Методические рекомендации для студентов по выполнению самостоятельных работ по химии (стр. 2 )

Задание: Вычислите относительную молекулярную массу Н2СО3, Р2О5.

  Вычислите молярные массы веществ НNO3, CaCl2

Определение массовой доли химических элементов в сложном веществе

ω- массовая доля элемента в сложном веществе; Мr – относительная молекулярная  масса вещества; Ar –относительная атомная масса элемента. Массовую долю элемента обычно выражают в долях  от единицы (или в процентах):

ω=Аr : Мr

Например, вычислите массовые доли всех химических элементов в серной кислоте.

В состав серной кислоты входят три элемента: водород, кислород и сера, нужно вычислить массовую долю каждого. По периодической таблице находим относительные атомные массы каждого элемента и  их молекулярную массу.

Мr(H2SO4)=1*2+32+16*4=98

Далее находим массовые доли каждого элемента по отдельности с учетом количества атомов каждого элемента в формуле.

ω=Аr : Мr

ω(Н)=1*2:98*100%=2,1%

ω(S)=32:98*100%=32,6%

ω(О)=16*4:98*100%=65,3%

Задание: Вычислите массовые доли химических элементов в веществах Н2СО3, Р2О5, НNO3, CaCl2.

Составление электронных формул атомов химических элементов

Вы должны уметь составлять электронные формулы атомов элементов первых четырех периодов.

Для составления  схемы строения электронных оболочек атомов, руководствуйтесь следующим планом:

1.Определяем заряд ядра по порядковому номеру элемента и записываем его со знаком плюс.

  2.Определям число энергетических уровней по номеру периода и обозначаем их количество дугами рядом с зарядом ядра.

  3.Определить общее число электронов в атоме по порядковому номеру элемента.

  4.Определить число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1-м не больше двух; на 2-м не больше 8; на внешнем уровне число электронов равно номеру группы – для элементов главных подгрупп) и записываем их количество цифрами под дугами.

  5. Помним общую форму записи электронной формулы: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 

Эта формула показывает максимальное количество электронов на подуровнях.

Например:

H  +1 1s1
He  +2  1s2
Li  +3
Ne  +10
Na  +11

У элементов IV периода начиная со скандия, заполнение электронами четвертого энергетического уровня приостанавливается и происходит заполнение третьего энергетического уровня d подуровня. Такое явление происходит у 10 d элементов со Sс по Zn включительно. У двух элементов Cr и Cu  наблюдается явление «провала» электрона или перескока электрона с 4 s подуровня на 3 d. Поэтому у этих двух элементов в отличие от других на внешнем уровне по одному S электрону. Третий уровень оказывается завершенным у меди и цинка и содержит максимальное число – 18 электронов.  Начиная с галлия (31-ый элемент) электроны снова идут  на четвертый внешний энергетический уровень p подуровень.

Ca  +20

Sc  +21

Cr  +24

Zn  +30

Ga  +31

Kr  +36

Задание: Составьте электронные формулы строения атомов  B, P, Cu, Se, K.

Определение вида связи в химических соединениях Для выполнения задания по определению вида связи и механизма ее образования, предварительно ознакомьтесь с теорией.   Виды связи
ионная	ковалентная	металлическая	Водородная
полярная	неполярная

Химическая связь, возникающая между ионами,  называется ионной.

Рассмотрим образование этой связи на примере хорошо зна­комого всем соединения хлорида натрия (известная вам пова­ренная соль):

Процесс превращения атомов в ионы изображен на схеме:

Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неме­таллов.

А как осуществляется связь между атомами элементов-неметаллов, которые имеют сходную тенденцию к присоедине­нию электронов? Рассмотрим вначале, как осуществляется связь между атомами одного и того же химического элемента, напри­мер в веществах, имеющих двухатомные молекулы: азота — N2, водорода — Н2, хлора — Сl2.

Два одинаковых атома элемента-неметалла могут объеди­няться в молекулу только одним способом: обобществив свои внешние электроны, то есть, сделав их общими для обоих ато­мов.

Рассмотрим, например, образование молекулы фтора F2.

Атомы фтора — элемента главной подгруппы VII группы — имеют на внешнем электронном уровне семь электронов, и каж­дому атому не хватает до его завершения лишь одного электро­на. Внешние электроны атома фтора образуют три электрон­ные пары и один непарный электрон:

Если сближаются два атома и у каждого из них есть по од­ному внешнему неспаренному электрону, то эти электроны «объ­единяются» и становятся общими для обоих атомов, у которых тем самым сформируется завершенный внешний восьмиэлектронный уровень.

Химическую связь, возникающую в результате  образования общих электронных пар, называют  атомной или ковалентной.

Образование молекулы фтора изображено на схеме:

Если обозначить общую электронную пару черточкой, то за­пись называют структурной формулой, например структур­ная формула фтора F—F.

Аналогично молекуле фтора образуется и двухатомная мо­лекула водорода Н2, следует учесть только, что завершенным для атома водорода будет двухэлектронный уровень, подобный завершенному уровню атома гелия.