ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЙ УЧЕБНО-НАУЧНЫЙ ЦЕНТР К...
13 downloads
163 Views
1MB Size
Report
This content was uploaded by our users and we assume good faith they have the permission to share this book. If you own the copyright to this book and it is wrongfully on our website, we offer a simple DMCA procedure to remove your content from our site. Start by pressing the button below!
Report copyright / DMCA form
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