Контрольная работа вариант №20 - файл n1.doc

Контрольная работа вариант №20
скачать (810.5 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc811kb.20.11.2012 00:32скачать

n1.doc

  1   2   3   4
Тема I. СТРОЕНИЕ АТОМА
Задание 1.1. Для приведенных в варианте (табл. I.1) 4-х химических элементов определить:

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

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

1.1.3. Валентные электроны и перечислить все теорети-чески возможные степени окисления для нормального и возбужденного состояния атома. Привести примеры соединений, в которых данный элемент имеет разные степени окисления.

1.1.4. Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, электроотрицательность и металлические свойства по периодам и группам таблицы Д.И. Менделеева.
Решение 1.1

20

37Rb

49In

43Tc

95Am



Элемент 37Rb (рубидий)
1.1.1. Исходя из положения данного элемента в таблице Д.И. Менделеева (Приложение I) определяем, что рубидий, имеющий порядковый номер 37, находится в 5 периоде и I A группе.

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

Электронная формула рубидия: 1s22s2. Валентный электрон находится на 2-м энергетическом уровне: 2s2. Так как последний электрон на s-подуровне, то рубидий относится к элементам sемейства.

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





ns1-2




ns2(n-1)d1-10




ns2np1-6





Рис. 1.1. Схема распределения валентных электронов для атомов элементов в

семействах (s, p, d, f):

n – номер периода, цифрами указано возможное количество валентных электронов

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

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






0 +


В
0 +

At


F0, 1-
















Рис. 1.2. Знаки степеней окисления элементов

в таблице Д.И. Менделеева
Чтобы определить степени окисления рубидия, записываем валентные электроны для рубидия в нормальном состоянии.
С
5s1






огласно схеме (рис. 1.2), рубидий может не только принимать, но и отдавать электроны.

Таким образом, рубидий может иметь следующие степени окисления: +1,0.


Таблица 1.1


Степень окисления

Формула соединения

Название

0

Rb

рубидий

1+

Rb20

Оксид рубидия

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

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

Электроотрицательность характеризует способность атома как принимать, так и отдавать электроны. Часто это понятие ограничивают только представлением о принятии электронов.

Все эти свойства атома определяются силами взаимодействия между положительно заряженным ядром и отрицательно заряженными электронами. При движении по периодам и группам таблицы Д.И. Менделеева (сверху вниз) заряд ядра и суммарный заряд электронов увеличиваются, и силы притяжения между ними возрастают. Однако следует иметь ввиду, что, если заряд ядра можно условно рассматривать как точечный, то электроны распределяются по энергетическим уровням. С увеличением числа уровней (слоев) электроны удаляются от ядра, и силы притяжения между ядром и электронами ослабляются. Далее надо учесть, что каждый уровень "расщепляется" на подуровни. Среди подуровней появляются d- и f-подуровни, наиболее плотно заполненные электронами. Начинает действовать эффект d- и f-сжатия, конкурирующий с удалением электронов от ядра. Закономерности изменения свойств атомов элементов представлены на рис. 1.3.





II III




II

I













II




I








Рис. 1.3. Направления, по которым рассматривается изменение свойств

атомов элементов по группам и периодам периодической

таблицы Д.И. Менделеева
В направлении I (по периоду слева направо):

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

2) число энергетических уровней остается постоянным;

3) все время пополняется d-подуровень (а начиная с 6 периода и f-подуровень) – действует эффект d- и f-сжатия.

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

В направлении II (по группам сверху вниз):

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

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

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

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

В направлении III (правая часть d-семейства):

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

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

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

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

Для лития свойственны направления I и II.
Рассмотрим следующий элемент.

Элемент 49In (индий)

1.1.1. Исходя из положения данного элемента в таблице Д.И. Менделеева (Приложение I) определяем, что олово, имеющий порядковый номер 49, находится в 5 периоде и III A группе.

1.1.2. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням следующее:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p1.

Так как последний электрон на р-подуровне, то олово относится к элементам р-семейства.
Чтобы определить степени окисления индия, записываем валентные электроны для индия в нормальном состоянии.

5р















5s










Учитывая число "посадочных мест", определяем, что индий может принять 1 электрона, а имея в виду, что неспаренных электронов 1, делаем вывод, что индий может отдать 1 электрона. Таким образом, индий в нормальном состоянии может иметь следующие степени окисления: 0, 1+.

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











5p






5s









Так как при возбуждении в основном увеличиваются возможности индий к принятию электронов, то теоретически возможные степени окисления In в возбужденном состоянии атома следующие: 0, 3+.



Степень окисления

Формула соединения

Название

0

In

индий

1+

In2 S

Сульфид индия

3+

In2O3

Оксид индия










Для индия свойственны направления I и II.

В направлении I (по периоду слева направо):

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

2) число энергетических уровней остается постоянным;

3) все время пополняется d-подуровень (а начиная с 6 периода и f-подуровень) – действует эффект d- и f-сжатия.

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

В направлении II (по группам сверху вниз):

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

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

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

Таким образом: радиус атома увеличивается; потенциал ионизации уменьшается, восстановительная активность возрастает, а окислительные свойства и электроотрицательность уменьшаются.
Элемент 43Tc (Технеций)
1.1.1. Технеций в таблице Д.И. Менделеева находится в 5 периоде в VII б группе.

1.1.2. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням следующее:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d5. Так как последний электрон находится на d -подуровне, то Технеций относится к d -семейству.

1
5s








4d

























.1.3.
Валентные электроны 43Tc: 5s24d5.

П
5p



















5s




4d





















ри возбуждении происходит распаривание 5s электронов и переход на 5p подуровень.









Степени окисления: 0, 2+, 3+, 4+, 6+.
Таблица 1.2

Степени окисления

Формула соединения

Название

0

Tc

Технеций

2+

TcО

Оксид Технеция

3+

Tc (ОН)3

Гидроксид Технеция

4+

Tc F4

Фторид Технеция

6+

Tc F6

Фторид Технеция


В направлении I (по периоду слева направо):

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

2) число энергетических уровней остается постоянным;

3) все время пополняется d-подуровень (а начиная с 6 периода и f-подуровень) – действует эффект d- и f-сжатия.

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

В направлении II (по группам сверху вниз):

1) заряд ядра и суммарный заряд электронов возрастают;

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

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

Таким образом: радиус атома увеличивается; потенциал ионизации уменьшается, восстановительная активность возрастает, а окислительные свойства и электроотрицательность уменьшаются.
Элемент 95Am (Америций)
1.1.1. Протактиний в таблице Д.И. Менделеева находится в 7 периоде в IV A группе.

1.1.2. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням следующее:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f145d2-106p67s26d15f6. Так как последний электрон находится на f-подуровне, то Америций относится к f-семейству.


1
7s








6d


























.1.3.
Валентные электроны 95Am: 7s26d15f6.




нормальное

состояние






















5f













Э
7s






6d



















лектрон 6d может "провалиться" на 5f, так как образуется более устойчивое состояние.
































5f











Так как число неспаренных электронов равно 7, степени окисления имеют следующие значения: 0, 3+, 4+, 5+,6+.

Таблица 1.2

Степени окисления

Формула соединения

Название

0

Am

Америций

3+

Am (ОН)3

Гидроксид Америция

4+

Am О2

оксид Америция

5+

Am Cl5

хлорид Америция

6+

AmО2(NO3)2

нитрат Америция



1.1.4. В направлении I (по периоду слева направо):

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

2) число энергетических уровней остается постоянным;

3) все время пополняется d-подуровень (а начиная с 6 периода и f-подуровень) – действует эффект d- и f-сжатия.

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

По группе.

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

Тема II. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Задание 2.1. Для двух, указанных по варианту (табл. II.2), молекул с позиций метода валентных связей показать образование молекул и ответить на следующие вопросы:

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

2.1.2. Сколько ?- и ?-связей содержит молекула?

2.1.3. Определить полярность связей и полярность молекулы в целом.

2.1.4. Какова пространственная структура молекулы?
Пример решения 2.1


Для ответа на вопросы задания рассмотрим молекулу CaCl2.

2
4s







.1.1.
Сначала определяем тип гибридизации центрального атома. Для этого выписываем валентные электроны центрального атома Cа.

З



4p















атем электроны переводим в возбужденное состояние




4s




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


Рис. 2.1

Далее "подводим" валентные электроны. Так как Cl– p-элемент, то на рис. 2.1 к электронам Ca подрисовываем гантелеобразные р-орбитали хлора, получаем схему молекулы CaCl2 (рис. 2.2).



Рис. 2.2
Как видно из рис. 2.2 силы отталкивания между электронными орбиталями на участках I и II сильно различаются. С одной р-орбиталью хлора кальций связывается с помощью s-орбитали, а с другой – с помощью р-орбитали. Связи отличаются по форме и энергии. Такая молекула не будет устойчивой. Для образования устойчивой молекулы в центральном атоме происходит процесс гибридизации валентных орбиталей, который показан на рис. 2.3.



Рис. 2.3
Гибридизация – это процесс, в результате которого происходит перестройка валентных орбиталей центрального атома и образование смешанных гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

Таким образом, s + p = 2sp; по аналогии: s + p + p = 3sp2; s + p + + p + p + p = 4sp3. Гибридные орбитали центрального атома – это заряженные поля и, отталкиваясь, они располагаются под определенным углом (валентный угол), чтобы образовалась устойчивая молекула: при гибридизации типа sp валентный угол составляет 180 о; sp2 – 120 о; sp3 – 109 о. Расположение гибридных орбиталей согласно этим валентным углам показано в табл. 2.1.
Таблица 2.1


Тип гибридизации:

sp

sp2

sp3

Расположение

гибридных

орбиталей

в простран-стве









Теоретический

валентный

угол


180 о


120 о


109 о


В соответствии с данными табл. 2.1 в молекуле CaCl2реализуется sp-гибридизация, и валентный угол составляет 180 о.

Чтобы изобразить молекулу в целом, остается показать перекрывание полученных гибридных орбиталей центрального атома с валентными орбиталями боковых атомов. В случае рассматриваемой молекулы CaCl2 боковым атомом является Cl. Так как это р-элемент, то его валентные наружные электроны имеют орбиталь в виде гантели. В случае, если это будет s-элемент, то форма орбитали в виде шара.

"Подводя" валентные орбитали брома к гибридным орбиталям кадмия, получаем схему молекулы CaCl2 (рис. 2.4).
Cl Ca Cl


Рис. 2.4
2.1.2. Теперь отметим наличие ? и ? связей в молекуле. Если область перекрывания находится на оси связи, такая связь ? типа (сигма тип), если область перекрывания не находится на оси связи, а расположена по обе стороны от оси связи – это ?-тип (пи тип) ( рис. 2.5).

? - тип



? - тип
Рис. 2.5
В случае CaCl2 в молекуле две ковалентные связи ?-типа.
2.1.3. Определим полярность. Полярность связана с наличием диполя, обусловленного оттягиванием валентных электронов в сторону более электроотрицательного атома (Приложение 1). В случае молекулы CaCl2 более электроотрицательным элементом является хлор. Поэтому связь Cа-Cl является полярной. Однако в целом молекула неполярна, так как при наличии двух диполей оттягивание электронов идет в обе стороны одинаково, и дипольные моменты взаимно компенсируются.
2.1.4. Разберем вопрос о пространственной структуре молекулы. Пространственная структура молекулы связана с типом гибридизации и расположением боковых атомов вокруг центрального атома (табл. 2.2).
Таблица 2.2


Тип гибри-

дизации

sp


sp2

sp3

sp3

sp3

Простран-ственная

структура

Форма

молеку-лы
















Как видно из табл. 2.2 при sp3 гибридизации может реализоваться тетраэдрическая форма, пирамидальная или угловая в зависимости от числа боковых атомов (4, 3, 2 – соответственно). Из рис. 2.4 следует, что рассматриваемая молекула CaCl2 имеет линейную форму.
Рассмотрим еще одну молекулу NF3.

Выписываем валентные электроны центрального атома –азот.


























2s


Далее надо перевести в возбужденное состояние.


























2s


2.1.1. sp2 – гибридизация. Валентный угол между связями равен 120 о. Далее подводим валентные электроны F, т, к Fявляется s- элементом. Получаем схему молекулы NF3.


2.1.2. Молекула имеет 3 ? – связи.

2.1.3. Определим полярность. Полярность связана с наличием диполя, обусловленного оттягиванием валентных электронов в сторону более электроотрицательного атома. В случае молекулы NF3более электроотрицательным элементом является бром. Поэтому связь N-Fявляется полярной. Однако в целом молекула неполярная, так как при наличии трех диполей оттягивание электронов идет в три стороны одинаково, и дипольные моменты взаимно компенсируются.

Задание 2.2. Дать характеристику двух комплексных соединений (табл. II.3), ответив на следующие вопросы:

2.2.1. Для приведенного комплексного соединения указать комплексообразователь, лиганды, ионы внешней и внутренней сферы; Определить степень окисления комплексообразователя и корродинационное число.

2.2.2. Записать уравнение диссоциации комплексного соединения, а также диссоциации иона внутренней сферы и дать выражение для константы нестойкости комплексного иона.
Решения 2.2
1) K 2 [PtCl6], 2) [Co(NH3)5SO4]NO3

Сначала проанализируем состав комплексного соединения. В комплексном соединении содержится сложный комплексный ион, который показан в квадратных скобках. Комплексный ион состоит из комплексообразователя и лигандов. В формуле K2[PtCl6], комплексообразователь является Pt, а лигандом Cl. Количество лигандов вокруг комплексообразователя называется его координационным числом. Координационное число в формуле K2[PtCl6]является 6.

Комплексообразователь и лиганды связаны прочной ковалентной связью донорно-акцепторного типа. Комплексный ион является ионом внутренней сферы. Внутренней сферы в формуле K2[PtCl6], является [PtCl6]2- Снаружи располагаются ионы внешней сферы. Внешней сферы в формуле K2[PtCl6], является K+. Сложный комплексный ион заряжен отрицательно, т.е. является анионом, и комплекс называется анионным.

Проанализируем вторую формулу состав комплексного соединения. В комплексном соединении содержится сложный комплексный ион, который показан в квадратных скобках. Комплексный ион состоит из комплексообразователя и лигандов. В формуле [Co(NH3)5SO4]NO3 комплексообразователь является Cо, а лигандом SO4, NH3. Количество лигандов вокруг комплексообразователя называется его координационным числом. Координационное число в формуле [Co(NH3)5Cl]Cl2является 6.

Комплексообразователь и лиганды связаны прочной ковалентной связью донорно-акцепторного типа. Комплексный ион является ионом внутренней сферы. Внутренней сферы в формуле [Co(NH3)5SO4]NO3 является [Co(NH3)5SO4]+ Снаружи располагаются ионы внешней сферы. Внешней сферы в формуле[Co(NH3)5SO4]NO3 является NO3-. Сложный комплексный ион заряжен положительно, т.е. представляет собой катионный комплекс.





Лиганды









Ион внешней

сферы



Комплексо-образователь


Комплексный ион

Ион внутренней

сферы



Лиганды






Схема комплексного соединения K 2 [PtCl6]















Ион внешней

сферы



Комплексо-образователь


Комплексный ион

Ион внутренней

сферы



Лиганды





Лиганд

Рис. 2.7 б. Схема комплексного соединения [Co(NH3)5SO4]NO3

Между ионами внешней и внутренней сферы действует более слабая ионная связь. В растворе под действием молекул воды эта связь разрывается, т.е. происходит диссоциация молекулы комплексного соединения на ионы внешней и внутренней сферы:

K 2 [PtCl6] 2K + + [PtCl6];

[Co(NH3)5SO4]NO3[Co(NH3)5SO4]+ + NO3.

Однако комплексный ион при этом сохраняет свою целостность.

Комплекс перестает существовать, если разрывается внутренняя связь между комплексообразователем и лигандами. Степень нестойкости комплексного иона выражается константой нестойкости (Кнест.), которая представляет собой отношение произведения равновесных концентраций лигандов, взятых в степенях, равных их количеству в молекуле к концентрации комплексных ионов в растворе.
Таблица 2.3


Характеристики комплексного


Формула комплексного соединения

соединения

K 2 [PtCl6]

[Co(NH3)5SO4]NO3

Комплексное соединение с ука-занием степеней окисления всех частиц

K 2 +[Pt х Cl6-]

2+ х + 6(-1) = 0

х = 4

[Co x (NH3)5 SO4] NO3

х + 0·5 + (-2) + (-1) = 0

х = 3

Комплксообра-

зователь

Pt 4+

Co 3+

Лиганды

Cl-

NH3, SO4 2-

Координационное число

6

5 + 1 = 6

Ионы внутренней сферы

[PtCl6]2-

[Co(NH3)5SO4]+

Ионы внешней сферы

K +

NO3

Уравнение диссоциации комплексного соединения

K2[PtCl6].2K++ [PtCl6]2-;


[Co(NH3)5SO4]NO3 [Co(NH3)5SO4]+ + NO3.


Уравнение диссоциации внутренней сферы

[PtCl6]2-Pt4++6(Cl);

[Co(NH3)5SO4]+

Co 3++5(NH3)+ SO4 2-

Константы нестойкости

Кнест.=

Кнест.=



Заряд комплексообразователя определяют исходя из зарядов ионов внешней сферы, лигандов, их количества и нейтральности молекулы в целом. Определим заряд комплексообразователя для рассматриваемых комплексных соединений.

K 2 +[Pt х Cl6-] [ Co x (NH3)5Cl- ]Cl2-

2+ х + 6(-1) = 0 х + 0·5 + (-1) + (-1)·2 = 0

х = 4 х = 3

Следовательно комплексообразователем в 1-ом соединении является Pt 4+, а во втором – Co 3+.


Тема III. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Задание 3.1. Запишите реакцию взаимодействия указанного по варианту элемента с кислородом. Используя приведенные в табл. III.1 данные, рассчитайте энтальпию образования оксида.

Fe

11,2

Fe2O3

-82,2
  1   2   3   4


Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации