Общая и неорганическая химия. Теория и практика
Покупка
Тематика:
Общая и неорганическая химия
Год издания: 2019
Кол-во страниц: 336
Дополнительно
Вид издания:
Учебное пособие
Уровень образования:
ВО - Бакалавриат
ISBN: 978-5-7882-2651-4
Артикул: 789521.01.99
Доступ онлайн
500 ₽
В корзину
Содержит материал по обшей и неорганической химии, примеры решения заданий, вопросы и задания для самостоятельной работы студентов.
Предназначено для обучения по химико-технологическим направлениям подготовки и специальностям.
Подготовлено на кафедре неорганической химии.
Скопировать запись
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов.
Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в
ридер.
Министерство науки и высшего образования Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Казанский национальный исследовательский технологический университет» Н. Ш. Мифтахова, Т. П. Петрова ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ Х И М И Я ТЕОРИЯ И ПРАКТИКА Издание 2-е, испр. и доп. Учебное пособие Рекомендовано федеральным учебно- методическим объединением по укруп- ненной группе специальностей и направлений подготовки 18.00.00 «Химические технологии» в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучаю- щихся по направлению подготовки 18.03.01 «Химическая технология» Казань Издательство КНИТУ 2019
УДК 546(075) ББК Г1я7 М68 Печатается по решению редакционно-издательского совета Казанского национального исследовательского технологического университета Рецензенты: зав. кафедрой неорганической химии К(П)ФУ, д-р хим. наук, профессор Р. Р. Амиров зав. кафедрой общей химии и экологии КНИТУ–КАИ им. А. Н. Туполева, д-р хим. наук, профессор Ю. А. Тунакова М68 Мифтахова Н. Ш. Общая и неорганическая химия. Теория и практика : учебное пособие / Н. Ш. Мифтахова, Т. П. Петрова; Минобрнауки России, Казан. нац. исслед. технол. ун-т. –2-е изд., испр. и доп. – Казань : Изд-во КНИТУ, 2019. – 336 с. ISBN 978-5-7882-2651-4 Содержит материал по общей и неорганической химии, примеры решения заданий, вопросы и задания для самостоятельной работы студентов. Предназначено для обучения по химико-технологическим направ- лениям подготовки и специальностям. Подготовлено на кафедре неорганической химии. ISBN 978-5-7882-2651-4 © Мифтахова Н. Ш., Петрова Т. П., 2019 © Казанский национальный исследовательский технологический университет, 2019 УДК 546(075) ББК Г1я7
ВВЕДЕНИЕ Настоящее пособие содержит учебный материал по общей и неорганической химии – одного из разделов фундаментальных химических дисциплин, изучаемых в высших учебных заведениях химико-технологического профиля, и нацелено на поэтапное освоение студентами химической дисциплины, заключающееся в ознакомлении с основными понятиями, раскрытии их содержания и активном использовании в соответствующей практической работе, а также на контроль знаний студентов в процессе самостоятельного выполнения заданий. Издание состоит из семи глав, системно освещающих такие разделы, как строение атома, химическая связь, агрегатное состояние веществ, термодинамика химических процессов, химическое равновесие, реакции, протекающие без изменения и с изменением степеней окисления элементов. Этот блок учебного материала является основой для дальнейшего изучения свойств химических элементов и их соединений в дополнительных главах неорганической химии. Каждая глава содержит теоретическую и практическую части, а также раздел с вопросами и заданиями для самостоятельной работы студентов. Теоретическая часть начинается с перечисления важнейших научных понятий, которые должны быть усвоены при изучении соответствующего материала. В главах теоретический материал излагается кратко, с определением вводимых понятий и наглядным представлением таблиц и рисунков иллюстративного характера. Особое внимание в пособии уделяется практической части в конце каждой главы. Практические работы содержат образцы решенных примеров, в которых показан алгоритм действий при рассмотрении вопросов по строению атома, молекулы, природе химической связи, алгоритм проведения термодинамических расчетов, расчетов по химическому равновесию, показана последовательность расчетов при приготовлении растворов с различным выражением концентрации растворенного вещества и при определении коллигативных свойств растворов, а также изложен порядок
составления уравнений реакций, протекающих без изменения (гидролиз) и с изменением степеней окисления элементов (окислительно-восстановительные реакции) и т. д. В решенных примерах отражены изучаемые понятия и раскрыто их содержание. Практические работы способствуют активному использованию студентами полученных теоретических знаний в процессе самостоятельного решения заданий. Каждая глава пособия включает контрольные вопросы и задания, а также задачи с ответами решений в разделах по самостоятельной работе. В приложении содержатся справочные таблицы (включая короткопериодный и длиннопериодный варианты таблицы Д. И. Мен- делеева), сведения из которых необходимы для формулирования ответов на контрольные вопросы, решения примеров и задач. В пособии используются единицы физических величин в соответствии с Международной системой единиц (СИ) и номенклатура химических соединений в соответствии с Международной системой IUPAK (ИЮПАК). Учебное пособие составлено на основе многолетнего опыта работы кафедры неорганической химии Казанского национального исследовательского технологического университета и методических разработок ее ведущих преподавателей и соответствует требованиям Федерального государственного образовательного стандарта высшего образования. Учебное пособие «Общая и неорганическая химия. Теория и практика» предназначено для студентов 1 курса, изучающих химию в технологических университетах и вузах. Е. Е. Стародубец подготовлены рисунки к данному пособию и написаны разделы «Дисперсные системы», «Коллигативные свойства растворов». 4
Г л а в а 1 СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Важнейшие понятия Ядерная модель атома, электронная оболочка, протоны, нейтроны, электроны. Атомный (порядковый) номер элемента, массовое число, изотопы. Квантование энергии, корпускулярно-волновой дуализм, принцип неопределенности В. Гейзенберга, волновая функция, атомная орбиталь. Квантовые числа (n, l, ml, ms), главное квантовое число, орбитальное квантовое число, магнитное квантовое число, магнитное спиновое квантовое число. Основное состояние атома. Электронная конфигурация (формула) атома, энергетическая диаграмма (схема). Принцип наименьшей энергии, правило В. М. Клеч- ковского, принцип Паули, правило Хунда. Периодический закон Д. И. Менделеева, структура Периодической системы, s-элементы, p-элементы, d-элементы, f-элементы. Периоды и семейства элементов, группы и подгруппы (главные, побочные) элементов, валентные электроны. Периодичность свойств, орбитальные радиусы атомов, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, лантаноидное сжатие. 1.1. ЯДЕРНАЯ МОДЕЛЬ АТОМА. ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА АТОМА Атом любого химического элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки. Линейный размер атома – порядка 10–10 м, ядра –10–15 м. Атомное ядро химического элемента содержит положительно заряженные частицы – протоны (р) и незаряженные частицы – нейтроны (n). Числу протонов N(p) соответствует атомный (порядковый) номер Z химического элемента в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Число нейтронов N(n) в ядре: N(n) = А – N(p),
где N(p) – число протонов в ядре; А – массовое число химического элемента. Символ химического элемента Э Z A отражает название, атомный номер Z и массовое число А элемента. Атом – электронейтральная частица, поскольку число электронов N(е) равно числу протонов N(p): N(е) = N(p). Атомы одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называют изотопами. Например, атом водорода имеет три изотопа: H 1 1 (1p), H(1p, 1n), 1 2 H (1p, 2n) 1 3 . Основные характеристики микрочастиц (протона, нейтрона, электрона), образующих атом, приведены в табл. 1.1. Таблица 1.1 Сведения о некоторых микрочастицах Физические параметры микрочастиц Протон (р) Электрон (e) Нейтрон (n) Заряд, Кл 1,602· 10–19 1,602· 10–19 0 Относительный заряд +1 –1 0 Масса покоя, кг 1,673∙10–27 9,109∙10–31 1,675∙10–27 Относительная масса, а.е.м. 1 1/1840 1 1.2. ОСНОВНЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ КВАНТОВОЙ МЕХАНИКИ Современная теория строения атома основана на представлениях квантовой механики о квантовании энергии, двойственной природе микрообъектов (корпускулярно-волновом дуализме) и вероятностном подходе к описанию микрообъектов. Квантование энергии. В 1900 году немецкий физик Макс Планк предположил, что энергия поглощается или испускается веществом порциями, зависящими от длины волны или частоты излучения.
Величина наименьшей порции энергии (квант энергии) связана с частотой электромагнитного излучения соотношением E = hν, где h – постоянная Планка (6,626·10–34 Дж·с); ν = c λ ⁄ – частота, с–1; λ – длина волны излучения, нм; c – скорость света в вакууме (3,0 ∙108 м/с). Корпускулярно-волновой дуализм. В 1924 году французский физик Луи де Бройль высказал идею, что любые частицы вещества при движении проявляют волновые свойства. Единство корпускулярной и волновой природы выражается соотношением λ = h mυ , где m и υ – соответственно масса и скорость частицы; λ – длина волны; h – постоянная Планка. Предположение Луи де Бройля позже было подтверждено экспериментально обнаружением дифракции электронов. Принцип неопределенности В. Гейзенберга. В 1927 году немецким физиком Вернером Гейзенбергом был сформулирован принцип неопределенности, согласно которому невозможно одновременно с одинаковой точностью определить координату микрочастицы и ее импульс. Математически принцип неопределенности выражается соотношением ∆x∙∆px ≥ ħ, где ∆x – неопределенность координаты; ∆px – неопределенность проекции импульса на ось x; ħ = h 2π ⁄ – приведенная постоянная Планка. Из двойственной природы электрона и принципа неопределенности следует, что движение в микромире не связано с определенной траекторией. Волновые свойства электрона описывают, используя волновую функцию ψ (пси). Вероятность нахождения электрона в данной точке пространства определяют из квадрата волновой функции ψ2. Величина ψ2dV представляет собой вероятность нахождения электрона в элементе объема dV. Область пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно пребывание электрона, называют атомной орбиталью (АО).
1.3. КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА В квантовой механике каждая атомная орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами: n, l, ml. Главное квантовое число n принимает целочисленные значения: n = 1, 2, 3, 4, ... , и характеризует энергию электрона данного уровня n, размер атомной орбитали уровня n (чем больше значение n, тем больше размер орбитали). Кроме того, главное квантовое число определяет номер энергетического уровня, а также число подуровней (n), совпадающее с номером энергетического уровня n. Для атома водорода энергию электрона при различных значениях n рассчитывают по уравнению Е = me4 8ε0 2h2 ( 1 n2) = – k( 1 n2), где m – масса электрона; е – заряд электрона; ε0 – электрическая постоянная; h – постоянная Планка; n – главное квантовое число; k – постоянная. Для 1 моль электронов с учетом постоянной Авогадро (NA = 6,022 · 1023 моль–1) значение k = 1312 кДж/моль. Постоянная k принимает также следующие значения: k = 13,6 эВ; k = 2,18 · 10–18 Дж. Отрицательный знак энергии электрона означает устойчивость его состояния. Более отрицательному значению энергии отвечает более устойчивое состояние электрона. Минимальной энергией обладает электрон в состоянии n = 1, которое является наиболее устойчивым и называется основным состоянием. Возбужденному состоянию соответствуют значения n = 2, 3, 4, … . Орбитальное квантовое число l принимает целые положительные значения в интервале от 0 до (n – 1): l = 0, 1, 2, 3, ... , (n – 1) и характеризует форму орбитали и энергию подуровня. Для орбитального квантового числа используют буквенные обозначения: Орбитальное квантовое число l….. 0 1 2 3 4 5 Обозначение………………………. s p d f g h Первые четыре обозначения связаны с названием спектральных линий в атомах. Буквы s, p, d, f – первые буквы английских слов sharp (резкий), principal (главный), diffuse (диффузный), fundamental
(основной). Остальные обозначения указываются в алфавитном порядке. Каждому значению главного квантового числа n соответствует n значений числа l. При n = 1 орбитальное квантовое число l принимает одно значение (l = 0), и на первом энергетическом уровне возможен один вид орбитали – s (s-подуровень). При n = 2 орбитальное квантовое число принимает два значения (l = 0, 1), и на втором энергетическом уровне возможны два вида орбиталей – s и p (два подуровня: s- и p-). При n = 3 орбитальное квантовое число принимает три значения (l = 0, 1, 2), и на третьем энергетическом уровне возможны три вида орбиталей – s, p, d (три подуровня: s-, p- и d-) и т. д. Каждой орбитали соответствует определенная форма: s-орбитали – сфера, р-орбитали – гантель, d- и f-орбитали – более сложная форма (рис. 1.1). s p𝑥 p𝑦 p𝑧 dz2 dx2–y 2 d𝑥𝑦 d𝑦𝑧 d𝑥𝑧 Рис. 1.1. Графическое изображение атомных орбиталей (со знаками волновых функций) и их обозначения
В обозначении орбитали указывают номер энергетического уровня (1, 2, 3, 4 и т. д.) и буквенное обозначение подуровня (s-, p-, d-, f- и т. д.). Таким образом, запись 2s следует понимать как обозначение состояния электрона, характеризующегося n = 2 и l = 0, а запись 3d – как обозначение состояния электрона, характеризующегося n= 3 и l = 2. Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию орбиталей относительно атомного ядра. Нижний индекс у магнитного квантового числа ml подчеркивает его зависимость от l. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения между +l и –l, включая ноль. Каждому конкретному значению орбитального квантового числа l отвечают (2l+1) значений магнитного квантового числа ml. Другими словами, каждому подуровню с определенным значением l соответствуют (2l+1) орбиталей с одинаковой энергией (табл. 1.2). Таблица 1.2 Зависимость числа значений магнитного квантового числа от орбитального квантового числа Значение l Значения ml Число значений ml Число орбиталей на подуровнях l = 0 ml = 0 одно значение ml s-подуровень состоит из одной s-орбитали l = 1 ml = +1, 0, –1 три значения ml p-подуровень состоит из трех р-орбиталей l = 2 ml = +2, +1, 0, –1, –2 пять значений ml d-подуровень состоит из пяти d-орбиталей l = 3 семь значений ml f-подуровень состоит из cеми f-орбиталей ml = +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3 Орбитали с одинаковой энергией называют вырожденными. В соответствии с этой терминологией s-орбиталь – однократно вырожденная, p-орбиталь – трехкратно вырожденная, d-орбиталь – пятикратно вырожденная.
Доступ онлайн
500 ₽
В корзину