Е. А. Кай городова, Д. В. Гавриленко, на. Макарова Краснодар Кубгау, 2020. 201 с 9785907346383 в учебном пособии кратко изложен теоретический материал по основным разделам современной неорганической
 Скачать 2.76 Mb.
|
|
МИНИСТЕРСТВО СЕЛЬСКОГО ХОЗЯЙСТВА РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования Кубанский государственный аграрный университет имени И. Т. Трубилина» Е. А. Кайгородова, Д. В. Гавриленко, НА. Макарова НЕОРГАНИЧЕСКАЯ И ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ И ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ Учебное пособие Краснодар КубГАУ 2020 2 УДК 546 (075.8) ББК 24.1 КР е цензе н ты В. В. Посконин – доктор химических наук, профессор Кубанский государственный технологический университет ТЕ. Анцупова – кандидат биологических наук, профессор Кубанский государственный аграрный университет) Кайгородова Е. А. К Неорганическая и органическая химия теоретические основы и практическое применение : учеб. пособие / Е. А. Кай- городова, Д. В. Гавриленко, НА. Макарова – Краснодар : КубГАУ, 2020. – 201 с 978-5-907346-38-3 В учебном пособии кратко изложен теоретический материал по основным разделам современной неорганической и органической химии, необходимый для освоения курса и сдачи зачета или экзамена. Содержит примеры решения задач, вопросы и задания для самостоятельной работы. Предназначено для обучающихся по программам бакалавриата изучающих химию по направлениям подготовки 35.03.04 Агрономия (Защита растений, 35.03.04 Агрономия Селекция и генетика сельскохозяйственных культур, Технологии производства продукции растениеводства УДК 546 (075.8) ББК 24.1 ISBN 978-5-907346-38-3 © Кайгородова Е. А, Гавриленко Д. В, Макарова НА ФГБОУ ВО Кубанский государственный аграрный университет имени И. Т. Трубилина», 2020 3 Введение Химия – это наука, изучающая вещества, их строение, свойства и превращения. Это дисциплина естественнонаучного цикла, которую обучающиеся биологических специальностей аграрных вузовов изучают на первом курсе. Учебное пособие Неорганическая и органическая химия теоретические основы и практическое применение адресовано обучающимся биологических направлений и специальностей аграрных вузов составлено по основным разделам дисциплины, включая свойства химических элементов. Вначале каждого раздела изложены теоретические основы. Объем раздела тесно увязан со сложностью темы и степенью ее трудности. Теоретический материал связан с конкретными вопросами прикладного характера, которые ориентированы на специальные дисциплины, такие как Агрохимия, Почвоведение и другие, поэтому знания, получаемые по изучаемой дисциплине, обучающиеся с успехом могут применять на практике. При изучении курса неорганической и органической химии большое занчение имеет приобретение навыков в решении задач, что является одним из критериев получения прочных знаний и освоения компетенций. В пособии авторы привели примеры решения задач различных типов с подробным объяснением хода их решения. Для лучшего усвоения курса в конце каждого раздела приведены контрольные вопрсы и задания по соответствующим темам. 4 1 Классификация неорганических соединений 1.1 Классификация и номенклатура Рисунок 1 – Классификация веществ 5 Рисунок 2 – Классификация оксидов Кислоты сложные вещества, состоящие из катионов водорода (Н) связанных с кислотным остатком. Рисунок 3 – Классификация кислот Основания сложные вещества, состоящие из катиона металла (Ме + ) связанного с одной или несколькими гидроксильными группами. 6 Рисунок 4 – Классификация оснований Соли сложные вещества, состоящие из катионов металла (Ме + ) связанных с кислотным остатком. Рисунок 5 – Классификация солей 1.2 Номенклатура неорганических соединений Названия двухэлементных (бинарных) соединений образуют называя по-русски более электроотрицательный элемент с окончанием -ид. Далее по-русски название менее электроотрицательного элемента (чаще всего металла, например К – хлорид калия карбид алюминия. Названия основний составляют из слов гидроксид и названия элемента в родительном падеже на русском языке. Если элемент имеет переменную валентность, то ее указывают в скобках римскими цифрами, например Н – гидроксид марганца, ОН – гидроксид марганца (IV). Бескислородные кислоты, называют добавляя к корню русского названия кислотообразователя или к названию группы атомов, например С тиоциан) суффикс О и окончание 7 водородная кислота HF – фтороводородная кислота, НС – тиоциановодородная кислота. Названия кислородсодержащих кислот составляют из русского названия соответствующего кислотообразующего элемента с добавлением слова кислота. Если кислотообразователь имеет высшую степень окисления, тов названии используют окончания -ная или -овая, например H 2 SO 4 cерная кислота, мышьяковая кислота. С понижением степени окисления элемента кислотообразователя окончание изменяют в последовательности -новатая, -истая, -оватистая. Если один и тот же кислотный оксид образует несколько кислот, ток названию кислоты, имеющей в составе наименьшее количество атомов кислорода, добавляется приставка -мета, а к названию кислоты, содержащей наибольшее число атомов кислорода, приставка -орто Р – метафосфорная кислота, Р ортофосфорная кислота. Названия солей образуют из названий кислотного остатка аниона) в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже средней соли кислотный остаток + название катиона, например SnSO 4 – сульфат олова (II); основной соли кислотный остаток +гидроксо + название катиона, например (СаОН) 2 SO 4 – сульфат гидроксокальция; кислой соли гидро + кислотный остаток + название катиона, например Сu(НSO 4 ) 2 – гидросульфат меди (II). Контрольные вопросы и задания 1. Составьте формулы всех возможных солей, которые могут образоваться при взаимодействии кислот и оснований, приведенных ниже. Уравнение реакции получения одной из солей составьте в молекулярной, ионно-молекулярной и сокращенной ионно-молекулярной форме, все продукты реакций назовите 1.1 RbOH Fe(OH) 3 HClO 4 H 2 SiO 3 1.2 FrOH А 3 HI H 2 TeO 4 1.3 NaOH Zn(OH) 2 HClO 3 H 3 BO 3 1.4 К Ba(OH) 2 H 2 SO 4 H 3 AsO 4 1.5 NH 4 OH Ni(OH) 2 H 2 SO 3 H 2 SO 4 1.6 Ва(OH) 2 Fe (OH) 2 HF H 2 SiO 3 1.7 Ba(OH) 2 Ni (OH) 2 HClO 2 H 2 SO 3 1.8 Sn(OH) 2 Mg(OH) 2 HNO 2 H 3 PO 4 1.9 Ba(OH) 2 KOH HClO 3 H 2 SO 3 1.10 LiOH Al(OH) 3 HCIO H 2 SO 3 8 1.11 NaOH Ca(OH) 2 ООО С HclO 2 H 2 SO 4 2. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения, перечислите продукты реакций 2.1 Zn → ZnO → ZnSO 4 → Zn(OH) 2 +NaOH →?→ ZnOHCI 2.2 Ni → NiCl 2 +NaOH → ? → Ni(HSO 4 ) 2 → ? → NiO 2.3 С CO → CO 2 → CaCO 3 C t 0 ? + H 2 O →?→ Ca(H 2 PO 4 ) 2 → Ca 3 (PO 4 ) 2 2.4 Al → Al 2 O 3 Н → ? → Al(OH) 3 → Al(OH) 2 CI → ? → AlCl 3 2.5 Fe → НС → ? → Fe(OH) 3 С → Fe(NO 3 ) 3 2.6 К → К → К ZnCI 2 → Zn (OH) 2 C , t 0 ? → Zn 2.7 (NH 4 ) 2 SO 4 → NH 3 → NH 4 OH → NH 4 H 2 PO 4 → ? → (NH 4 ) 2 HPO 4 → (NH 4 ) 3 PO 4 2.8 Ca → Ca(NO 3 ) 2 → Ca(OH) 2 → Ca(HCO 3 ) 2 → CaCO 3 → CaO → Ca 2.9 Mg → Mg(NO 3 ) 2 → Mg(OH) 2 → Mg(HCO 3 ) 2 → MgCO 3 → MgO 2.10 P РО → H 3 PO 4 → Ca(H 2 PO 4 ) 2 → CaHPO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 2.11 Mg →MgCI 2 + NaOH → ? → MgOHCI → MgCI 2 → ? → MgCO 3 → Н 2.12 Al → Al 2 O 3 → AlCI 3 + NaOH → ? → Al(NO 3 ) 3 → AlPO 4 2.13 Li 2 O → LiOH → LiHCO 3 →? → CaCO 3 → Ca(HCO 3 ) 2 C , t 0 ? → О 2.14 S → SO 3 → H 2 SO 4 → CoSO 4 →? → CoO → Co(NO 3 ) 2 → СоОНNO 3 2.15 CaCO 3 → CaO→ Ca(H 2 PO 4 ) 2 → CaHPO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 + + H 2 SO 4 →? 2 Современные представления о строении атома и периодическом законе Д. И. Менделеева 2.1 Строение атома Атом – электронейтральная частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами. Атом состоит из положительно заряженного ядра, вокруг которого вращаются отрицательно заряженные электроны. Ядро каждого атома составляет его основу и определяет индивидуальные свойства элемента. Размер атома составляет приблизительно см, а размер ядра см, в ядре сосредоточена вся масса атома. Согласно представлениям протонно-нейтронной теории, ядра атомов состоят из протонов (число протонов – Z, равно порядковому номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева) и нейтронов (число нейтронов N). Сумма числа протонов и числа нейтронов, содержащихся в ядре атомов 9 каждого элемента, называется массовым числом атома, те, поэтому число нейтронов равно N = A r – Z. Каждый химический элемент, как правило, представляет собой совокупность нескольких изотопов, этим объясняется тот факт, что атомные массы многих элементов нецелочисленные величины, так как атомная масса химического элемента это средняя величина атомных масс существующих изотопов с учѐтом распределения их в природе. В химических реакциях ядра атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ, не изменяются. Изменения претерпевают только электронные оболочки. Исследования квантовой механики показали, что электрон имеет двойственную природу (имеет свойства частицы и свойства волны. Двойственная природа электрона определяется уравнением Луи де Бройля λ = h / mν; где ν скорость движения электронов, постоянная Планка. В этой связи движение электрона в атоме нельзя описать определѐнной траекторией, а можно лишь рассматривать опреде- лѐнную часть пространства, в которой нахождение электрона является наиболее вероятным. Движение электрона в атоме описывается дифференциальным уравнением Э. Шредингера, устанавливающим соотношение между энергией электрона и волновой функцией, определяющей плотность электронного облака. Волновую функцию или амплитуду электронной волны называют также атомной орбиталью или электронным облаком. Околоядерное пространство, в котором с большой вероятностью может находиться электрон, называется атомной орбиталью (АО. Атомная орбиталь, как любая геометрическая фигура, характеризуется тремя параметрами (координатами, получившими название квантовых чисел. Они определяют размер (n), форму (l) и ориентацию атомной орбитали в магнитном пространстве (m l ). Занимая ту или другую АО, электрон образует электронное облако. Формы электронных облаков аналогичны АО ( рисунок 6). 10 S Px Py Pz d x - y 2 2 d xy d yz d xz d Рисунок 6 – Формы электронных орбиталей Главное квантовое число характеризует энергию электрона и размеры орбитали, те. энергетический уровень орбитали. принимает значения целых чисел от 1 дои определяется номером периода в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Совокупность электронов в атоме, обладающих одинаковым значением называют электронным слоем. Слои обозначают натуральным рядом цифр или букв. n 1 2 3 4 5 6 7 Обозначение энергетиче- скго уровня K L M N O P Q Орбитальное квантовое число определяет энергию электрона на подуровне и форму электронных орбиталей (рисунок 6). Орбитальное квантовое число принимает целочисленные значения от 0 до величины (n 1): l = 0, 1, 2, 3, 4 (n 1). Для n = 1 l = 0; для n = 2 l = 0, 1; для n = 3 l = 0, 1, 2 и т. д. Число подуровней в каждом энергетическом уровне равно его главному квантовому числу (табл. 3). Больше четырѐх подуровней не заполняется, т.к. значения l = 0, 1, 2, 3 описывают электроны в атомах всех известных элементов. АО, для которых орбитальное число принимают значения l = 0, 1, 2, 3, соответственно называют s-, p-, d-, f- орбиталями, а электроны, занимающие эти орбитали, соответственно s-, p-, d-, f – электронами. Магнитное квантовое число m l характеризует магнитный момент и расположение электронных облаков в пространстве (см. рисунок 1). Число возможных значений магнитного квантового числа при заданном l равно 2l + 1, при этом m l изменяется от – l через 0 до + l (см. таблицу 2). Так если l = 3 то m l имеет семь значений Спиновое квантовое число m s характеризует движение электрона вокруг своей оси как почасовой, таки против часовой стрелки, что условно обозначается + 1 / 2 и – 1 / 2. Энергетическое состояние электрона схематически обозначают в виде квантовых (энергетических) ячеек Электроны в этих ячейках обозначаются разнонаправленными стрелками . Это соответствует графической формуле распределения электронов в атоме гелия. Следовательно, число состояний электрона в поле ядерных сил атома определяется четырьмя квантовыми числами n, l , m l , m s . Распределение электронов в атоме элементов по атомным орбиталям определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда. Принцип минимума энергии предполагает последовательность размещения электронов по АО в невозбуждѐнном атоме должна отвечать наибольшей связи их с ядром, те. электрон должен обладать наименьшей энергией. Согласно правил Клеч- ковского в многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного квантового числа n, но и от орбитального квантового числа l. Первое правило Клечковского: электрон обладает наименьшей энергией на той электронной оболочке, где сумма квантовых чисел n + l минимальна. В тех случаях, когда сумма n + l одинакова, то для распределения электронов по электронным подуровням пользуются вторым правилом Клечковского. Второе правило Клечковского: электрон обладает минимальной энергией на подуровне с меньшим значением главного квантового числа n. Например, после 3p подуровня будет заполняться 4s подуровень, для которого n = 4, а l = 0. Следовательно, ∑4 + 0 = 4. После 4s 2 заполняется 3d подуровень для которого n = 3, а = 2 (∑ n + l = 3 + 2 = 5 ). Из таблицы 2 видно, что подуровню s соответствует орбитальное квантовое число l = 0, d – соответствует l = 2. Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырѐх квантовых чисел, те на АО могут находится не более двух электронов с противоположными спинами ↓↑. Согласно принципу Паули, максимальное число электронов на энергетическом уровне равно N = 2 n 2 (см. таблицу 2). Таблица 1 – Значения квантовых чисел n Состояние электрона Число электронов на подуровне на уровне 1 0 0 ±½ 1s 2 2 2 0 1 0 –1, 0, +1 ±½ 2s 2p 2 6 8 3 0 1 2 0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 ±½ 3s 3p 3d 2 6 10 18 4 0 1 2 3 0 –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 ±½ 4s 4p 4d 4f 2 6 10 14 32 Правило Хунда: определяет размещение электронов в пределах энергетического подуровня - электроны в пределах энергетического подуровня размещаются таким образом, чтобы их суммарное спиновое число имело максимальное значение. Так для 2 р-орбитали заселенность подуровня равна 3. Варианты размещения электронов следующие ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↓ ↑↓ Σ s = 3/2 Σ s =1/2 Σ s = 1/2 Таким образом, размещение электронов в первом случае энергетически более вогодное. Строение электронных оболочек атомов теcно связано с расположением элементов в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер элемента указывает на заряд ядра его (число протонов) и на число электронов. Номер периода(главное квантовое число n) указывает на число энергетических уровней и на число подуровней на данном энергетическом уровне. А квадрат главного квантового числа определяет число квантовых ячеек на уровне. В зависимости оттого, на каком энергетическом подуровене располагается последний электрон, элементы делятся на s-, p-, d-, элементы. При этом s- элементы находятся в главных подгруппах й и й групп периодической системы, элементы находятся в главных подгруппах 3, 4, 5, 6, 7 и й групп периодической системы элементы находятся в побочных подгруппах всех групп периодической системы. У s- и элементов на внешнем энергетическом уровне число электронов соответствует номеру группы периодической системы, ау элементов на внешнем уровне 1–2 электрона. Распределение электронов по уровнями подуровням в атоме записывается в виде электронных формул. Чтобы составить электронную или графическую формулу любого элемента, надо знать номер химического элемента. Номер периода, где находится этот элемента также номер группы и подгруппы (главная или побочная) находят в периодической системе. Электронная формула серы будет составляться следующим образом порядковый номер серы 16, следовательно у атома серы 16 электронов так как, сера находится в третьем периоде (n = 3), то ее электроны располагаются натр х энергетических уровнях. Первый и второй энепгетический уровни полностью заполнены электронами. Валентные электроны располагаются наем энергетическом уровнена и р-орбиталях. Третий уровень состоит из трѐх подуровней (3s, 3p, 3d) на третьем уровне будет 9 (n 2 ) энергетических ячеек, т.к. сера находится в шестой группе главной (А) подгруппе, тона внешнем энергетическом уровне у неѐ будет 6 электронов 3s 2 3p 4 . В свете сказанного электронная формула атома серы будет иметь следующий вид 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Электронно-графическая формула распределения электронов атома серы по квантовым ячейкам имеет вид ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ s p d Распределение электронов в атоме по уровням, подуровнями орбиталям описывают электронно-графические формулы. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположными спинами (принцип Паули. Орбитали одного подуровня заполняются таким образом, чтобы суммарное спиновое квантовое число было максимальным (правило Хунда). 14 Пример 1. Составьте электронную и электронно – графическую формулу атома марганца. Решение. Марганец находится в четвѐртом периоде, его электроны располагаются на четырѐх энергетических уровнях на первом уровне 2 электрона, на втором 8, атак как марганец находится в VII группе, побочной подгруппе, тона внешнем энергетическом уровне у атома марганца будет два электрона, а остальные электронов разместятся на третьем энергетическом уровне. Марганец элемент электронного семейства. Электронная формула марганца 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 , электронно-графическая схема распределения электронов имеет вид |