Персональный сайт учителя химии Кардаевой Татьяны Александровны
ХИМИЯ – это область чудес, в ней скрыто счастье человечества,
величайшие завоевания разума будут сделаны
именно в этой области.(М. ГОРЬКИЙ)
Таблица
|
Гидролиз органических и неорганических соединений
В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.
I. Механизм гидролиза
Гидролиз – это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению.
Попробуем разобраться в причине данного явления.
Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.
|
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ |
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ |
|
Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%. Диссоциируют практически необратимо. |
Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%. Диссоцииация необратима. |
|
|
Табл. 1
Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени
Н2О ↔ Н++ ОН-
Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации, могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х-.
Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая, то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н++ Х-↔ НХ
Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы – нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная. Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.
Рис. 1
Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое, то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая.
II. Классификация катионов и анионов
Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.
Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов
К сильным кислотам относятся:
- H2SO4 (серная кислота),
- HClO4 (хлорная кислота),
- HClO3 (хлорноватая кислота),
- HNO3 (азотная кислота),
- HCl (соляная кислота),
- HBr (бромоводородная кислота),
- HI (иодоводородная кислота).
Ниже приведен список слабых кислот:
- H2SO3 (сернистая кислота),
- H2CO3 (угольная кислота),
- H2SiO3 (кремниевая кислота),
- H3PO3 (фосфористая кислота),
- H3PO4 (ортофосфорная кислота),
- HClO2 (хлористая кислота),
- HClO (хлорноватистая кислота),
- HNO2 (азотистая кислота),
- HF (фтороводородная кислота),
- H2S (сероводородная кислота),
- большинство органических кислот, напр., уксусная (CH3COOH).
Слабые основания - это:
- все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH)3, Cu(OH)2 и т. д.),
- NH4OH (гидроксид аммония).
III. Отношение к гидролизу солей разных типов
Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей.
1. Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.
рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.
2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой"
В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4) гидролизу подвергается катион:
FeCl2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- <=> FeOH+ + 2Cl- + Н+
В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H+ и другие ионы.
рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах таких солей кислотная (рН < 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой"
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН- и другие ионы.
K2SiO3 + НОH <=>KHSiO3 + KОН
2K+ +SiO32- + Н+ + ОH-<=> НSiO3- + 2K+ + ОН-
рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
2) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
3) реакция среды в растворах подобных солей щелочная (рН > 7);
4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)
Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН3СООNН4, (NН4)2СО3,Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.
Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
Гидролиз - процесс обратимый.
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой"
IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей
|
Ход рассуждений |
Пример |
||||
|
1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль. Помните! Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой.
|
Na2CO3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3)
|
||||
|
2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли
|
2Na+ + CO32- + H+OH- ↔ Это гидролиз по аниону От слабого электролита в соли присутствует анион CO32- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону. |
||||
|
3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды |
2Na+ + CO32- + H+OH- ↔ (HCO3)- + 2Na+ + OH- В продуктах реакции присутствуют ионы ОН-, следовательно, среда щелочная pH>7 |
||||
|
4. Записываем молекулярное гидролиза |
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
|
V. Практическое применение гидролиза
На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.
В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.
Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).
На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.
VI. Задания для закрепления
Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na2SiO3 , AlCl3, K2S.
Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)
Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
сульфид калия - K2S, бромид алюминия - AlBr3, хлорид лития – LiCl, фосфат натрия - Na3PO4, сульфат калия - K2SO4, хлорид цинка - ZnCl2, сульфит натрия - Na2SO3, сульфат аммония - (NH4)2SO4, бромид бария - BaBr2
ЦОРы
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой"
Видео - Эксперимент: "Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой"
Видео - Эксперимент: "Усиление гидролиза солей при нагревании"
Решение расчетных задач. Повторение
I. Решение расчетных задач
Задача 1.
Какой объем (н.у.) занимает 5*10-3 кг углекислого газа?
Решение.
Найдем молекулярную массу СО2:
Mr(CO2)= 12+2*16=44 г.
Tакже нам известен молярный объем газа, который равен 22,4 м3.
Составим следующую пропорцию:
44 кг СО2 занимает объем 22,4 м3
5*10-3 кг СО2 занимает объем – х
откуда х=(5*10-3*22,4)/44=2,5*10-3 м3
Таким образом, 5*10-3 кг углекислого газа занимает объем равный 2,5*10-3 м3.
Задача 2.
Определить массу 0,9*10-3 м3 кислорода при 21 °С и давлении 96000 Па, если масса 10-3 м3 кислорода равна 1,5*10-3 кг при нормальных условиях.
Решение:
Найдем температуру в Кельвинах Т=273+21=294К;
Найдем объем газа, приведенный к н.у. по формуле
P1V1/T1 = P2V2/ T2;
V1= T1P2V2/ T2P1=(273*96000*0.9*10-3)/(294*101325)=0.8*10-3 м3
Теперь рассчитаем массу вычисленного объема:
10-3 м3 кислорода имеют массу равную 1,5*10-3 кг
0,8*10-3 м3 кислорода имеют массу равную х
х = 0,8*10-3*1,5*10-3/10-3=1,2*10-3 кг
Таким образом, 0,8*10-3 м3 кислорода имеют массу равную 1,2*10-3 кг.
Задача 3.
Рассчитайте объем атома железа, если его плотность равна 7900 кг/ м3
Решение:
Найдем молярный объем железа (M(Fe)=56 г.)
V=n/ρ=56/7900=7,1*10-3 м3
Условно примем, что атомы имеют форму шара и в кристалле касаются друг друга, то истинный объем будет составлять только 74% от общего объема:
V=0,071*0,74=5,25*10-3 м3
Тогда объем одно атома железа будет равен:
VА=5,25*10-3/6,02*1026=8,7*10-30 м3
Задача 4.
Определить массу молекулы газа, если масса 10-3 м3 газа, при н.у., равна 0,3810-3 кг.
Решение:
Число молекул 1 кмоль любого вещества равна числу Авогадро (6,02*1026 ), поэтому для начала определим 1 кмоль газа:
10-3 м3 газа имеют массу равную 0,3810-3 кг
22,4 м3 газа имеют массу равную — х
х=22,4*0,3810-3/10-3=7,6 кг,
Далее определяем массу молекулы газа:
m=7,6/6,02*1026=1,26*10-26 кг.
Задача 5.
Найдите молекулярную формулу вещества, если относительная плотность паров этого вещества по водороду равна 67,5, а массовые доли элементов (%) в веществе следующие: серы – 23,7, кислорода – 23,7, хлора – 52.
Решение:
Формулу искомого соединения можно представить как SxOyClz. Найдем соотношение между числом атомов S, O, Cl делением его содержания на его атомную массу:
x:y:z = 23,7/32 : 23,7/16 : 52/35,5 = 0,74 : 1,48 : 1,46
Делим все полученные соотношения на наименьшее, получаем:
x:y:z =1:2:2
Простейшая формула вещества SO2Cl2
Его молекулярная масса равна Mr = 32+16*2+35,5*2 = 135 г.
Теперь найдем молекулярную массу вещества по плотности паров этого вещества по водороду:
Mr = 2DH2= 2*67,5 = 135 г.
Следовательно, истинная формула вещества совпадает с простейшей: SO2Cl2
Задача 6.
Рассчитайте молекулярную массу газа, если 7*10-3 кг его при 20°С и 0,253*105 Па занимают объем 22,18*10-3 м3
Решение:
В данном случае, вычислить молярную массу газа можно, используя уравнение Клапейрона – Менделеева:
pV = nRT = (m/M)RT;
R=8,3144*103 Дж/моль*К
Т=273+20=293 К
М=mRT/pV=7*10-3*8,3144*103*293/(0,253*105*22,18*10-3)=30,35 г/моль
Молярная масса газа равна 30,35 г/моль
Задача 7.
При 0°С в сосуде объемом 14*10-3 м3 содержится 0,8*10-3 кг водорода и 6,3*10-3 кг азота. Определите парциальное давление азота и общее давление смеси.
Решение:
Найдем количества вещества водорода и азота:
n=m/Mn(H2)=0,8*10-3/2=0,4*10-3моль
n(N2)= 6,3*10-3/28=0,225*10-3моль
Далее, с помощью уравнения Клапейрона – Менделеева, найдем парциальное давление каждого газа в смеси:
pV = nRT = (m/M)RT;
p = nRT/V;
p(H2)=n(H2)
RT/V=0,4*10-3*8,3144*103*273/14*10-3=64,85*103Па
p(N2)= n(N2)
RT/V=0,225*10-3*8,3144*103*273/14*10-3=36,479*103Па
pобщ=p(H2)+p(N2)= 64,85*103+36,479*103=101329 Па
II. Выполнение упражнений. Подготовка к контрольной работе
Задание №1
Определите состав ядер следующих изотопов:
35Cl, 81Br, 12C, 18O, 15N, 100Ag, 30P, 61Ni
Задание №2
Рассчитайте количество протонов, нейтронов и электронов в следующих частицах:
24Mg2+, 31P3-, 15N, 64Cu2+, 29Si4-, 7Li
Положение в ПСХЭ водорода, лантаноидов, актиноидов и искусственно полученных элементов
I. Положение водорода в периодической системе
Водород – самый распространённый химический элемент, к тому же он самый лёгкий. Его порядковый номер 1. В таблице Менделеева он стоит в первом периоде. С учётом его свойств его помещают как в 1А так и в 7А группу. Возникает вопрос – почему?
Ядро водорода состоит из одного протона, вокруг которого вращается один электрон. Электронная формула 1s1. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Н2 – самый легкий газ. Он не имеет цвета и запаха.
Водород относится к химически активным веществам. Он может выступать в роли восстановителя и окислителя.
1) с некоторыми металлами он образует гидриды
2Na+H2=2NaH, здесь водород – окислительH0 + 1e- → H-1
Сходный процесс происходит при взаимодействии галогенов – неметаллов 7А группы
2Na+Cl2=2NaCl
Поэтому, водород помещают в 7А группу
2) с неметаллами, проявляющими более сильные окислительные свойства, чем водород
H2+Cl2 = 2HCl здесь водород – восстановительH0 - 1e- → H+1
Сходный процесс происходит при взаимодействии щелочных металлов –металлов 1А группы
2К+Cl2=2КCl
Поэтому, водород помещают в 1А группу
ИЮПАК рекомендует размещать водород только в 1А группе.
II. Положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева лантаноидов и актиноидов
Учебный фильм: “Свойства лантаноидов и актиноидов”
В шестом периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами(слово “лантаноиды” означает «подобные лантану», а “актиноиды” — «подобные актинию»). Иногда их называют лантанидами и актинидами, что означает следующие за лантаном; следующие за актинием). Лантаноиды помещены отдельно внизу таблицы, а в клетке звездочкой указано на последовательность их расположения в системе: La-Lu. Химические свойства лантаноидов очень сходны. Например, все они являются реакционно-способными металлами, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода. У лантана (Z= 57) один электрон поступает на 5d-подуровень, после чего заполнение этого подуровня приостанавливается, а начинает заполняться 4f-уровень, семь орбиталей которого могут быть заняты 14 электронами. Это происходит у атомов всех лантаноидов с Z = 58 — 71. Поскольку у этих элементов заполняется глубинный 4f-подуровеиь третьего снаружи уровня, они обладают весьма близкими химическими свойствами.
Из этого следует, что у лантаноидов сильно выражена горизонтальная аналогия.
В седьмом периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов. Их также помещают отдельно — под лантаноидами, а в соответствующей клетке двумя звездочками указано на последовательность их расположения в системе: Ас-Lr. У актиния и актиноидов заполнение уровней электронами подобно лантану и лантаноидам. Однако в отличие от лантаноидов горизонтальная аналогия у актиноидов выражена слабо. Они в своих соединениях проявляют больше различных степеней окисления. Например, степень окисления актиния +3, а урана +3, +4, +5 и +6. Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.
Все актиноиды радиоактивны. Из актиноидов выделяют две пересекающиеся группы: «трансурановые элементы» — все следующие в таблице Менделеева за ураном элементы и «трансплутониевые элементы» — все следующие за плутонием. Обе группы не ограничиваются указанными рамками и при указании приставки «транс-» могут включать в себя следующие за лоуренсием элементы — резерфордий и т. д. Это обусловлено тем, что такие элементы синтезируются в чрезвычайно малых количествах. По сравнению с лантаноидами, которые (кроме прометия) обнаружены в природе в заметных количествах, актиноиды труднее синтезировать. Но есть и исключения, например, легче всех синтезировать или найти в природе уран и торий, затем следуют плутоний, америций, актиний, протактиний и нептуний.
III. Положение в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева искусственно полученных элементов
К 2008 г. известно 117 химических элементов (с порядковыми номерами с 1 по 116 и 118), из них 94 обнаружены в природе (некоторые — лишь в следовых количествах), остальные 23 получены искусственно в результате ядерных реакций (см. Приложения). Первые 112 элементов имеют постоянные названия, остальные — временные.
Валентность и валентные возможности атомов химических элементов
Данный урок посвящен повторению понятия «валентность» и изучению принципов определения валентных возможностей атомов химических элементов. В ходе изучения материала вы узнаете, сколько атомов других химических элементов может присоединить к себе конкретный атом, а также почему элементы проявляют разные значения валентности.
I. Повторение
Повторите из курса 8 и 9 класса:
II. Cтепень окисления атомов в молекулах органических веществ
Во многих случаях степень окисления атома элемента не совпадает с числом образуемых им связей, т.е. не равна валентности данного элемента. Особенно наглядно это видно на примере органических соединений. Известно, что в органических соединениях валентность углерода равна 4 (образует четыре связи), однако степень окисления углерода, как легко подсчитать, в метане СН4 равна -4, метаноле СНзОН -2, в формальдегиде СН2О 0, в муравьиной кислоте НСООН +2, в СО2 +4. Валентность измеряется только числом ковалентных химических связей, в том числе возникших и по донорно-акцепторному механизму.
Степень окисления - условный заряд атома в молекуле, который получает атом в результате полной отдачи (принятия) электронов, вычисленный из предположения, что все связи имеют ионный характер.
Для определения степени окисления (СО) атомов в молекулах органических веществ существуют разные приёмы, вот один из способов. Он означает, что более электроотрицательный атом, смещая к себе одну электронную пару, приобретает заряд -1, две электронных пары - заряд -2. Связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления. Таким образом, связь между атомами С-С соответствует нулевой степени их окисления. В связи C-H углероду как более электроотрицательному атому соответствует заряд -1, а в связи C-O заряд углерода (менее электроотрицательного) равен +1. Степень окисления атома в молекуле подсчитывается как алгебраическая сумма зарядов, которые дают все связи данного атома.
Пример №1
В молекуле CH3Cl три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный -3, а связь C-Cl - заряд +1. Следовательно, степень окисления атома углерода в этом соединении равна: -3+1=-2.
Пример №2
Определим степени окисления (СО) атомов углерода в молекуле этанола:C-3H3 – C-1H2 – OH
Три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный (С0+3е-→С-3) -3.
Две связи С-Н дают заряд на атоме С, равный -2,а связь С→О заряд +1, следовательно, суммарный заряд на атоме С, равен (-2+1=-1) -1.
Пример №3
Определим СО атомов углерода в молекуле уксусной кислоты: С-3Н3 – С+3О – ОН
Три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный (С0+3е-→С-3) -3.
Двойная связь С=О (кислород как более электроотрицательный, забирает электроны у атома углерода) даёт заряд на атоме С, равный +2 (С0-2е-→С+2),а связь С→О заряд +1, следовательно, суммарный заряд на атоме С, равен (+2+1=+3) +3.
Пример №4
Определим СО атомов углерода в молекуле уксусного альдегида:С-3Н3 – С+1О – Н
Три связи C-H дают суммарный заряд на атоме C, равный (С0+3е-→С-3) -3.
Двойная связь С=О (кислород как более электроотрицательный, забирает электроны у атома углерода) даёт заряд на атоме С, равный +2 (С0-2е-→С+2),а связь С-H заряд -1, следовательно, суммарный заряд на атоме С, равен (+2-1=+1) +1.
Пример №5
Определим СО атомов углерода в молекуле глюкозы С6Н12О6:
Н Н Н Н Н
↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Н → С – С – С – С – С – С => О
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↑
ОН ОН ОН ОН ОН Н
С-1 (принимает электроны у двух атомов водорода С0+2е-→С-2 и отдаёт один электрон атому кислорода С0-1е-→С+1)
С0 (принимает электрон у атома водорода С0+1е-→С-1 и отдаёт один электрон атому кислорода С0-1е-→С+1)
С+1 (принимает электроны у атома водорода С0+1е-→С-1 и отдаёт два электрона атому кислорода С0-2е-→С+2)
III. Валентность
Слово «валентность» (от лат. «valentia») возникло в середине XIX в., в период завершения химико-аналитического этапа развития химии. К тому времени было открыто более 60 элементов. Истоки понятия «валентность» содержатся в работах разных ученых. Дж.Дальтон установил, что вещества состоят из атомов, соединенных в определенных пропорциях. Э. Франкланд, собственно, и ввел понятие валентности как соединительной силы. Ф.А. Кекуле отождествлял валентность с химической связью. А.М.Бутлеров обратил внимание на то, что валентность связана с реакционной способностью атомов. Д.И.Менделеев создал периодическую систему химических элементов, в которой высшая валентность атомов совпадала с номером группы элемента в системе. Он же ввел понятие «переменная валентность».
Валентность– это количество ковалентных связей, которое образует атом в соединении с ковалентной связью.
 |
 |
Валентность азота равна III, т.к. азот образует три связи |
 |
 |
Валентность азота равна IV, т.к. азот образует четыре связи |
Валентностьатома химического элемента не может быть выше полного числа орбиталей на внешнем уровне этого элемента.
Например,
|
Азот |
7 N 1s22s22p3  |
У атома азота на внешнем втором уровне 1s и 3p орбитали, всего 4 орбитали, следовательно, максимально возможная валентность равна IV |
|
Фосфор |
 |
У атома фосфора в основном (стационарном) состоянии валентность как и у азота равна IV |
|
 |
У атома фосфора, в отличие от азота есть свободные d – орбитали, поэтому для фосфора характерно возбуждённое состояние, когда 3s2 электроны распариваются и валентность принимает значение V |
Валентные возможностиатомов определяются числом не спаренных электроном, а так же числом не поделённых электронных пар способных переходить на свободные орбитали атома другого элемента (участвовать в образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму).
Например, образование третьей связи при образовании иона гидроксония, неподелённая пара электронов атома кислорода (донор) переходит на свободную орбиталь иона водорода (акцептор):
Рассмотрим электронографические формулы элементов и установим причину разной валентности.
Валентность Н – I, Нe – 0, Be –II, B – III, P – III,V.
Вывод
Валентные возможности атомов химических элементов определяются:
1) числом неспаренных электронов (одноэлектронных орбиталей);
2) наличием свободных орбиталей;
3) наличием неподеленных пар электронов.
IV. Вопросы для закрепления
1. Какими тремя факторами определяются валентные возможности атомов химических элементов?
2. Почему максимальная валентность атомов элементов второго периода не может быть больше четырех?
3. Вспомните, чем отличаются понятия валентности и степени окисления. Что между ними общего?
4. Укажите валентность и степень окисления атомов азота в ионе аммония NH4+
5. Определите валентность и степень окисления атомов углерода в веществах с формулами С2Н6, С2Н4, С2Н2, этиленгликоле, феноле.
6. Определите валентность и степень окисления атомов в веществах с формулами N2, NF3, Н2О2, ОF2, О2, F2, СО.
7. Определите валентные возможности атомов серы и хлора в основном и возбужденном состояниях.
Периодический закон. Строение электронных оболоческ атомов химических элементов. Короткий и длинный вариант таблицы химических элементов
I. Повторение
Повторите следующие темы 8 класса:
- Классификация химических элементов
- ПСХЭ. Группы и периоды
- Строение атома. Состав атомных ядер. Изотопы. Химический элемент
- Строение электронных оболоческ атомов
- Распределение электронов по энергетическим уровням элементов третьего и четвертого периодов ПСХЭ
II.Состояние электрона в атоме
1. Основные положения
1. Электронное облако– это модель квантовой механики, описывающая движение электрона в атоме.
2. Орбиталь (s, p, d, f) – часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения данного электрона наибольшая (~ 90%).
3.Энергетический уровень – это энергетический слой с определённым уровнем энергии находящихся на нём электронов.
Число энергетических уровне в атоме химического элемента равно номеру периода, в котором этот элемент расположен.
4.Максимально возможное число электронов на данном энергетическом уровне определяется по формуле:
N = 2n2 , где n – номер периода.
5. Состояние электрона в атоме описывается 5 квантовыми числами (n, l, ml, ms, s).
6. Движение электрона в атоме описывается 4 квантовыми числами:
a) n – главное квантовое число, определяет энергию электрона и размеры электронного облака (n = 1,..7)
б) l - орбитальное квантовое число, определяет форму орбитали (s, p, d, f) и принимает значения l = 0,..n-1.
Подуровень, характеризующийся значением
l=0 называется s- подуровнем,
l=1 называется p-подуровнем,
l=2 называется d-подуровнем,
l=3 называется f-подуровнем.
в) ml – магнитное квантовое число, определяет ориентацию орбиталей в пространстве и принимает значения ml = -l…0…+1.
г) ms – спиновое квантовое число, определяет направление вращения электрона вокруг своей оси и принимает только два значения +1/2 или-1/2.
7. Спин S – собственный момент импульса движения электрона. Это – внутреннее свойство электрона, которое не связано с движением в пространстве. Спин всех электронов равен 1/2.
|
Главное квантовое число (n) |
Орбитальное квантовое число (l) |
Название подуровня (орбитали) |
Значение магнитного квантового числа |
Число орбиталей, составляющих подуровень |
|
1
|
0 |
s |
0 |
1 |
|
2 |
0 1 |
s p |
0 -1,0,+1 |
1 3 |
|
3 |
0 1 2 |
s p d |
0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 |
1 3 5 |
|
4 |
0 1 2 3 |
s p d f |
0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 |
1 3 5 7 |
8. Согласно принципу Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел.
III. Структура периодической системы
Наиболее распространёнными являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная) и «сверхдлинная». В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной.
Короткая форма периодической системы элементов — один из способов изображения периодической системы химических элементов, восходящий к первоначальной версии таблицы Д. И. Менделеева. Короткая форма таблицы Менделеева основана на параллелизме степеней окисления элементов главных и побочных подгрупп: например, максимальная степень окисления ванадия равна +5, как у фосфора и мышьяка, максимальная степень окисления хрома равна +6, как у серы и селена, и т. д. В таком виде таблица была опубликована Менделеевым в 1871 году. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток. Водород иногда помещают в 7-ю («короткая» форма) или 17-ю («длинная» форма) группу таблицы.
Ниже приведён длинный вариант (длиннопериодная форма), утверждённый Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) в качестве основного.
Короткая форма таблицы, содержащая восемь групп элементов, была официально отменена ИЮПАК в 1989 году. Несмотря на рекомендацию использовать длинную форму, короткая форма продолжает приводиться в большом числе российских справочников и пособий и после этого времени. Из современной иностранной литературы короткая форма исключена полностью, вместо неё используется длинная форма. Такую ситуацию некоторые исследователи связывают в том числе с кажущейся рациональной компактностью короткой формы таблицы, а также с инерцией, стереотипностью мышления и невосприятием современной (международной) информации.
В 1970 году Теодор Сиборг предложил расширенную периодическую таблицу элементов. Нильсом Бором разрабатывалась лестничная (пирамидальная) форма периодической системы. Существует и множество других, редко или вовсе не используемых, но весьма оригинальных, способов графического отображения Периодического закона. Сегодня существуют несколько сотен вариантов таблицы, при этом учёные предлагают всё новые варианты.
IV. Задания для закрепления
Каким набором квантовых чисел описывается движение 4 электрона в атоме бора; последнего электрона в атоме хлора; 25 электрона в атоме меди.
V. Тест
1. Чему равен заряд ядра атома натрия?
1) 0; 2) +11; 3) +1; 4) +23.
2. Сколько электронов в атоме азота?
1) 0; 2) 1; 3) 7; 4) 14.
3. Сколько нейтронов в атоме углерода 12 6C?
1) 0; 2) 12; 3) 6; 4) 7.
4. Что общего в атомах 14 7N и 14 6C?
1) массовое число; 2) число протонов; 3) число нейтронов; 4) заряд ядра.
5. Укажите атом, в котором больше всего электронов:
1) 1H; 2) 40Ar; 3) 41Ar; 4) 39K.
6. Сколько электронов содержится в молекуле CO2?
1) 6; 2) 12; 3) 8; 4) 22.
7. Сколько протонов и электронов содержит ион CO32-?
1) 30p,30e; 2)30p,28e; 3)28p,30e; 4)30p,32e.
8. Природный кремний состоит из трёх изотопов: 28Si (молярная доля 92,3%), 29Si (4,7%), какой ещё изотоп входит в состав кремния, если атомная масса кремния 28,1.
1) 27; 2) 31; 3) 32; 4) 30.
9. Набор квантовых чисел (n, l, ml, ms) последнего электрона в атоме кислорода:
1) 2, 0, -1, -1/2; 2) 2, 1, +1, -1/2; 3) 2, 1, -1, -1/2; 4) 2, 1, 0, -1/2.
10. Сумма значений n+l максимальна для орбиталей:
1) 5s; 2) 4p; 3) 3d; 4) 6s.
11. На внешнем энергоуровне элементов главных подгрупп число
электронов :
1) равно 2; 2) равно номеру периода; 3) равно номеру группы; 4) равно 1.
12. Элементу 2-го периода до завершения внешнего уровня не хватает 3 электронов. Это элемент-…
1) бор; 2) углерод; 3) азот; 4) фосфор.
13. Элемент проявляет в соединениях максимальную степень окисления +7. Какую конфигурацию валентных электронов может иметь этот элемент в основном состоянии?
1) 3d7; 2) 2s22p5; 3) 3s23p5; 4) 3s24d5.
14. Формула высшего оксида некоторого элемента – ЭО3. Какую конфигурацию валентных электронов может иметь этот элемент в основном состоянии?
1) 4d6; 2) 2s22p4; 3) 3s23p4; 4) 3s13d5.
15. Атому элемента марганец соответствует сокращённая электронная формула
1) [18Ar]4s23d5; 2) [18Ar,3d10]4s22p5; 3) [10Ne]3s23p5; 4) [36Kr]4d55s2.
16. Строение внешнего и предвнешнего электронных слоёв атома меди
1) 3s23p63d94s2; 2) 3s23p63d104s0; 3) 3s23p64s13d10; 4) 3s23p63d11.
17. Движение электрона в атоме описывается … квантовыми числами.
1) 1; 2) 5; 3) 4; 4) 3.
18. Изотопы одного элемента различаются
1) числом протонов 2) числом нейтронов 3) числом электронов 4) зарядом ядра
19. Относительная атомная масса элемента в периодической системе соответствует
1) заряду ядра атома этого элемента
2) числу электронов на валентной оболочке атома этого элемента
3) числу электронных уровней атома этого элемента
4) среднему значению массовых чисел изотопов этого элемента
20. В периоде слева направо уменьшается
1) число уровней 2) число валентных электронов
3) радиус атома 4) активность неметаллов
21. Металлические свойства простых веществ
1) уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах
2) уменьшаются в периодах и уменьшаются в группах
3) увеличиваются в периодах и увеличиваются в группах
4) увеличиваются в периодах и уменьшаются в группах
22. Формула оксида, соответствующая элементу седьмой группы в его высшей степени окисления
1) ЭО3 2) Э2О7 3) Э2О5 4) ЭО2
23. Все атомы одного элемента имеют
1)одинаковое число электронов 2) одинаковое массовое число
3) разный заряд ядра 4) одинаковое число нейтронов
24. Номер периода элемента в периодической системе соответствует
1) заряду ядра атома этого элемента
2) числу электронов на валентной оболочке атома этого элемента
3) числу электронных уровней атома этого элемента
4) среднему значению массовых чисел изотопов этого элемента
25. В группе сверху вниз уменьшается
1) высшая степень окисления 2) число валентных электронов
3) радиус атома 4) активность неметаллов
26. Основные свойства высших гидроксидов
1) уменьшаются в периодах и уменьшаются в группах
2) уменьшаются в периодах и увеличиваются в группах
3) увеличиваются в периодах и уменьшаются в группах
4) увеличиваются в периодах и увеличиваются в группах
27. Формула основания, соответствующая элементу четвертой группы в его высшей степени окисления
1) ЭОН 2) Э (ОН)2 3) Э (ОН)3 4) Э (ОН)4
28. Электронная формула валентного уровня 3d84s2 имеется у атомов
1) скандия 2) никеля 3) марганца 4) титана
29. Электронная формула атома натрия
1) ls22s22p63s23p1 2) 1s22s22p63s23p3
3) 1s22s22p63s1 4) ls22s1
30. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома бериллия равно
1) 0 2) 1 3) 2 4) 4
31. Элемент, атомы которого имеют в основном состоянии 4 неспаренных электронов
1) марганец 2) железо 3) ванадий 4) хром
32. Является f-элементом
1) Sr 2) Se 3) Sc 4) Sm
33. Никель является
1) s-элементом 2) р-элементом
3) d-элементом 4) f-элементом
34. Какой подуровень из перечисленных заполняется электронами первым?
1) 3d 2) 4d 3) 4p 4) 4s
ЦОРы