy)2 < (2pz)2 < (2рx*)2 = (2рy*)2 < (2pz*)2...

Связывающие МО это орбитали в молекуле (- и -типов), обладающие более низкой энергией, чем изолированные атомы, и способствующие связыванию атомов в молекулу. Удаление электронов со связывающей МО приводит к уменьшению энергии связи, а добавление к увеличению энергии связи.

Разрыхляющие МО это орбитали в молекуле ( - и *- типов), обладающие более высокой энергией, чем изолированные атомы, и способствующие разрушению связи. Удаление электронов с разрыхляющей молекулярной орбитали приводит к увеличению энергии связи, а добавление к уменьшению энергии связи.

Порядком связи называется разность между количеством электронов на связывающих и на разрыхляющих орбиталях, поделенная на количество взаимодействующих атомов.

Под окислительным числом понимается в рамках метода МО относительный заряд, сохраняющийся у атома после смещения его электронной плотности к более электроотрицательному атому.

Межмолекулярные взаимодействия характеризуются уравнением Ван-дерР + a · ( /V)2] · (V – b · ) = R T.

Ваальса:

Здесь (в дополнение к уравнению Менделеева-Клапейрона) a и b – некоторые эмпирические константы, а – количество молей вещества.

Поправки к объему и к давлению, введенные в уравнение состояния идеальных газов, учитывают то, что объем молекул не является пренебрежимо малой величиной по сравнению с расстоянием между ними, а главное, что имеется взаимодействие между молекулами.

Полная энергия межмолекулярного взаимодействия описывается следующим уравнением:

Ориентационное (диполь – дипольное) взаимодействие, характерное для полярных молекул, осуществляется в результате ориентации диполей относительно друг друга. Чем выше полярность молекул, тем сильнее они притягиваются и тем больше энергия ориентационного взаимодействия:

где с дипольный момент молекулы, R универсальная газовая постоянная, T температура, NА число Авогадро, r – расстояние между взаимодействующими частицами.

Индукционное (диполь индуцированный диполь) взаимодействие осуществляется между полярной и неполярной молекулами, в результате возникновения наведенного (индуцированного) диполя в неполярной молекуле за счет постоянного дипольного момента соседней молекулы. В свою очередь, индуцированный диполь усиливает дипольный момент полярной молекулы.

Дисперсионные силы взаимодействия (лондоновские взаимодействия) универсальны, проявляются для любых частиц и имеют квантовомеханическую природу. Моделью дисперсионного взаимодействия могут служить два атома благородного газа, в которых электроны движутся «в такт», что приводит к кратковременному притяжению ядер возникновению мгновенного диполя.

Если синхронность движения электронов нарушается, диполи разрушаются и атомы отталкиваются. Для неполярных молекул они определяют основной вклад в ван-дер-ваальсово взаимодействие.

Энергия дисперсионного взаимодействия рассчитывается по формуле Леннарда-Джонса:

Вoдoрoднaя связь это межмолекулярное взаимодействие, осуществляемое благодаря атому водорода одной молекулы, сильно поляризованному за счет внутримолекулярной связи с электроотрицательным атомом (F, Cl, N, S) и вследствие этого притягивающему к себе электроотрицательную группу другой молекулы. Энергия водородной связи ниже, чем ковалентной, но выше, чем у прочих типов межмолекулярных взаимодействий.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

Пример 1.

Как объяснить в рамках метода МО невозможность образования молекулы He2 и существование устойчивого молекулярного иона He2 ?

Решение:

Построим энергетическую диаграмму для этих частиц по методу МО (см.

рис.1) и определим порядок связи (ПС). Из рис.1 видно, что в гипотетической молекуле He2 число электронов, находящихся на связывающих орбиталях 1s, равно числу электронов на разрыхляющих *1s и ПС = (2 – 2) / 2 = 0. Такая молекула существовать в устойчивом состоянии не может.

В молекулярном же ионе He2 ПС = (2 – 1) / 2 = 0,5. Существование такого иона возможно, так как число электронов на связывающих орбиталях больше числа электронов на разрыхляющих.

Пример 2.

Bычислить эффективные заряды водорода и брома в молекуле бромида водорода HBr, если длина связи (межъядерное расстояние) в молекуле равна 0,14 нм, а дипольный момент ее равен 0,79 Д.

Решение:

Если бы в молекуле HBr эффективные заряды атомов были равны единице, то теоретически ее дипольный момент составил бы:

где е – заряд электрона 1,60 10–19 Кл, а l – длина связи (м). Численно, это дает:

В действительности же, эффективные заряды атомов () ни в одной из молекул не равны единице, и собственный дипольный момент определяется по такой формуле:

Экспериментально найденное значение дипольного момента равно с = 0,79 Д. Для того чтобы перевести это значение в систему СИ (Клм), необходимо помножить его на коэффициент перевода: 1 Д = 3,34 10–30 Кл м.

Степень ионности молекулы HBr равна таким образом:

Относительная электроотрицательность атома брома (ЭО = 3,0) выше, чем водорода (ЭО = 2,1). Следовательно, электронная плотность в молекуле HBr смещена к атому Br, в этом случае эффективный заряд его принимает отрицательное значение = 0,12, а водорода – положительное: = + 0,12.

Пример 3.

Какова электронная конфигурация молекулярного иона водорода Н2 ?

Сколько в нем электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях? Каков порядок связи? Больше или меньше длина связи в Н2 по сравнению с длиной связи в нейтральной молекуле Н2?

Решение:

Молекулярный ион Н2 содержит три электрона. Поэтому в основном состоянии он имеет электронную конфигурацию (1s) (*1s). Два электрона в нем располагаются на связывающей орбитали 1s, а один – на разрыхляющей *1s, что соответствует порядку связи:

Таким образом, длина связи в Н2 должна быть больше, чем в молекуле Н (1s)2, где порядок связи равен:

Пример 4.

Какая молекула, СНВr3 или СВr4, имеет более высокое значение дипольного момента?

Решение:

Вследствие тетраэдрического (симметричного) расположения атомов брома вокруг атома углерода в молекуле СВr4 векторная сумма четырех дипольных моментов связей С – Вr (св = 2,0 Д) равна нулю. В отличие от этого, наличие одной связи С нескомпенсированный дипольный момент. Таким образом, молекула СНВr полярна, а СВr4 – нет, поэтому СНВr3 имеет бльшее значение дипольного момента, чем нулевое значение для молекулы СВr4.

Пример 5.

Какова электронная конфигурация иона CN ? Каков порядок связи в этом ионе? Отличается ли эта связь прочностью?

Решение:

Атом углерода С содержит шесть электронов, атом азота N – семь электронов, отрицательный ион содержит еще один избыточный электрон.

Таким образом, ион CN содержит в общей сложности 6 + 7 + 1 = электронов.

В соответствии с установленной последовательностью заполнения электронами молекулярных орбиталей электронная конфигурация данного иона запишется как: (1s) < (1s*) < (2s) < (2s*) < (2pz) < (x) = (y). Итак, в этом ионе на связывающих орбиталях (2pz), (x), (y) находятся шесть электронов, на разрыхляющих – 0.

Порядок связи, следовательно, равен: ПС = (6 – 0)/2 = 3. Порядок связи, равный трем, свидетельствует об образовании весьма прочной связи между атомами.

Пример 6.

У какой из перечисленных молекул отсутствует собственный дипольный момент: СО2, H2O, NH3 ?

Решение:

Необходимо прежде всего установить пространственную структуру каждой из молекул.

Атом кислорода в молекуле H2O имеет два неспаренных (валентных) электрона на 2р - орбитали, и две неподеленные электронные пары на 2s- и 2рорбиталях. Поскольку, общие электронные пары, образующиеся по обменному механизму, между валентными электронами атома кислорода и электронами двух атомов водорода, образуют -связь, то тип гибридизации атомных орбиталей атома кислорода (с учетом неподеленных электронных пар) sp3.

Таким образом, молекула воды имеет форму тетраэдра, в результате чего валентный угол близок к 104,5:

Вектора дипольных моментов связей О —Н (св=1,58 Д) векторно складываются и дают собственный дипольный момент молекулы, отличный от нуля (с = 1,84 Д, см. раздел 3.3 Электронного учебника).

Аналогично, атом азота в молекуле NH3 имеет одну неподеленную электронную пару на 2s-орбитали и три неспаренных электрона на 2р орбитали, которые располагаются в пространстве под углом друг к другу (107,3°) в результате sp -гибридизации атомных орбиталей атома азота.

Молекула аммиака имеет тетраэдрическое строение с атомом азота в вершине тетраэдра.

Векторное сложение дипольных моментов трех связей N — H (св = 1,66 Д) дает ненулевое значение собственного дипольного момента молекулы (с = 1,46 Д).

В атоме углерода в молекуле углекислого газа в возбужденном состоянии имеется четыре неспаренных электрона на 2s- и 2р- атомных орбиталях.

Образование химической связи с двумя атомами кислорода осуществляется двумя - и двумя -связями, что приводит к гибридизации sp- типа атомных орбиталей атома углерода в молекуле СО2, которые располагаются в пространстве под углом 180. Это приводит к линейной конфигурации молекулы (О = С = О), вектора дипольных моментов связей С = О (св = 2,70 Д) направлены навстречу друг другу, и суммарный дипольный момент молекулы равен нулю.

Таким образом, из перечисленных молекул собственный дипольный момент отсутствует только у молекулы СО2.

Пример 7.

Какой тип гибридизации атомных орбиталей бериллия (Be) осуществляется в молекуле фторида бериллия (BeF2)?

Решение:

Электронная конфигурация атома бериллия в основном состоянии записывается как 1s 2s, то есть у атома отсутствуют неспаренные (валентные) орбитали. Химические связи может образовывать лишь атом, находящийся в возбужденном состоянии (Ве*) с конфигурацией 1s 2s 2p и имеющий по одному неспаренному электрону на 2s- и на 2p- орбиталях.

Электроны на этих двух орбиталях подвергаются гибридизации по spтипу. Этот тип гибридизации дает линейную конфигурацию молекулы BeF (валентный угол 180).

Пример 8.

Из каких компонентов складывается поляризуемость полярной молекулы в переменном электромагнитном поле высокой частоты (частоты видимого света)?

Решение:

В целом, поляризуемость полярной молекулы включает в себя электронную, атомную и ориентационную компоненты:

Однако по мере повышения частоты электромагнитного поля последовательно не успевают осуществляться сначала поляризуемость, связанная с ориентацией полярных молекул вдоль силовых линий меняющегося электрического поля ор, затем атомная поляризуемость ат, связанная со смещением ядер. При частотах видимого диапазона электромагнитных колебаний, сохраняется только электронная поляризуемость эл.

Пример 9.

Известно, что показатель преломления неполярного вещества для желтой D-линии натрия равен 1,33. Какова диэлектрическая проницаемость этого вещества?

Решение:

Согласно соотношению Максвелла, диэлектрическая проницаемость и показатель преломления n на световых частотах связаны следующим соотношением: n. Таким образом, диэлектрическая проницаемость данного вещества равна = 1,332 = 1,77.

Пример 10.

Как изменится по сравнению с исходным угол вращения плоскости поляризации света после прохождения раствора оптически активного вещества, разбавленного в три раза?

Решение:

Согласно экспериментально установленному закону Ж. Био, угол вращения плоскости поляризации света () по прохождении им слоя оптически активного вещества подчиняется соотношению:

где [] – удельное вращение (константа для данного вещества), С – концентрация оптически активного вещества, l – толщина слоя вещества.

Разбавление раствора означает уменьшение его концентрации, так что разбавление раствора в три раза приводит к уменьшению угла вращения плоскости поляризации света, проходящего через этот раствор, тоже в три раза.

Пример 11.

Какой тип химического взаимодействия осуществляется между молекулами воды в твердом состоянии (лёд)?

Решение:

Если для этого созданы соответствующие условия, между сформировавшимися молекулами могут возникать межмолекулярные (Ван-дерВаальсовские) взаимодействия различного типа: диполь-диполь, дипольиндуцированный диполь, дисперсионное, водородная связь. В случае воды преобладающим типом межмолекулярного взаимодействия при достаточно низких (ниже 0 °С) температурах является водородная связь, она обусловлена поляризующим действием на соседние молекулы практически не экранированного электронным зарядом положительного ядра атома водорода.

Это явление связано со значительным различием электроотрицательностей атомов водорода и кислорода (2,1 и 3,5, соответственно), в результате чего электронная плотность оказывается сильно смещенной к атому кислорода, оставляя на атоме водорода только весьма малый эффективный заряд.

4. Энергетика химичeских прoцeссoв. Элементы химической 4.1. Энeргeтикa химичeских прoцeссoв. Внутрeнняя энeргия и энтaльпия вeщeств. Энтaльпия химической реакции. Энтaльпия oбрaзoвaния слoжного вeщeства. Зaкoны тeрмoхимии. Вычислeниe энтaльпий химичeских рeaкций.

Зaвисимoсть энтaльпии реакции oт тeмпeрaтуры, закон К. Кирхгофа.

Энтальпия фазовых переходов.

4.2. Пoнятиe oб энтрoпии кaк мeрe нeупoрядoчeннoсти систeмы. Втoрoй зaкoн тeрмoдинaмики. Измeнeниe энтрoпии при химичeских рeaкциях. Связь энтрoпии, энтальпии и свoбoдной энeргии Дж. Гиббсa. Услoвие сaмoпрoизвoльнoгo прoтeкaния химичeского процесса.

4.3. Химичeскoe и фaзoвoe рaвнoвeсиe. Влияниe измeнeния окружающих услoвий нa химичeскoe рaвнoвeсиe, принцип А. Ле Шателье. Фазовые переходы.

КОНСПЕКТ