Тема 2. Будова атомів. Періодичний закон і періодична система Д. І. Менделєєва

 

Поняття про двоїсту корпускулярно-хвильову природу електронів. Квантово-механічна модель атома: квантові числа, атомні орбіталі. Принципи розподілення електронів по атомних орбіталях: принцип найменшої енергії (правила Клечковського), принцип Паулі, правило Гунда. Електронні формули атомів елементів; s -, p -, d -, f -елементи. Періодичнийзакон Д.І. Менделєєва. Структура періодичної системи та періодичність зміни властивостей елементів з точки зору електронної будови атомів. Валентність елементів у нормальному та збудженому станах. Енергія іонізації та спорідненість до електрона як характеристики металічних і неметалічних властивостей елементів. Визначення хімічних властивостей елементів згідно з їх положенням у періодичній системі. Значення періодичного закону.

 

Тема 3. Хімічний зв’язок і будова молекул. Твердий стан речовин

 

Природа хімічного зв’язку. Енергія та довжина зв’язку. Типи хімічного зв’язку. Електронегативність. Ковалентний зв’язок та його властивості: насиченість, напрямленість, полярність. Ефективний заряд атомів. Механізми утворення ковалентного зв’язку. Способи перекривання атомних орбіталей:s- та p-зв’язки. Кратний зв’язок. Гібридизація атомних орбіталей. Іонний зв’язок та його властивості.

Просторова будова молекул. Валентні кути. Типи ковалентних молекул: полярні та неполярні молекули. Електричні моменти диполів молекул.

Міжмолекулярна взаємодія: орієнтаційна, індукційна, дисперсійна. Водневий зв’язок. Енергія міжмолекулярної взаємодії.

Типи кристалічних решіток. Поняття про металічний зв’язок. Залежність фізичних властивостей речовини у кристалічному стані від характеру зв’язку між частинками кристалічної решітки.

Тема 4. Елементи хімічної термодинаміки

 

Предмет хімічної термодинаміки. Поняття ентальпії. Тепловий ефект реакції. Термохімія. Особливості термохімічних рівнянь реакцій. Стандартна ентальпія утворення простих речовин і хімічних сполук. Закон Гесса та наслідки з нього. Термохімічні розрахунки.

Поняття ентропії. Другий та третій закони термодинаміки. Стандартна ентропія. Зміна ентропії при фазових перетвореннях і під час хімічних реакцій.

Енергія Гіббса. Стандартна енергія Гіббса утворення простих речовин і хімічних сполук. Зміна енергії Гіббса при хімічних реакціях. Термодинамічна умова можливості довільного перебігу реакції. Вплив температури на напрямок перебігу реакції.

Тема 5. Хімічна кінетика та хімічна рівновага

 

Гомогенні та гетерогенні реакції. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин, закон діючих мас. Константа швидкості реакції, її фізичний зміст. Швидкість гетерогенних реакцій. Енергія активації. Вплив температури на швидкість реакцій. Правило Вант-Гоффа. Ланцюгові реакції. Каталіз.

Оборотні реакції. Хімічна рівновага. Константа рівноваги, її зв’язок з енергією Гіббса. Вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу. Принцип Ле Шательє.

 

Тема 6. Загальні властивості розчинів. Розчини електролітів

Загальна характеристика розчинів. Способи вираження концентрації розчину, їх взаємозв’язок.

Електролітична дисоціація, її причини. Ступінь дисоціації, залежність його від концентрації електролітута температури. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації слабких електролітів. Закон розведення Оствальда.

Класифікація електролітів за характером іонів, що утворюються при дисоціації: кислоти, основи, амфотерні гідроксиди, солі. Дисоціація води. Водневий показник.

Реакції обміну в розчинах електролітів, умови їх перебігу. Правила складання іонно-молекулярних рівнянь реакцій.

Тема 7. Окисно-відновні реакції

 

Ступінь окиснення. Поняття про окисно-відновні реакції. Процес окиснення. Процес відновлення. Окисники та відновники. Правило електронного балансу. Основні типи окисно-відновних реакцій: реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення, внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення, самоокиснення-самовідновлення.

 

Тема 8. Електрохімічні процеси

 

Предмет електрохімії. Електродні потенціали. Рівняння Нернста. Типи електродів: металеві, газові, окисно-відновні. Стандартний водневий електрод. Ряд стандартних електродних потенціалів. Гальванічні елементи. Електродні процеси та струмоутворюючі реакції. Електрорушійна сила гальванічного елемента.

Електроліз. Анодне окиснення та катодне відновлення. Електроліз розплавів і розчинів речовин з нерозчинними та розчинними анодами. Закони електролізу. Промислове застосування електролізу.

Корозія металів і сплавів. Класифікація корозійних процесів. Електрохімічна корозія. Захист металів од корозії: антикорозійне легування металів; металеві та неметалеві покриття; електрохімічні методи захисту - протекторний, катодний; зміна корозійного середовища.

 

Тема 9. Хімічні властивості металів

 

Електронна будова атомів металів. Відновні властивості металів. Взаємодія металів із водою, розчинами лугів і кислотами.

Оксиди та гідроксиди металів, їх хімічний характер. Застосування металів у техніці та промисловості.

 

ІІ. КОНТРОЛЬНІ ЗАДАЧІ

Загальні вказівки

Навчально-методичний посібник призначено для студентів заочної форми Міжрегіонального Інституту Підвищення Освіти (МІПО) НТУУ “КПІ”. Їх метою є надання допомоги студентам при самостійній роботі над курсом хімії.

Для засвоєння курсу хімії студент повинен використовувати навчальну літературу та керуватися програмою, наведеною у навчально-методичному посібнику. Вивченню навчального матеріалу допоможе стисле викладення окремих розділів курсу та приклади розв’язання типових задач.

За матеріалом програми курсу студенти складають іспит. До іспиту допускаються студенти, які виконаливсі лабораторні роботи, своєчасно підготували контрольне завдання та захистили його під час співбесіди з викладачем. Розв’язання задач контрольних завдань слід оформити в окремому зошиті. Для зауважень рецензента потрібно залишити поля.

При надісланні контрольного завдання студент має вказати прізвище, ім’я, по батькові, адресу, номер варіанта, дату виконання, а також підписати завдання.

Варіант контрольного завдання вказує викладач. Контрольне завдання, що виконане не за своїм варіантом, викладач не рецензує.

Номери та умови задач слід розташовувати у послідовності, що відповідає їх переліку в завданні.

Завдання складається з 12 задач і запитань. Умови задач необхідно переписувати. Для розв’язання задач слід використовувати дані з таблиць, які наведені у додатку. Розв’язки та відповіді на запитання мають бути стислими, але обґрунтованими. Необхідно наводити всі математичні розрахунки. Запис формул і рівнянь реакцій обов’язковий. Для перших 25-ти варіантів номер задач за кожним розділом співпадає з номером варіанту. Наприклад: якщо варіант 1, то потрібно розв’язувати задачі за номером 1 у кожному розділі; якщо варіант 7, всі задачі за номером 7 тощо. Розподіл задач для варіантів 26 – 75 наведено у таблиці на стор. 9.

НОМЕРИ ЗАДАЧ ЗА ВАРІАНТАМИ ТА РОЗДІЛАМИ
№ вар.	Номери розділів
1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12
26 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 27 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 28 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 29 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 30 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 31 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 32 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 33 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 34 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 35 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 36 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 37 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 38 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 39 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 40 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 1 41 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 1 2 42 17 18 19 20 21 22 23 24 25 1 2 3 43 18 19 20 21 22 23 24 25 1 2 3 4 44 19 20 21 22 23 24 25 1 2 3 4 5 45 20 21 22 23 24 25 1 2 3 4 5 6 46 21 22 23 24 25 1 2 3 4 5 6 7 47 22 23 24 25 1 2 3 4 5 6 7 8 48 23 24 25 1 2 3 4 5 6 7 8 9 49 24 25 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 50 25 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 51 24 23 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13 52 23 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13 12 53 22 21 20 19 18 17 16 15 14 13 12 11 54 21 20 19 18 17 16 15 14 13 12 11 10 55 20 19 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 56 19 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 57 18 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 58 17 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 59 16 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 60 15 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 61 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 62 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 63 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 64 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 25 65 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 25 24 66 9 8 7 6 5 4 3 2 1 25 24 23 67 8 7 6 5 4 3 2 1 25 24 23 22 68 7 6 5 4 3 2 1 25 24 23 22 21 69 6 5 4 3 2 1 25 24 23 22 21 20 70 5 4 3 2 1 25 24 23 22 21 20 19 71 4 3 2 1 25 24 23 22 21 20 19 18 72 3 2 1 25 24 23 22 21 20 19 18 17 73 2 1 25 24 23 22 21 20 19 18 17 16 74 1 25 24 23 22 21 20 19 18 17 16 15 75 25 24 23 22 21 20 19 18 17 16 15 14

ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ ХІМІЇ

Короткі теоретичні відомості

Атоми та молекули мають дуже малі абсолютні маси, які неможливо вимірити ніякими технічними пристроями. Тому в хімії та фізиці використовують так звані відносні атомні та молекулярні маси - А_r (Х) і М_r (Х) відповідно (Х – хімічна формула речовини). За одиницю вимірювання при цьому береться маса 1/12 атома Карбону (ізотопу С¹²). Отже, відносна атомна або молекулярна маса показує, у скільки разів абсолютна маса даної частинки m ₀ більша за масу 1/12 атома Карбону:

A_r (X) або M_r (X) = .

Наприклад, A_r (С) = 12, A_r (О) = 16, A_r (Н) = 1 тощо.

Відносні атомні та молекулярні маси розмірності не мають. Відносна молекулярна маса дорівнює сумі відносних атомних мас елементів з урахуванням кількості атомів цих елементів у молекулі, наприклад:

M_r (О₂) = 2 × 16 = 32;

M_r (СО) = 12 + 16 = 28;

M_r (СО₂) = 12 + 2 × 16 = 44;

M_r (CH₄) = 12 + 4 × 1 = 16.

Речовина вимірюється її кількістю. Під кількістю речовинирозуміють певне число окремих частинок цієї речовини (атомів, молекул, іонів тощо) - N, або N (X). Але так робити кількісні розрахунки незручно, тому введено спеціальну одиницю кількості - 1 моль, який містить так зване число Авогадро частинок - N_А» 6,02 × 10²³ моль^-1. Абсолютна маса числа Авогадро (тобто одного моля) атомів Карбону дорівнює 12 грамам. Тоді маси одного моля атомів Оксигену, молекул O₂, СО, СО₂ і CH₄ дорівнюють 16, 32, 28, 44 і 16 грамам відповідно.

Маса одного моля речовини називається молярною масою. Вона позначається літерою М, або М (Х), і має розмірність г /моль. Чисельно молярна маса дорівнює відносній молекулярній масі. Кількість молів (або просто кількість) речовини позначають n, або n (X). Для певної маси будь-якої речовини m (X) кількість речовини дорівнює:

n (x) = = ,

а абсолютна маса однієї молекули цієї речовини

m ₀(Х) = .

Наприклад, для Карбону m ₀(С) = 12/(6,02 × 10²³)» 1,99 × 10^-23 г.

При розв’язанні типових задач за цією темою потрібно знати універсальний закон, що діє для газів – закон Авогадро: у рівних об’ємах різних газів, взятих за однакових умов (тиск р і температура Т), міститься однакова кількість молекул.

Наслідки з цього закону:

1. 1 моль будь-якого газу за нормальних умов (р = 1,013 × 10⁵ Па; Т = 273 К) займає об’єм 22,4 літри. Цей об’єм називають молярним об’ємом газу. Він позначається V_М, або V_М (Х), і має розмірність л/моль. Кількість газоподібної речовини через молярний об’єм дорівнює:

n (x) = .

2. Відносна густина одного газу (Х) за іншим (Y), D_Y (X), - це відношення мас рівних об’ємів цих газів, взятих за однакових умов, або відношення їх молярних мас:

D_Y (X) = .

Приклад 1. Маса 5,6 л (н. у.) деякого газу дорівнює 10 г. Обчисліть для цього газу молярну та відносну молекулярну маси, масу однієї молекули у грамах, кількість речовини та кількість молекул у цьому об’ємі.

Розв’язання. Складаємо пропорцію та знаходимо кількість молів газу:

V_М - 1 моль

V - х,

звідки х = n = = = 0,25 (моль).

Знаючи кількість речовини, розраховуємо молярну масу:

М = = 40 (г /моль).

Відносна молекулярна маса газу чисельно дорівнює молярній масі:

М_r = 40.

Абсолютна маса однієї молекули:

m ₀ = = 6,66 × 10^-23 (г).

Кількість молекул:

N = nN_A = 0,25 × 6,02 × 10²³ = 1,505 × 10²³.

При розв’язанні багатьох задач треба вміти робити розрахунки згідно з рівняннями хімічних реакцій. При цьому необхідно знати, що коефіцієнти перед формулами речовин у рівнянні (т. з. стехіометричні коефіцієнти) дають кількісні (мольні) співвідношення реагентів і продуктів реакції. Наприклад, у реакції 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂ на кожні 2 моль Al витрачається 6 моль HCl. При цьому утворюється 2 моль AlCl₃ і 3 моль H₂.

Приклад 2. Для наведеної вище реакції розрахувати масу хлориду алюмінію AlCl₃ і об’єм водню Н₂ (н. у.), якщо у реакції беруть участь 5,4 г алюмінію.

Розв’язання. A_r (Al) = 27, M_r (AlCl₃) = 106,5. Згідно з рівнянням реакції 1 моль (тобто 27 г) Al відповідає 1 моль (або 133,5 г) AlCl₃. Тому складаємо пропорцію:

27 г Al - 133,5 г AlCl₃

5,4 г - х,

звідки х = m (AlCl₃) = = 26,7 (г).

Також діємо при розрахунку об’єму водню:

2 × 27 г Al - 3 × 22,4 л H₂

5,4 г - у,

звідки у = V (H₂) = = 6,72 (л).

Задачі

1. Маса молекули деякої речовини становить 1,2×10^-25 к г. Чому дорівнюють відносна молекулярна та молярна маси цієї речовини? Яку кількість містить 1 к г цієї речовини?

2. Маса 1×10^-3 м³ газу (н.у.) дорівнює 1,175×10^-3 к г. Розрахуйте молекулярну масу газу і масу однієї його молекули. Яке число молекул газу знаходиться у даному об’ємі?

3. Чому дорівнюють молекулярна, молярна маси та маса однієї молекули СО₂? Який об’єм СО₂ (н.у.) утвориться при згорянні 1,2×10^-2 к г вуглецю? Яке число молекул цього газу буде знаходитись у цьому об’ємі?

4. Порівняйте число молекул, які містяться у 4 к г кожного з газів: СО₂ і NO₂. Визначте кількості цих речовин і об’єми, що займають гази за н.у.

5. Маса 8,7×10^-5 м³ газу при 62 °С і тиску 1,01×10⁵ Па дорівнює 2,4×10^-4 к г. Розрахуйте молекулярну масу речовини і масу однієї його молекули.

6. Які об’єм і маса оксиду нітрогену (II) утворюються при взаємодії 5×10²⁰ молекул азоту з киснем? Чому дорівнюють молекулярна і молярна маси, маса однієї молекули NO?

7. Яка кількість речовини і скільки молекул містяться: а) 0,1 м³ водню (н.у.); б) 0,1 к г водню? Чому дорівнює маса однієї молекули Н₂?

8. В якій масі СО₂ міститься стільки ж молекул, скільки їх у 2,8×10^-3 к г СО? Які кількості речовин містяться у цих масах?

9. При розпіканні СаСО₃ масою 1 к г одержані СаО масою 0,56 к г і СО₂ об’ємом 0,224 м³ (н.у.). Чи підтверджують ці дані закон збереження маси речовин? Визначте число молекул і кількість речовини СО₂ у наведеному об’ємі?

10.Чому дорівнюють молярна маса та маса однієї молекули метану (СН₄)? Складіть рівняння реакції горіння метану на повітрі і розрахуйте об’єм і масу цього газу, якщо на його згоряння витрачено 112 л кисню.

11.Визначте масову частку домішок (%) у технічному цинку, якщо його наважка масою 20,4 г витісняє з соляної кислоти, взятої у надлишку, водень об’ємом 6,272 л (н.у.)? Яку кількість речовини становить указаний об’єм водню? Скільки молекул газу містяться у ньому?

12.Змішано рівні за масою (10 г) кількості газів: водню Н₂, метану СН₄ і азоту N₂. Розрахуйте об’єм (н.у.) газової суміші, масу одного її літру (н.у.), загальне число молекул усіх газів у 1 л суміші.

13.Для газоподібних азоту N₂ і оксиду карбону (II) CО визначити: а) співвідношення об’ємів рівних мас цих газів; б) маси 1 л газів; в) молярні маси і маси однієї молекули кожного з цих газів.

14. Маси 1 л наведених газів дорівнюють: а) ацетиленy - 1,17 г; б) гелію - 0,17 г; в) етану - 1,36 г. Визначте молекулярні, молярні маси і маси однієї молекули кожного газу. Використовуючи величину відносної густини одного газу за іншим, визначте, який газ важчий, а який - легший за повітря?

15.У три склянки з водою опущено по 1 граму металів: у першу - натрію, у другу - калію, у третю - кальцію. В якому випадку виділиться найбільша кількість водню? Розрахуйте кількість, масу та об’єм водню у цій реакції. Чому дорівнює маса однієї молекули Н₂?

16.Розрахуйте об’ємну частку оксиду карбону (II) СО у газовій суміші складу 3СО + 5N₂ + 2СО₂? Яка густина цієї суміші за повітрям?

17.Визначте масу 1 л газової суміші складу (н.у.): СО + 2N₂ (генераторний газ). Яка кількість молів і яке число молекул кожного газу знаходяться у цьому об’ємі?

18.Дана газова суміш складу 3СО + 7СО₂. Розрахуйте: а) середню молекулярну масу суміші; б) масу 1 л суміші (за н.у.); в) густину суміші за воднем; г) масу 10 л суміші (н.у.); д) об’єм 1 к г суміші (н.у.).

19.Газоподібна речовина масою 0,08 г займає об’єм 11,2 мл за н.у. Розрахуйте молярну, молекулярну маси та масу однієї молекули цього газу. Яка кількість молів речовини і яке число молекул знаходяться у цій масі газу?

20.Яка і в якому об’ємі (н.у.) знаходиться кількість молекулярного азоту (моль), якщо вона містить 1,2 × 10²² молекул? Розрахуйте масу цієї кількості газу.

21.В ємності змішано гази: СО₂, О₂ і N₂, маси яких відповідно становлять 11, 16 і 21 г. В яких об’ємних співвідношеннях змішано ці гази? Розрахуйте середню молекулярну масу цієї газової суміші та її густину за киснем.

22.При згорянні аміаку в кисні у присутності платинового каталізатора утворюються газоподібний оксид нітрогену (II) NO і водяний пар. У яких об’ємних і масових співвідношеннях реагують аміак і кисень? Розрахуйте кількість, масу та об’єм (н.у.) NO, який утворився, якщо прореагувало 10 л (н.у.) NH₃.

23.Відносна густина газу за воднем становить 8,5. Чому дорівнює молекулярна, молярна маси цього газу, маса однієї його молекули? Визначте кількість речовини (моль) і об’єм (н.у.), який займає 1,7 к г газу.

24.Двохвалентний метал масою 2 г витісняє з розчину хлоридної кислоти 1,12 л (н.у.) водню. Визначте, який це метал. Чому дорівнює маса водню, який утворився, скільки його молекул містяться у цьому об’ємі?

25.Маса молекули деякої речовини дорівнює 2×10^-22 г. Чому дорівнюють молекулярна та молярна маси цієї речовини? Скільки молекул містяться у 10 г речовини? Яку кількість молів це складає?

 

2. БУДОВА АТОМІВ. ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН ТА ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА