На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти готовые бесплатные и платные работы или заказать написание уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов по самым низким ценам. Добавив заявку на написание требуемой для вас работы, вы узнаете реальную стоимость ее выполнения.

Здравствуйте гость!

Задание № 1902

Наменование:

Контрольная для студентов заочного обучения технических направлений и специальностей

Предмет:

Химия

Бюджет:

0 руб.

Дата:

14.10.2010

Описание:

Нужен вариант 35

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К НАПИСАНИЮ И ОФОРМЛЕНИЮ КОН-ТРОЛЬНОЙ РАБОТЫ ПО ХИМИИ
При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования. Решение задач в контрольной работе должны быть четко обоснованы, за исключением тех случаев, когда по существу вопроса такая мотивировка не требуется, например, когда нужно составить электронную формулу атома, написать уравнение реакции и т.п.

Контрольная работа должна быть оформлена в соответствие с требования-ми:
• необходимо заполнить ТИТУЛЬНЫЙ ЛИСТ
• указать номер своей зачетной книжки и номер варианта контроль-ной работы по двум последним цифрам номера зачетной книжки;
• необходимо указать номера всех контрольных заданий своего ва-рианта (таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце пособия)
контрольная работа, выполненная не по своему варианту, пре-подавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная;
• номера и условия задач следует переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании;
• для замечаний рецензента надо оставлять широкие поля;
• писать следует четко и ясно ;
• в конце работы следует дать список использованной литературы с указанием года издания;
• работы должны быть датированы, подписаны студентом и представле-ны преподавателю на рецензирование.

Если контрольная работа не зачтена:
• ее нужно выполнить повторно в соответствии с указаниями рецензента и представить вместе с незачтенной работой;
• исправления следует выполнять в конце тетради, а не в рецензиро-ванном тексте.




ХИМИЯ

Методические указания, программа, решение
типовых задач и контрольные задания для
студентов заочного обучения технических
направлений и специальностей



















2007

Оглавление
Общие методические указания………………………………………..……………...4
Программа……………………………………………………………..…………..…..5
Литература……………………………………………………….…….………………8
Контрольные задания………………………………………….……………………...9
Таблица вариантов контрольных заданий……………………….…………………83
Приложение…………………………………………………………………………..86





















Общие методические указания
Изучение химии как общеобразовательной дисциплины направлено на расширение кругозора и формирование научного мировоззрения студентов. Кроме того, знание химии необходимо им для последующего усвоения ряда об-щетехнических и специальных дисциплин, а также для понимания возможно-стей, предоставляемых химией при решении конкретных технических задач.
В процессе изучения химии студенты получают современное научное представление о веществе как одном из видов материи, о механизмах и способах превращения одних веществ в другие. При этом они должны прочно усвоить ос-новные химические понятия, законы и теории, овладеть методологией химиче-ских расчетов, выработать навыки самостоятельного выполнения химических экспериментов и обобщения наблюдаемых явлений.
Основной вид учебных занятий студентов заочного обучения – самостоя-тельная работа над учебным материалом. В курсе химии она слагается из сле-дующих элементов: посещение лекций; изучение дисциплины по учебникам и учебным пособиям; индивидуальные консультации; выполнение контрольной работы; выполнение лабораторных работ и представление отчетов по ним; сдача экзамена по всему курсу.
Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с действую-щей программой и призвано помочь студентам заочного обучения при самостоя-тельном изучении курса. Приступая к работе над пособием, студенту рекоменду-ется внимательно ознакомиться с содержанием программы по каждой теме, по-сле чего приступить к изучению материала по предлагаемым в списке литерату-ры учебникам и учебным пособиям.
Каждый студент должен выполнить контрольную работу. В данном посо-бии приведено 100 вариантов контрольных заданий. Каждый студент выполняет контрольную работу своего варианта. Номер варианта определяется по двум по-следним цифрам номера студенческого билета. Например, номер студенческого билета 05040143, две последние цифры 43, им соответствует вариант контроль-ного задания 43. Таблица вариантов контрольных заданий приведена в конце по-собия.
К выполнению контрольной работы можно приступить только тогда, когда будет усвоена определенная часть курса и тщательно проработаны методические указания к решению типовых задач по соответствующей теме, приведенные в данном пособии. При оформлении контрольной работы необходимо придержи-ваться следующих правил:
– Контрольная работа должна быть выполнена в ученической тетради, на облож-ке которой необходимо указать ФИО и шифр.
– Работа должна быть написана ручкой разборчиво, без сокращений. На каждой странице следует оставлять поля для замечаний преподавателя.
– К каждой задаче необходимо списать ее условие, а затем дать краткий, но ис-черпывающий ответ. При решении задач нужно приводить весь ход решения и математические преобразования. В конце работы приводится список использо-ванной литературы, ставится дата и подпись.
– Контрольная работа может быть выполнена на компьютере на листах форма-та А4.
Получив прорецензированную контрольную работу, следует исправить ошибки с учетом замечаний рецензента. Если контрольная работа не зачтена, она должна быть выполнена повторно в соответствии с указанием преподавателя и представлена на рецензирование вместе с не зачтенной работой.
К сдаче экзамена допускаются студенты, которые выполнили контрольную работу, проделали лабораторные работы, предусмотренные программой, и пред-ставили отчеты по ним.

Программа
Настоящая программа по химии составлена в соответствии с Государст-венными образовательными стандартами высшего профессионального образова-ния по техническим направлениям и соответствует требованиям, предъявляемым к подготовке специалистов технических направлений и специальностей.
Введение
Химии как часть естествознания – наука о веществах и их превращениях. Понятие о материи, веществе и поле. Связь химии с другими науками. Значение химии в формировании мышления, в изучении природы и развитии техники.
1. Основные законы и понятия химии
Закон сохранения массы и энергии. Стехиометрические законы. Атомные и молекулярные массы. Количество вещества. Молярная масса и молярный объем

вещества. Эквивалент. Молярная масса эквивалентов. Закон эквивалентов.
2. Строение атома
Основные сведения о строении атома. Состав атомных ядер. Современное понятие о химическом элементе. Электронные оболочки атомов. Двойственная природа электрона. Уравнение де Бройля. Атомная орбиталь. Квантовые числа. Распределение электронов в многоэлектронных атомах. Принцип минимума энергии и правило Клечковского; принцип Паули; правило Хунда. Электронные конфигурации атомов и ионов. Основное и возбужденное состояние атомов.
3. Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева
Периодический закон и физический смысл периодичности. Структура пе-риодической системы элементов и ее связь с электронным строением атомов. s-, p-, d-, f- элементы. Периодические свойства элементов – энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Их изменение в периодах и груп-пах периодической системы. Окислительно-восстановительные свойства элемен-тов.
4. Энергетика и направление химических процессов
Тепловые эффекты химических реакций. Экзо- и эндотермические реак-ции. Внутренняя энергия и энтальпия. Стандартное состояние вещества. Термо-химия. Термохимические законы и уравнения. Энтальпия образования химиче-ских соединений. Энтропия и ее изменение при химических процессах. Энергия Гиббса и направление самопроизвольного протекания химических реакций.
5. Химическая кинетика и равновесие
Гомогенные и гетерогенные системы. Скорость химической реакции. Фак-торы, влияющие на скорость реакции. Зависимость скорости химической реак-ции от концентрации, закон действия масс. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа. Скорость реакции в гетерогенных системах. Ускорение химических реакций. Катализ гомогенный и гетерогенный. Необра-тимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.
6. Растворы
Определение и классификация растворов. Растворы электролитов и не-электролитов. Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, ос-нований, солей. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Ионно-молекулярные уравнения. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Гидролиз солей.
7. Окислительно-восстановительные реакции
Степень окисления элементов. Важнейшие восстановители и окислители. Окислительно-восстановительная двойственность. Составление уравнений окис-лительно-восстановительных реакций. Типы окислительно-восстановительных реакций.
8. Электродные потенциалы. Гальванические элементы
Равновесие на границе металл-раствор. Электродный потенциал. Стан-дартный водородный электрод. Ряд напряжений металлов. Уравнение Нернста. Химические источники электрического тока. Гальванические элементы. ЭДС гальванических элементов. Аккумуляторы.
9. Коррозия и защита металлов
Определение и классификация коррозионных процессов. Химическая кор-розия. Электрохимическая коррозия. Защита металлов от коррозии – легирова-ние, защитные неметаллические и металлические покрытия, электрохимическая защита. Изменение свойств коррозионной среды. Ингибиторы коррозии.
10. Электролиз
Электролиз как окислительно-восстановительный процесс. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Катодные и анодные процессы. Законы электролиза. Выход по току.

Примерный перечень лабораторных работ
1. Определение молярной массы эквивалентов металлов.
2. Определение теплоты реакции нейтрализации.
3. Скорость химических реакций.
4. Химическое равновесие.
5. Реакции обмена в растворах электролитов.
6. Гидролиз солей.
7. Окислительно-восстановительные реакции.
8. Коррозия и защита металлов.
9. Электролиз.
10. Химические свойства металлов.
Литература
1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. -728с.
2. Коровин Н. В. Общая химия. – М.: Высш. шк., 2000. -558с.
3. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. -240с.
4. Задачи и упражнения по общей химии. /Под ред. Н. В. Коровина. М.: Высш. шк., 2003. -255с.
5. Коровин Н. В., Мингулина Э. И., Рыжова Н. Г. Лабораторные работы по хи-мии. – М.: Высш. шк., 2001. -256с.

Контрольные задания
1. Эквивалент. Молярная масса эквивалентов.
Закон эквивалентов
Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или выделять один ион водорода в кислотно-основных или ионообменных реакциях или один электрон в окислительно-восстановительных реакциях. Под «реальной частицей» понимают реально су-ществующие соединения (КОН, H2SO4, Н2О), под «условной» – доли этих реаль-ных частиц (½H2SO4, 1/5KMnO4). Эквивалент так же, как атом, молекула, ион – безразмерная величина и его состав выражают с помощью химических формул и символов. Количество вещества эквивалентов измеряется в молях. Масса 1 моль эквивалентов называется молярной массой эквивалентов (Мэк) и выражается в г/моль.
Эквивалент (молярная масса эквивалентов) для одного и того же вещества может иметь различные значения в зависимости от того, в какую реакцию это вещество вступает. Эквивалент и Мэк рассчитываются неодинаково для кислот-но-основных и окислительно-восстановительных реакций.
Молярная масса эквивалентов вещества, участвующего в окислительно-восстановительной реакции, рассчитывается по формуле:
Мэк ,
где М – молярная масса вещества, nе– число электронов, присоединенных одной молекулой окислителя или отданных одной молекулой восстановителя.
Например, в окислительно-восстановительной реакции горения сероводо-рода 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 степень окисления серы изменяется от –2 (в H2S) до +4 (в SO2). Следовательно, молекула H2S теряет 6 электронов, т. е. одному электрону эквивалентна условная частица 1/6 молекулы H2S.
Э(H2S) = 1/6H2S, а Мэк(H2S) = .
У кислорода степень окисления меняется от 0 (в О2) до –2 (в SO2) и, так как в его молекуле содержится 2 атома, то число принятых электронов бу-дет равно 4. И, таким образом, одному электрону эквивалентна условная час-тица ¼ молекулы О2.
Э(О2) = ¼О2, а Мэк (О2) = .
Молярная масса эквивалентов кислоты или основания, участвующих в ки-слотно-основной реакции, рассчитывается по формуле
Мэк(кислоты, основания)= ,
где М – молярная масса кислоты или основания; n – для кислот – это число ато-мов водорода, замещенных в данной реакции на металл; n – для оснований – чис-ло гидроксильных групп, замещенных в данной реакции на кислотный остаток.
Например, в кислотно-основной реакции H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (1) оба ио-на водорода молекулы H2S замещаются на металл и, таким образом, одному иону водорода эквивалентна условная частица ½ H2S. В этом случае
Э (H2S) = ½ H2S, а Мэк (H2S) = .
В реакции H2S + NaOH = NaHS + H2O (2) в молекуле H2S на металл заме-щается только один ион водорода и, следовательно, одному иону эквива-лентна реальная частица – молекула H2S. В этом случае
Э(H2S) = H2S, а Мэк(H2S) = = 34 г/моль.
Э(NaOH) в реакциях (1) и (2) равен NaOH, так как в обоих случаях на ки-слотный остаток замещается одна гидроксильная группа. Мэк(NaOH) = 40 г/моль.
Молярная масса эквивалентов соли в реакциях обмена рассчитывается по формуле
Мэк(соли)= ,
где М – молярная масса соли; n – число ионов металла, участвующих в реакции от каждой молекулы; |c. o.| – абсолютное значение степени окисления иона ме-талла (о степени окисления см. стр. 55). Например, от каждой молекулы Al2(SO4)3 в реакции Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4 участвуют два иона алюминия, степень окисления которого+3. Отсюда,
Мэк[Al2(SO4)3]= = 57 г/моль, ЭAl2(SO4)3 равен 1/6 Al2(SO4)3.

Молярная масса эквивалентов оксида рассчитывается по формуле
Мэк(оксида)= ,
где М – молярная масса оксида; n – число катионов соответствующего оксиду основания или число анионов соответствующей оксиду кислоты; |c.o.| – абсо-лютное значение степени окисления катиона или аниона.
В реакции P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2 эквивалент P2O5, образующего два трехзаряд-ных аниона (РО4)3-, равен 1/6 P2O5, а Мэк(P2O5) = г/моль. Экви-валент СаО, дающего один двухзарядный катион ( ) равен ½ СаО, а Мэк (СаО) = = 28 г/моль.
Чтобы определить молярную массу эквивалентов элемента в соединении, можно воспользоваться формулой
Мэк (эл-та) = ,
где МА – молярная масса элемента; |c.o.| – абсолютное значение степени окисле-ния элемента. Например, молярные массы эквивалентов фосфора в соединениях РН3, Р2О3 и Р2О5 соответственно равны: 31 / 3 = 10,3 г/моль; 31 / 3 = 10,3 г/моль; 31 / 5 = 6,2 г/моль, а эквивалент фосфора в соединениях РН3 и Р2О3 равен 1/3 Р, в соединении Р2О5 – 1/5 Р.
Нужно также иметь в виду, что молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме молярных масс эквивалентов составляющих его частей.
Так, Мэк(РН3) = Мэк(Р) + Мэк(Н) = 10,3 + 1 = 11 г/моль;
Мэк(Р2О3) = Мэк(Р) + Мэк(О) = 10,3 + 8 = 18,3 г/моль;
Мэк(Р2О5) = Мэк(Р) + Мэк(О) = 6,2 + 8 = 14,2 г/моль.
Закон эквивалентов: массы реагирующих друг с другом веществ прямо пропорциональны молярным массам их эквивалентов.

Поделив массу каждого вещества на молярную массу его эквивалентов, получим число молей эквивалентов (υ): , или υ1= υ2.
Для реакции A + B = C + D должно выполняться соотношение υA=υB=υC=υD, т.е. число молей эквивалентов участвующих в реакции веществ равны между собой.
Если одно из реагирующих веществ находится в газообразном состоянии, закон эквивалентов удобно представить в виде
,
где Vэк – объем одного моля эквивалентов газа. Для вычисления объема моля эк-вивалентов газа необходимо знать число молей эквивалентов (υ) в одном моле газа: υ = . Так, М(Н2) = 2 г/моль; Мэк(Н2) = 1 г/моль. Следовательно, в одном моле молекул водорода Н2 содержится υ = 2/1 = 2 моль эквивалентов водорода. Как известно, моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) (Т=273 К, р=101,325 кПа) занимает объем 22,4 л. Значит, моль водорода займет объем 22,4 л, а так как в одном моле водорода содержится 2 моль эквивалентов водоро-да, то объем одного моля эквивалентов водорода равен Vэк(Н2) = 22,4 / 2 = 11,2 л. Аналогично, М(О2) = 32 г/моль, Мэк (О2) = 8 г/моль. В одном моле молекул кисло-рода О2 содержится υ = 32 / 8 = 4 моль эквивалентов кислорода. Один моль экви-валентов кислорода занимает объем Vэк(О2) = 22,4 / 4 = 5,6 л.

Примеры решения задач
Пример 1.1. На восстановление 7,09 г оксида металла со степенью окисле-ния +2 требуется 2,24 л водорода (н. у.). Вычислите молярные массы эквивален-тов оксида и металла. Чему равна молярная масса металла?
Решение. Задача решается по закону эквивалентов. Так как одно из реаги-рующих веществ находится в газообразном состоянии, то удобно воспользовать-ся формулой ,
Напомним, что объем 1 моль эквивалентов водорода равен 11,2 л (н. у.), тогда
Мэк(ок) = г/моль.
Молярная масса эквивалентов химического соединения равна сумме мо-лярных масс эквивалентов составляющих его частей. Оксид – это соединение ме-
талла с кислородом, поэтому молярная масса эквивалентов оксида пред-
ставляет собой сумму Мэк (оксида) = Мэк (металла) + Мэк (кислорода).
Отсюда, Мэк (металла) = Мэк (оксида) – Мэк (кислорода) = 35,45 – 8 = 27,45 г/моль.
Молярная масса металла определяется из соотношения Мэк(металла) = , от-сюда МА = Мэк(металла)с.о. = 27,452 = 54,9 г/моль. Таким образом, Мэк(оксида) = 35,45 г/моль; Мэк (металла) = 27,45 г/моль; МА(металла) = 54,9 г/моль.
Пример 1.2. При взаимодействии кислорода с азотом получено 4 моль эк-вивалентов оксида азота (IV). Рассчитайте объемы газов, вступивших в реакцию при н. у.
Решение. По закону эквивалентов число молей эквивалентов вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции веществ равны между собой, т.е. υ(О2) = υ(N2) = υ(NO2). Так как получено 4 моль эквивалентов оксида азота (IV), то, следовательно, в реакцию вступило 4 моль эквивалентов О2 и 4 моль эквива-лентов N2.
Азот изменяет степень окисления от 0 (в N2) до +4 (в NО2) и, так как в его молекуле 2 атома, то вместе они отдают 8 электронов, поэтому Мэк(N2)= = =3,5 г/моль. Находим объем, занимаемый молем эквивалентов азота (IV):
28 г/моль N2 – 22,4 л
3,5 г/моль N2 – х
х = л.
Так как в реакцию вступило 4 моль эквивалентов N2, то их объем составляет V(N2) = 2,8•4 = 11,2 л. Зная, что моль эквивалентов кислорода при н. у. занимает объем 5,6 л, рассчитываем объем 4 моль эквивалентов О2, вступивших в реак-цию: V(O2) = 5,6·4 = 22,4 л.
Итак, в реакцию вступило 11,2 л азота и 22,4 л кислорода.
Пример 1.3. Определите молярную массу эквивалентов металла, если из 48,15 г его оксида получено 88,65 г его нитрата.
Решение. Учитывая, что Мэк(оксида) = Мэк(металла) + Мэк(кислорода), а Мэк(соли) = Мэк(металла) + Мэк(кислотного остатка), подставляем соответствующие данные в закон эквивалентов:
; ; Мэк(мет) = 56,2 г/моль.
Пример 1.4. Вычислите степень окисления хрома в оксиде, содержащем 68,42 % (масс.) этого металла.
Решение. Приняв массу оксида за 100%, находим массовую долю кисло-рода в оксиде: 100 – 68,42 = 31,58%, т.е. на 68,42 частей массы хрома приходится 31,58 частей массы кислорода или на 68,42 г хрома приходится 31,58 г кислоро-да. Зная, что молярная масса эквивалентов кислорода равна 8 г/моль, определим молярную массу эквивалентов хрома в оксиде по закону эквивалентов:
; Мэк(Cr)= г/моль.
Степень окисления хрома находим из соотношения
Мэк(Cr)= , отсюда |c. o.|= .

Контрольные вопросы
1. При взаимодействии 6,75 г металла с серой образовалось 18,75 г суль-фида. Рассчитайте молярные массы эквивалентов металла и его сульфида. Мо-лярная масса эквивалентов серы равна 16 г/моль. (Ответ: 9 г/моль; 25 г/моль).
2. Вычислите степень окисления золота в соединении состава: 64,9% золо-та и 35,1% хлора. Молярная масса эквивалентов хлора 35,45 г/моль. (Ответ: 3).
3. Вычислите молярные массы эквивалентов и эквиваленты Р2О5 в реакци-ях, идущих по уравнениям:
Р2О5 + 3MgO = Mg3(PO4)2 (1)
P2O5 + MgO = Mg(PO3)2. (2)
(Ответ: 23,7 г/моль; 71 г/моль; 1/6 Р2О5; 1/2 Р2О5).
4. Сколько молей эквивалентов металла вступило в реакцию с кислотой, если при этом выделилось 5,6 л водорода при нормальных условиях?
(Ответ: 0,5 моль).
5. На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты Н3РО3 израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите молярную массу эквивалентов кислоты.
(Ответ: 41 г/моль).
6. Определите молярную массу эквивалентов металла и назовите металл, если 8,34 г его окисляются 0,68 л кислорода (н. у.). Металл окисляется до степе-ни окисления +2. (Ответ: 68,7 г/моль).
7. Вычислите степень окисления свинца в оксиде, в котором на 1 г свинца приходится 0,1544 г кислорода. (Ответ: 4).
8. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Al(OH)3 в каж-дой из следующих реакций, выраженных уравнениями:
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O (1)
Al(OH)3 + 2HCl = AlOHCl2 + 2H2O (2)
Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O (3)
9. Для получения гидроксида железа (III) смешали растворы, содержащие 0,2 моль эквивалентов щелочи и 0,3 моль эквивалентов хлорида железа (III). Сколько граммов гидроксида железа (III) получилось в результате реакции? (Ответ: 7,13 г).
10. Из 1,3 г гидроксида металла получается 2,85 г его сульфата. Вычислите молярную массу эквивалентов этого металла. (Ответ: 9 г/моль).
11. При взаимодействии 22 г металла с кислотой выделилось при н. у. 8,4 л водорода. Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла. Сколько литров кислорода потребуется для окисления этого же количества металла?
(Ответ: 29,33 г/моль; 4,2 л.).
12. Вычислите степень окисления мышьяка в соединении его с серой, в ко-тором на 1 г мышьяка приходится 1,07 г серы. Молярная масса эквивалентов се-ры 16 г/моль. (Ответ: 5).
13. Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалентов Н3РО4 в каждой из следующих реакций, выраженных уравнениями:
Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О (1)
Н3РО4 + 2КОН = К2НРО4 + 2Н2О (2)
Н3РО4 + 3КОН = К3РО4 + 3Н2О. (3)
14. При взаимодействии водорода и азота получено 6 моль эквивалентов аммиака. Какие объемы водорода и азота вступили при этом в реакцию при нор-мальных условиях? (Ответ: 67,2 л; 22,4 л.)
15. При пропускании сероводорода через раствор, содержащий 2,98 г хло-рида металла, образуется 2,2 г его сульфида. Вычислите молярную массу эквива-лентов металла. (Ответ: 39 г/моль).
16. Молярная масса эквивалентов металла равна 56,2 г/моль. Вычислите
массовую долю металла в его оксиде. (Ответ: 87,54%).
17. Определите эквивалент и молярную массу эквивалентов азота, кисло-рода, углерода в соединениях NH3, H2O, CH4.
18. Рассчитайте молярную массу эквивалентов металла, если при взаимо-действии 7,2 г металла с хлором было получено 28,2 г соли. Молярная масса эк-вивалентов хлора равна 35,45 г/моль. (Ответ: 12,15 г/моль).
19. Рассчитайте молярную массу эквивалентов воды при реакции ее: а) с металлическим натрием; б) с оксидом натрия. (Ответ: 18 г/моль; 9 г/моль).
20. 0,43 г металла при реакции с кислотой вытеснили при н. у. 123,3 мл во-дорода. 1,555 г этого же металла вступают во взаимодействие с 1,415 г некоторо-го неметалла. Рассчитайте молярную массу эквивалентов неметалла.
(Ответ: 35,5 г/моль)

2. Строение атома
Атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него электронов. Заряд ядра атома численно равен поряд-ковому номеру элемента в периодической системе. Так как атом в целом элек-тронейтрален, то и число электронов, движущихся вокруг ядра атома, равно по-рядковому номеру. Например, порядковый номер натрия 11. Значит, заряд ядра атома натрия +11. Вокруг ядра размещается 11 электронов с общим отрицатель-ным зарядом –11. Все электроны атома образуют его электронную оболочку, строение которой определяет многие химические свойства элемента.
Электроны имеют двойственную природу: они обладают как свойствами частицы, так и волновыми свойствами. Для движущегося электрона невозможно указать его точное местоположение. Можно лишь определить вероятность на-хождения электрона в различных частях внутриатомного пространства. Область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона, называет-ся атомной орбиталью (АО).
Состояние электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n определяет энергию электрона в ато-ме и размер АО, т.е. удаленность электрона от ядра. Главное квантовое число n принимает значения целых чисел 1, 2, 3, 4… Совокупность электронов с одинаковым значением n называется энергетическим уровнем. Наименьшей энергией обладают электроны первого от ядра энергетического уровня (n=1); с увеличением n энергия электрона и его удаленность от ядра возрастает. Со-стояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия является минимальной, называется основ-ным или невозбужденным. Состояния с более высокими значениями энергии называются возбужденными. Энергетические уровни обозначают буквами:
Числовое значение n 1 2 3 4 5 6 7
Буквенное обозначение K L M N O P Q
Число энергетических уровней в атоме, находящемся в основном со-стоянии, равно номеру периода, в котором находится элемент.
На одном и том же энергетическом уровне могут находиться атомные ор-битали различной формы, отличающиеся друг от друга по энергии. Поэтому энергетические уровни разделяются на подуровни. Энергию электрона на поду-ровне и форму атомной орбитали характеризует орбитальное квантовое число l. Значение l зависит от главного квантового числа: l принимает значения от 0 до (n–1), т. е. 0, 1, 2, 3… (n–1). В пределах данного энергетического уровня совокуп-ность электронов, характеризующихся одинаковым значением l, называется энергетическим подуровнем. Подуровни обозначают буквами:
Орбитальное квантовое число l 0 1 2 3
Обозначение энергетического подуровня s p d f
Таким образом, при l=0, 1, 2, 3 электроны находятся соответственно на s-, p-, d-, f-подуровнях. Электроны различных подуровней называют s-, p-, d-, f-электронами. В этом случае говорят также о состояниях s-, p-, d-, f-электронов или s-, p-, d-, f-атомных орбиталях.
Число энергетических подуровней в уровне не должно превышать главное квантовое число n. Так, первый уровень (n=1) имеет один подуровень (s), второй уровень (n=2) – два подуровня (s и p), третий (n=3) – три (s, p, d), четвертый (n=4) – четыре (s, p, d, f). В оболочках атомов ныне известных элементов электроны за-страивают на каждом уровне не более четырех подуровней. Уровни O (n=5), P (n=6), Q (n=7) содержат по четыре подуровня. При данном значении главного квантового числа n наименьшей энергией обладают электроны s-подуровня, за-тем p-, d-, f-подуровней.
Каждый подуровень составлен из орбиталей, число которых определяется магнитными квантовым числом ml. Магнитное квантовое число ml определяет возможные ориентации орбитали в пространстве. Оно связано с орбитальным квантовым числом и может принимать целочисленные значения от –l до +l, включая ноль. Определенному значению l соответствует (2l+1) возможных зна-чений магнитного квантового числа. Число значений ml указывает на число атомных орбиталей в подуровне и число возможных направлений, по которым они могут ориентироваться в пространстве.
Для s-подуровня l=0 и потому ml имеет единственное значение: ml =0. Та-ким образом, на s-подуровне имеется единственная s-орбиталь и она расположе-на симметрично относительно ядра атома. Для p-подуровня l=1 и ml приобретает три значения: –1, 0, 1, т. е. р-подуровень имеет три р-орбитали и они ориентиро-ваны по трем осям координат. d-подуровень с l=2 имеет пять значений ml: –2, –1, 0, 1, 2 и, следовательно, пять d-орбиталей, которые ориентированы по пяти раз-ным направлениям. f-подуровень с l=3 имеет семь значений ml: –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3, т. е. семь f-орбиталей. Число ориентаций f-орбиталей равно семи.
Условно АО обозначают в виде квадрата (квантовой ячейки) . Соответст-венно для s-подуровня имеется одна АО , для p-подуровня – три АО, для d-подуровня пять АО, для f-подуровня семь АО.
Таким образом, электроны в атоме располагаются по энергетическим уровням, удаленность которых от ядра характеризуется значением главного квантового числа n; уровни состоят из подуровней, число которых для каждого уровня не превышает значение n; в свою очередь подуровень состоит из орбита-лей, количество которых задается числом значений магнитного квантового числа ml. Квантовые числа n, l, ml характеризуют орбиталь.
Кроме движения вокруг ядра, электрон вращается вокруг собственной оси. Это движение получило название «спин». Спиновое квантовое число ms харак-теризует два возможных направления вращения электрона вокруг собственной оси (по часовой стрелке или против). Спиновое квантовое число ms принимает два значения: +½ и –½. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками ↓↑.
Четыре квантовых числа n, l, ml, ms полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, ml, элек-троны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms. Но ms может иметь только два значения +½ и –½. Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направ-ленными спинами . Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n2, а на подуровне – как 2(2l+1). Максимальное число элек-тронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 2.1.
Таблица 2.1. Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях
Энерге-тический уровень Энерге-тический подуро-вень Возможные значе-ния магнитного квантового числа ml Число АО Максимальное число электронов
в поду-ровне в уровне на поду-ровне на уровне
K (n=1) s (l=0) 0 1 1 2 2
L (n=2) s (l=0)
p (l=1) 0
–1, 0, 1 1
3 4 2
6 8

M (n=3) s (l=0)
p (l=1)
d (l=2) 0
–1, 0, 1
–2, –1, 0, 1, 2 1
3
5 9 2
6
10 18

N (n=4) s (l=0)
p (l=1)
d (l=2)
f (l=3) 0
–1, 0, 1
–2, –1, 0, 1, 2
–3, –2, –1, 0, 1, 2, 3 1
3
5
7 16 2
6
10
14 32

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому элек-троны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского: уве-личение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+l), а при равной сумме (n+l) – в порядке возрастания n.
Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуров-ням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией. При запи-си электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозна-чают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) – буквами s, p, d, f. Число электронов в подуровне обозначается цифрой, которая записыва-ется вверху у символа подуровня. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид: 16S 1s22s22p63s23p4, а ванадия 23V 1s22s22p63s23p63d34s2.
Химические свойства атомов определяются, в основном, строением на-ружных энергетических уровней, которые называются валентными. Полностью завершенные энергетические уровни в химическом взаимодействии не участву-ют. Поэтому часто для краткости записи электронной конфигурации атома их обозначают символом предшествующего благородного газа. Так, для серы: [Ne]3s23p4; для ванадия: [Ar]3d34s2. Одновременно сокращенная запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.
В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в послед-нюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f-элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняет-ся s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами. У s-элементов ва-лентными являются s-электроны внешнего энергетического уровня. У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня. У них ва-лентные электроны расположены на p- и s-подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s-электроны внешнего и d-электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.
Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графиче-ским изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Поря-док размещения электронов в пределах одного подуровня определяется прави-лом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их сум-марный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.
16S 23V
Суммарный спин р-электронов третьего энергетического уровня атома серы ра-вен ms = ½ – ½ + ½ + ½ = 1; d-электронов атома ванадия – ms = ½ + ½ + ½ = 3/2.
Часто изображают графически не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны, например
16S…3s2 3p4 ; 23V…3d34s2
При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбу-жденном состоянии наряду с заполненными изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеет-ся одна s-АО, три р-АО и пять d-АО. И электронная конфигурация атома фосфо-ра в основном состоянии имеет вид:
15Р… 3s2 3p3
Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание элек-тронов состояния 3s и один из электронов с s-подуровня может перейти на d-подуровень:
Р*… 3s2 3p3 3d1
При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl3) в основном состоянии до пяти (РCl5) в возбужденном состоянии.

Примеры решения задач
Пример 2.1. Запишите электронную конфигурацию атома титана. Сколько свободных d-орбиталей содержится на предвнешнем энергетическом уровне Тi?
Решение. Порядковый номер титана (Ti) в периодической системе 22. Следовательно, положительный заряд ядра равен +22 и столько же электронов в атоме титана. Поскольку титан находится в 4 периоде, электроны располагаются

на 4-х энергетических уровнях следующим образом: 22Ti 2е, 8е, 10е, 2е. Запись электронной конфигурации атома титана по уровням и подуровням имеет вид: 1s22s22p63s23p63d24s2.
В соответствии с правилом Хунда электроны на d-подуровне у атома тита-на располагаются следующим образом: .
Очевидно, что на предвнешнем энергетическом уровне атома титана со-держится три свободные d-орбитали.
Пример 2.2. Возможно ли наличие в атоме двух электронов с одинаковы-ми значениями трех квантовых чисел: l, ml, ms? Приведите примеры.
Решение. Да, возможно, это не противоречит принципу Паули. Два элек-трона, характеризующиеся одинаковыми значениями трех квантовых чисел l, ml, ms, должны отличаться главным квантовым числом n. Например, в атоме фтора, электронная конфигурация которого 1s22s22p5, для электронов 1s1 и 2s1 кванто-вые числа будут иметь следующие значения:
Для 1s1 n = 1, l = 0, ml = 0, ms = ½.
Для 2s1 n = 2, l = 0, ml = 0, ms = ½.
Пример 2.3. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше 5d или 6s; 4f или 6p?
Решение. Последовательность заполнения орбиталей осуществляется в со-ответствии с правилом Клечковского и определяется суммой (n+l). Для подуров-ня 5d сумма (n+l) равна (5+2) = 7, для подуровня 6s (6+0) = 6. В первую очередь заполняются орбитали с меньшей энергией, следовательно, вначале заполняется 6s, потом 5d. Для подуровней 4f и 6р сумма (n+l) одинакова (4+3) = 7 и (6+1) = 7. При одинаковом значении суммы (n+l) раньше заполняется подуровень с мень-шим n, следовательно, 4f.
Пример 2.4. Запишите электронную конфигурацию ионов Fe3+ и S2–.
Решение. Электронная конфигурация атома железа 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2. Если атом железа отдаст три электрона, он превратится в ион: Fe0 – 3e → Fe3+. В первую очередь атом отдает электроны с более высокого энергетического уровня и подуровня. Электронная конфигурация ионов Fe3+ имеет вид 1s22s22p63s23p63d54s0. Электронная конфигурация атома серы 16S 1s22s22p63s2 3p4. Приняв два электрона S0 + 2e → S2–, атом серы превращается в ион S2–, электронная конфигурация которого 1s22s22p63s23p6.
Пример 2.5. Охарактеризуйте квантовыми числами электроны состояния 3р3.
Решение. Изобразим графически распределение электронов состояния 3р3: . Каждый электрон в атоме характеризуется набором четырех кванто-вых чисел: n, l, ml, ms. Главное квантовое число n обозначается арабской цифрой. Для указанных электронов главное квантовое число n равно 3. Электроны нахо-дятся на р-подуровне, следовательно, для всех трех электронов l=1. Три электро-на находятся на разных орбиталях, которые ориентированы по трем разным на-правлениям. Ориентацию АО в пространстве определяет магнитное квантовое число ml, значение которого зависит от орбитального квантового числа l. Если l=1, ml принимает значение –1, 0, 1 (значение ml указано под каждой орбиталью). Спиновое квантовое число ms принимает значения +½ и –½. Таким образом, электроны состояния 3р3 характеризуются следующими квантовыми числами:
n = 3, l = 1, ml = –1, ms = ½ (или –½)
n = 3, l = 1, ml = 0, ms = ½ (или –½)
n = 3, l = 1, ml = 1, ms = ½ (или –½)

Контрольные вопросы
21. Запишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковы-ми номерами 17 и 28. Покажите распределение валентных электронов этих ато-мов по квантовым ячейкам. К какому электронному семейству относится каждый из этих элементов?
22. Какие орбитали атома заполняются электронами раньше: 3d или 4s; 5р или 4d? Почему? Запишите электронную конфигурацию атома элемента с поряд-ковым номером 39.
23. Напишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковы-ми номерами 14 и 40. Сколько свободных d-орбиталей содержится на предвнеш-нем уровне последнего элемента?
24. Напишите электронные конфигурации атомов элементов с порядковы-ми номерами 27 и 33. Чему равен максимальный спин d-электронов у атомов первого и р-электронов у атомов второго элемента?
25. Какие значения могут принимать квантовые числа n, l, ml и ms, характе-ризующие состояние электрона в атоме? Какие значения они принимают для внешних электронов атома бария?
26. На основании электронных конфигураций атомов хлора и марганца охарактеризуйте их валентные возможности в основном и возбужденном состоя-ниях.
27. В чем заключается принцип Паули? Может ли на подуровне р нахо-диться 8, а на подуровне d 13 электронов? Почему? Напишите электронную кон-фигурацию атома элемента с порядковым номером 51 и укажите его валентные электроны.
28. Запишите электронные конфигурации атомов и ионов: а) Na0, Na+; б) Se0, Se2–; в) Mn0, Mn2+.
29. В какой последовательности заполняются подуровни, для которых сумма (n+l) равна: а) 5; б) 6; в) 7?
30. Сколько электронов на внешнем энергетическом уровне в атоме 49In? Покажите их расположение в квантовых ячейках и охарактеризуйте квантовыми числами.
31. Покажите графически распределение электронов в атомах с конфигу-рацией d4 в основном состоянии. Определите суммарное значение ms четырех электронов.
32. Возможно ли наличие в атоме двух электронов с одинаковыми значе-ниями трех квантовых чисел: n, ml и ms? Приведите примеры.
33. Среди приведенных ниже электронных конфигураций укажите невоз-можные и объясните причину невозможности их реализации: а) 1р3; б) 3р6; в) 3s2; г) 2s2; д) 2d5; е) 5d2; ж) 3f12; з) 2р4; и) 3р7.
34. Запишите электронные конфигурации нейтральных атомов по задан-ным электронным конфигурациям ионов: а) 1s22s22p63s23p63d104s24p6 (Э–); б) 1s22s22p63s23p63d64s0 (Э3+); в) 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 (Э2–); г) 1s22s22p63s23p64s0 (Э2+). Укажите символы и названия элементов, для которых приведены электронные конфигурации.
35. Сколько электронов содержит атом, если следующий электрон должен сделать выбор между 5р и 4d АО? Какую из них и почему он предпочтет? Атом какого элемента при этом образуется? Напишите его электронную конфигура-цию в основном и возбужденном состояниях.
36. Охарактеризуйте квантовыми числами электроны состояния 3d5.
37. Покажите графически распределение электронов в атомах на f-подуровне с конфигурацией f7 в основном состоянии. Каково максимальное чис-ло ориентаций f-орбиталей в пространстве?
38. Внешний энергетический уровень атома выражается конфигурацией … 5s25p2. Напишите его полную электронную конфигурацию. Какой это эле-мент? Сколько свободных р-орбиталей содержится на внешнем энергетическом уровне этого элемента?
39. Какие из электронных конфигураций, отражающих строение невозбуж-денного атома некоторого элемента, неверны: а) 1s22s22p53s1; б) 1s22s22p6; в) 1s22s22p63s23p63d4; г) 1s22s22p63s23p64s2; д) 1s22s22p63s23d2? Почему? Атомам каких элементов отвечают правильно составленные электронные конфигурации?
40. Назовите элементы, внешний энергетический уровень атомов которых выражается электронной конфигурацией np4. Напишите полную электронную конфигурацию атома одного из этих элементов и укажите электронное семейст-во.

3. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева
В 1869 г. Д. И. Менделеев сообщил об открытии периодического закона, современная формулировка которого такова: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов и определяются периодически повторяющимися однотип-ными электронными конфигурациями их атомов. Наглядным выражением зако-на служит периодическая система Д. И. Менделеева.
Периодическая система состоит из периодов и групп. Периодом называет-ся последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания за-ряда ядра их атомов, электронная конфигурация которых изменяется от ns1 до ns2np6 (или до ns2 у первого периода). Все периоды начинаются с s-элемента и за-канчиваются p-элементом (у первого периода s-элементом). Малые периоды со-держат 2 и 8 элементов, большие периоды – 18 и 32 элемента, седьмой период остается незавершенным. Число элементов в периодах 2–8–18–32 соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом – 2, на втором – 8, на третьем – 18, на четвертом – 32 элек-трона. В периодах слева направо ослабевают металлические и усиливаются не-металлические свойства и кислотный характер соединений.
По вертикали в таблице расположено 8 групп, в которых один под другим размещены элементы, обладающие сходными свойствами. Атомы элементов од-ной и той же группы имеют одинаковое число валентных электронов. Количест-во валентных электронов в оболочке атома, как правило, равно номеру группы, в которой находится элемент, и определяет высшую степень окисления элемента. Группы делятся на подгруппы – главные и побочные. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги). В главных (А) подгруппах расположены s-элементы (I, II группы) и p-элементы (III-VIII группы). В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на s- и р-подуровнях внешнего энергетического уровня и общее их число равно номеру группы. В главных подгруппах при переходе сверху вниз усиливаются металлические свойства, основной характер соединений и их ус-тойчивость в низшей степени окисления. Например, для элементов IV А-группы возможные степени окисления +2 и +4. Для углерода наиболее характерна сте-пень окисления +4, поэтому четырехвалентные соединения углерода устойчивы и не проявляют окислительных свойств. У свинца металлические свойства выра-жены сильнее, чем у углерода и для него характерна степень окисления +2, вследствие чего соединения свинца со степенью окисления +4 являются окисли-телями.
В побочных (В) подгруппах располагаются d- и f-элементы. Валентные электроны в атомах d-элементов находятся на s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего энергетических уровней. В побочных подгруппах, кро-ме подгруппы скандия, при переходе сверху вниз усиливаются неметаллические свойства, кислотный характер соединений и их устойчивость в высшей степени окисления.
d-элементы побочных подгрупп склонны проявлять переменную степень окисления. Характер образуемых ими соединений зависит от степени окисления элемента. Соединения, в которых элемент находится в низшей степени окисле-ния, имеют основной характер, в высшей степени окисления – кислотный, в про-межуточной – амфотерный. Например, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6 и характер образуемых им оксидов следующий:

Cr+2O Cr+6O3
основной амфотерный кислотный
Элементы главных и побочных подгрупп сильно отличаются по своим свойствам. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов и их гидроксидов. У высших оксидов и соответст-вующих им гидроксидов элементов I–III групп (кроме бора) преобладают основ-ные свойства, IV–VII групп – кислотные
Группа I II III IV V VI VII
Формула выс-шего оксида






Формула гид-роксида ЭОН Э(ОН)2 Э(ОН)3 Н2ЭО3 НЭО3 Н2ЭО4 НЭО4
основания кислоты

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений (гидриды)
Подгруппа I A II A III A IV A V A VI A VII A
Формула гидрида







твердые газообразные

Так как электронное строение атомов элементов изменяется периодически, то соответственно периодически изменяются и свойства элементов, определяе-мые их электронным строением, такие как энергия ионизации, сродство к элек-трону.
Энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энер-гией ионизации (Еи). В результате ионизации атом превращается в положитель-но заряженный ион Э0–е→Э+. Еи выражается в электрон-вольтах (эВ) и является мерой восстановительной способности элемента. Чем меньше Еи, тем сильнее выражена восстановительная способность элемента. У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера элемента радиус атома увеличи-вается, а энергия ионизации уменьшается. Восстановительная активность s- и p-элементов увеличивается. В побочных подгруппах при увеличении порядкового номера Еи увеличивается, восстановительная активность d-элементов понижает-ся.
Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому с превра-щением его в отрицательный ион, называется сродством к электрону (Ее). Э+е→Э–. Ее выражается в эВ и является мерой окислительной способности эле-мента. Чем больше Ее, тем сильнее выражены окислительные свойства элемента. С увеличением порядкового номера элемента Ее по периодам возрастает, по группам уменьшается. Наибольшим сродством к электрону обладают фтор, ки-слород, хлор. Они же являются и самими сильными окислителями.

Примеры решения задач
Пример 3.1. Какую высшую и низшую степени окисления проявляют фосфор, сера, хлор? Составьте формулы соединений данных элементов, отве-чающих этим степеням окисления.
Решение. Данные элементы находятся соответственно в VA, VIA, VIIA-группах и имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня 3s23p3; 3s23p4; 3s23p5.
Таблица 3.1.Степени окисления фосфора, серы, хлора
Элемент Степень окисления Соединения
высшая низшая
P
S
Cl +5
+6
+7 –3
–2
–1 H3PO4; PH3
SO3; Na2S
HClO4; HCl

Для большинства элементов главных подгрупп высшая степень окисления равна номеру группы, в которой находится элемент, а низшая степень окисления равна разности N–8, где N – номер группы. Ответ на вопрос задачи см. в табл. 3.1.
Пример 3.2. На каком основании марганец и бром расположены в одном периоде (4), одной VII группе, но разных подгруппах – А и В?
Решение. Электронная конфигурация атомов марганца и брома соответст-венно – 25Mn [Ar]3d54s2; 35Br [Ar]4s24p5. Количество заполняющихся энергетиче-ских уровней в атомах указанных элементов равно 4, значит это элементы 4 пе-риода. Сумма валентных электронов у каждого атома равна 7, следовательно, это элементы VII группы. Но валентные электроны атома марганца расположены на 4s-подуровне внешнего и d-подуровне предвнешнего уровня, значит, это d-элемент и расположен в побочной подгруппе (В). Валентные электроны атома брома находятся на p- и s-подуровнях внешнего уровня. Следовательно, это p-элемент и расположен в главной подгруппе (А).
Пример 3.3. У какого из элементов четвертого периода – ванадия или мышьяка – сильнее выражены металлические свойства? Какой из этих элементов образует газообразное соединение с водородом?
Решение. Электронные конфигурации атомов данных элементов 23V [Ar]3d34s2; 33As [Ar]4s24p3. Ванадий – d-элемент VB-группы, а мышьяк – p-элемент VA-группы. На внешнем энергетическом уровне у атома ванадия два электрона, а у атома мышьяка – пять. Принадлежность элемента к металлам или неметаллам определяется, в основном, числом электронов на внешнем энергети-ческом уровне. Атомы металлов на внешнем уровне содержат 1–2, реже 3 элек-трона. Металлы проявляют только восстановительные свойства и, отдавая свои электроны, переходят в положительно заряженные ионы. Отрицательно заря-женных ионов металлы не образуют. Атомы неметаллов на внешнем энергетиче-ском уровне имеют 4–7 электронов. Они могут как принимать электроны, т. е. выступать в качестве окислителей, так и отдавать электроны, т. е. быть восстано-вителями. У неметаллов окислительная функция выражена сильнее, чем восста-новительная. Атомы неметаллов образуют отрицательно заряженные ионы. Та-ким образом, ванадий, как и все металлы, обладает только восстановительными свойствами, тогда как для мышьяка более свойственны окислительные функции. Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы, является преобладание металлических свойств у d-элементов. Следовательно, металличе-ские свойства у ванадия выражены сильнее, чем у мышьяка. Газообразное со-единение с водородом образует неметалл мышьяк (As–3H3).
Пример 3.4. Вычислите молярную массу и назовите элемент, высший ок-сид которого отвечает формуле ЭО3, образует с водородом газообразное соеди-нение, массовая доля водорода в котором 1,54%.
Решение. Вычислим содержание элемента в гидриде, приняв массу гидри-да за 100%: 100 – 1,54 = 98,46%, т. е. на 98,46 частей массы элемента приходится 1,54 частей массы водорода или на 98,46 г элемента приходится 1,54 г водорода. Зная, что молярная масса эквивалентов водорода равна 1 г/моль, определим мо-лярную массу эквивалентов элемента в гидриде по закону эквивалентов:
; ; Мэк (эл-та) = 63,9 г/моль.
Элемент образует высший оксид ЭО3, следовательно, он находится в VI группе. Его высшая степень окисления в соединении с кислородом +6, а низшая – в со-единении с водородом –2. Находим молярную массу элемента из соотношения: . М = 63,92 = 127,8 г/моль. Следовательно, искомая молярная масса элемента 127,8, а элемент – теллур.

Контрольные вопросы
41. Исходя из положения марганца, рубидия, мышьяка в периодической системе, составьте формулы оксидов, отвечающих их высшей степени окисле-ния, и соответствующих им гидроксидов.
42. У какого из р-элементов VII группы – хлора или иода – сильнее выра-жены неметаллические свойства? Почему? Исходя из высшей степени окисления элементов, напишите формулы кислородсодержащих кислот. Какая из них более сильная?
43. У какого элемента пятого периода – молибдена или теллура – сильнее выражены металлические свойства? Ответ мотивируйте, записав электронные конфигурации атомов этих элементов. Какой из них образует газообразное со-единение с водородом? Составьте формулу этого соединения.
44. Исходя из положения металла в периодической системе, дайте мотиви-рованный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов более сильное основание: а) Mg(OH)2 или Ba(OH)2; б) Ca(OH)2 или Co(OH)2; в) Ca(OH)2 или Zn(OH)2? На-пишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида цинка.
45. Один из элементов III группы образует оксид с массовой долей кисло-рода 25,6%. Рассчитайте молярную массу элемента и назовите этот элемент.
(Ответ: 69,7 г/моль).
46. Марганец образует соединения, в которых он проявляет степени окис-ления +2, +3, +4, +6, +7. Составьте формулы его оксидов и гидроксидов, отве-чающих этим степеням окисления.
47. Что называется энергией ионизации? Как изменяется восстановитель-ная активность элементов в главных и побочных подгруппах периодической сис-темы с увеличением порядкового номера? Почему? Значения энергии ионизации элементов I группы соответственно равны (в эВ): Li – 5,4; Cs – 3,9; Cu – 7,7; Au – 9,2. У элементов какой подгруппы восстановительные свойства выражены более резко?
48. Назовите элемент по следующим данным: а) элемент 4 периода, выс-ший оксид Э2О7, с водородом образует газообразное соединение НЭ; б) элемент 5 периода, высший оксид ЭО2, с водородом газообразных соединений не образу-ет; в) элемент 4 периода, высший оксид ЭО, с водородом дает солеобразное со-единение ЭН2.
49. Исходя из положения элемента в периодической системе, дайте моти-вированный ответ на вопрос: как изменяется сила кислот в рядах: а) H2SO4→H2SeO4→H2TeO4; б) H4SiO4→H3PO4→H2SO4→HСlO4?
50. Что называется сродством к электрону? Как изменяется окислительная активность неметаллов в периоде и в группе периодической системы с увеличе-нием порядкового номера? Какой из атомов – хлор или йод – является окислите-лем при образовании молекулы ICl из атомов?
51. Вычислите массовую долю (в %) элементов в высших оксидах: а) се-лена; б) рения; в) осмия; г) индия. (Ответ: 62,2%; 76,9%; 74,8%; 82,7%).
52. Составьте формулы оксидов и гидроксидов элементов третьего перио-да, отвечающих их высшей степени окисления. Как изменяется кислотно-основной характер этих соединений при переходе от натрия к хлору? Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерность гидроксида алюминия.
53. Почему элементы №39 и №49 расположены в одном периоде (5), одной III группе, но разных подгруппах – А и В?
54. Вычислите молярную массу и назовите элемент, высший оксид которо-го отвечает формуле Э2О5, образует с водородом газообразное соединение, мас-совая доля водорода в котором 8,82%. (Ответ: 31 г/моль).
55. Напишите формулы высших оксидов и их гидроксидов для элементов с порядковыми номерами 4; 37; 75. Напишите уравнения реакций, доказывающих амфотерный характер гидроксида бериллия.
56. Какие водородные соединения образуют р-элементы третьего периода? Как изменяются кислотные свойства этих соединений в периоде слева направо?
57. Исходя из степени окисления атомов соответствующих элементов, дай-те мотивированный ответ на вопрос: какой из двух гидроксидов является более сильным основанием: а) Cr(OH)2 или Cr(OH)3; б) CuOH или Cu(OH)2; в) Fe(OH)2 или Fe(OH)3?
58. Какую низшую степень окисления проявляют кремний, азот, селен, бром? Составьте формулы соединения магния с данными элементами в этой их степени окисления.
59. Исходя из положения элементов в периодической системе и их степе-ней окисления, дайте мотивированный ответ, какой из оксидов должен быть бо-лее сильным окислителем: а) CrO3 или WO3? б) B2O3 или Tl2O3?
60. Какую низшую и высшую степени окисления проявляют углерод, мышьяк, теллур и йод? Составьте формулы соединений данных элементов, отве-чающих этим степеням окисления.

4. Энергетика и направление химических процессов
Химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теп-лоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, на-зываются экзотермическими, а с поглощением теплоты – эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической ре-акции, называется тепловым эффектом реакции.
Тепловой эффект реакции, протекающей в условиях р=const, T=const, ра-вен изменению энтальпии системы ∆Н и измеряется в кДж. При экзотермиче-ской реакции энтальпия системы уменьшается и ∆Н < 0, а при эндотермической – энтальпия системы увеличивается и ∆Н > 0.
Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии, то энтальпию реакции называют стандартной и обозначают ∆Н0 или ∆Н0298. Верхний индекс отвечает стандартному давлению (101кПа), нижний индекс соответствует стандартной температуре, принятой по международному соглашению, равной 298 К.
Уравнения химических реакций, в которых указаны изменения энтальпии (тепловые эффекты реакций), называются термохимическими.
Например, термохимическое уравнение:
N2(г) + 3Н2 (г) = 2NH3 (г), ∆Н0х.р = –92, 4 кДж.
показывает, что при взаимодействии 1 моль N2 и 3 моль Н2 образуется 2 моль NH3 и выделяется количество теплоты, равное 92, 4 кДж.
В основе термохимических расчетов лежит закон Гесса: тепловой эф-фект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса. Часто в термохи-мических расчетах применяют следствие из закона Гесса: энтальпия химиче-ской реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за выче-том суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометри-ческих коэффициентов реакции. Например, стандартная энтальпия реакции aA+bB=сС+dD рассчитывается по формуле:
∆Н0х.р = (с∆fН0С+ d∆fН0D) – (a∆fН0A+ b∆fН0B),
где ∆fН0 – стандартная энтальпия образования соединения.
Стандартной энтальпией образования называется стандартная эн-тальпия реакции образования 1 моль сложного вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа. Обозначается ∆fН0298 или ∆fН0 (тем-пературу 298 К можно опустить), измеряется в кДж/моль. ∆fН0 простых веществ равна нулю.
Направление протекания химической реакции определяет энергия Гиббса (∆G). При р=const, T=const реакция самопроизвольно протекает в том направле-нии, которому отвечает убыль энергии Гиббса. Если ∆G < 0, то реакция само-произвольно протекает в прямом направлении. Если ∆G > 0, то самопроизволь-ное протекание процесса в прямом направлении невозможно. Если ∆G = 0, то реакция может протекать как в прямом направлении, так и в обратном и система находится в состоянии равновесия. Изменение ∆Gх.р не зависит от пути процесса и может быть рассчитано по следствию из закона Гесса: изменение энергии Гиб-бса в результате химической реакции равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, стандартная энергия Гиббса реакции aA + bB = сС + dD рассчитывается по формуле:
∆G0х.р. = (с∆fG0С+d∆fG0D) – (a∆fG0A + b∆fG0B),
где ∆fG0– стандартная энергия Гиббса образования вещества. Она относится к 1 моль вещества и измеряется в кДж/моль. Энергия Гиббса образования простых веществ равна нулю. ∆G0х.р имеет ту же размерность, что и энтальпия, и поэтому обычно выражается в кДж.
Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции может быть также вычислено по уравнению:
∆G0х.р. = ∆Н0х.р – Т∆S0х.р. ,
где Т – абсолютная температура, ∆S0х.р. – изменение энтропии.
Энтропия – является мерой неупорядоченности состояния системы. Эн-тропия – это стремление частиц (молекул, ионов, атомов) к хаотическому дви-жению, а системы – к переходу от более упорядоченного состояния к менее упо-рядоченному. Энтропия возрастает с увеличением движения частиц: при нагре-вании, испарении, плавлении, расширении газа, при ослаблении или разрыве связей между атомами и т.п. Процессы, связанные с упорядоченностью системы (конденсация, кристаллизация, сжатие, упрочнение связей, полимеризация), со-провождаются уменьшением энтропии. Измеряется энтропия в Дж/мольК.
Изменение энтропии системы в результате протекания химической реак-ции (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакции за вы-четом суммы энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэф-фициентов. Изменение энтропии в результате протекания химической реакции aA + bB = сС + dD равно:
∆S0х.р.= (сS0С + dS0D ) – (aS0A + bS0 B)
При химическом взаимодействии одновременно изменяется энтальпия, ха-рактеризующая стремление системы к порядку, и энтропия, характеризующая стремление системы к беспорядку. Если тенденции к порядку и беспорядку в системе одинаковы, то ∆H0х.р. = Т∆S0х.р., что является условием равновесного со-стояния системы. Если пренебречь изменениями ∆H0х.р. и ∆S0х.р с увеличением температуры, то можно определить температуру, при которой устанавливается равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов
Травн.=
Примеры решения задач
При решении задач этого раздела следует пользоваться табл. 1 приложе-ния.
Пример 4.1. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения ацетилена, в результате которой образуются пары воды и диоксид углерода. Сколько теплоты выделится при сгорании 10 л ацети-лена (н.у.)?
Решение. Реакция горения ацетилена протекает по уравнению:
С2Н2(г) + 5½О2 (г) = 2СО2(г) + Н2О(г)
Пользуясь следствием из закона Гесса и справочными данными из табл.1, вы-числяем тепловой эффект этой реакции:
 0х.р. = (2f 0СО2 + f 0Н2О) – (f 0C2H2 + 5½f 0O2)
0х.р. = [2(-393,5)+ (-241,8)] – (226,8+ 5½0)= – 1255,6 кДж
Термохимическое уравнение реакции горения ацетилена имеет вид:
С2Н2(г) + 5½О2 (г) = 2СО2(г) + Н2О(г), 0х.р. = –1255,6 кДж
Тепловой эффект обычно относят к одному молю вещества. Следовательно, при сжигании 1 моль С2Н2 выделяется 1255,6 кДж. Однако, по условию задачи сжи-гается 10 л ацетилена, что составляет 10 / 22,4 = 0,446 моль С2Н2, где 22,4 л/моль – мольный объем любого газа при нормальных условиях. Таким образом, при сгорании 0,446 моль (10 л) С2Н2 выделится 0,446(–1255,6) = –560 кДж теплоты.
Пример 4.2. Реакция идет по уравнению Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3.
При восстановлении 48 г Fe2O3 выделяется 256,1 кДж теплоты. Вычислите теп-ловой эффект реакции и стандартную энтальпию образования Fe2O3.
Решение. Число молей Fe2O3, содержащихся в 48 г Fe2O3, составляет 48 / 160 = 0,3 моль, где 160 г/моль – молярная масса Fe2O3. Так как тепловой эффект относят к 1 моль вещества, то тепловой эффект данной реакции равен –256,1 / 0,3 = –853,7 кДж. Запишем термохимическое уравнение этой реакции
Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3, 0х.р.= –853,8 кДж
Формула для расчета теплового эффекта данной реакции имеет вид:
0х.р.= (2f 0Fe + f 0Al2O3) – (f 0Fe2O3 + 2f 0Al)), отсюда находим f 0Fe2O3
f 0 Fe2O3. = 2f 0Fe + f 0Al2O3 – 2f 0Al –  0х.р.
После подстановки справочных данных из табл.1 получаем
f 0 Fe2O3. = 20 – 1676 – 20 + 853,8 = –822,2 кДж/моль
Таким образом, тепловой эффект реакции равен –853,8 кДж, а f 0Fe2O3 со-ставляет –822,2 кДж/моль.
Пример 4.3. Исходя из термохимических уравнений
Н2(г) + О2(г) = Н2О2(ж),  0(1) = –187 кДж (1)
Н2О2(ж) + Н2(г) = 2Н2О(г),  0(2) = –297 кДж (2)
Н2О(г) = Н2О(ж),  0(3)= – 44 кДж, (3)
рассчитайте значение стандартной энтальпии реакции образования Н2О(ж).
Решение. Запишем уравнение реакции, тепловой эффект которой необхо-димо определить: Н2(г) + ½О2(г) = Н2О(ж), 0(4) – ? (4)
В уравнения (1), (2), (3) входят Н2О2 (ж) и Н2О (г), которые не входят в уравнение (4). Чтобы исключить их из уравнений (1), (2), (3), умножим уравне-ние (3) на 2 и сложим все три уравнения:
Н2(г) + О2(г) + Н2О2(ж)+ Н2(г) + 2 Н2О(г) = Н2О2(ж) + 2Н2О(г) + 2Н2О(ж)