Расчет по уравнениям реакций. Образовательный портал. Расчеты по уравнениям химических реакций
АЛГОРИТМ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ N m V n NxNx mxmx VxVx nxnx = 1. Написать уравнение реакции По известному количеству вещества одного участника реакции рассчитать количество искомого вещества Если количество вещества неизвестно, предварительно найти его по известной массе, или объему, или числу молекул. По найденному количеству вещества найти нужную характеристику искомого участника реакции (массу, объем, или число молекул).
Рассчитайте количество вещества алюминия, который потребуется для получения 1,5 моль водорода при реакции с соляной кислотой. Дано: n(H 2) = 1,5 моль n(Al) – ? Решение: x моль 1,5 моль 2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 2 моль 3 моль Составляем пропорцию: x моль 1,5 моль = 2 моль 3 моль 2 ·1,5 x = 3 x = 1 (моль) Ответ: n(Al) = 1 моль А ПС
Дано: n(Al 2 S 3) =2,5 моль n(S) – ? Решение: x моль 2,5 моль 2Al + 3S = Al 2 S 3 3 моль 1 моль x = n(S) = 3 n(Al 2 S 3) = = 3·2,5 моль = 7,5 моль Ответ: n(S) = 7,5 моль Определите количество вещества серы, необходимое для получения 2,5 моль сульфида алюминия. ПС А
Дано: m(Cu(OH) 2)=14,7 г m(CuO) – ? M(Cu(OH) 2) = 64+(16+1)·2 = 98 г/моль M(CuO) = = 80 г/моль Решение: 14,7 г x моль Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O 1 моль 1 моль m(Cu(OH) 2) n(Cu(OH) 2) = M(Cu(OH) 2) 14.7 г n(Cu(OH) 2)= = 0,15 моль 98 г/моль x = n(CuO) = n(Cu(OH) 2) = 0, 15 моль m(CuO) = n(CuO)·M(CuO) = 0,15 моль·80 г/моль = 12 г Ответ: m(CuO) = 12 г Вычислите массу оксида меди (II), образующегося при разложении 14,7 г гидроксида меди (II). ПС А 0,15 моль
Дано: m(Zn)=13 г m(ZnCl 2) – ? M(Zn) = 65 г/моль M(ZnCl 2 =65 +35,5·2 = 136 г/моль Решение: 0,2 моль x моль Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 1 моль 1 моль m(Zn) n(Zn) = M(Zn) 13 г n(Zn)= = 0,2 моль 65 г/моль x = n(ZnCl 2) = n(Zn) = 0,2 моль m(ZnCl 2) = n(ZnCl 2)·M(ZnCl 2) = 0,2 моль·136 г/моль = 27,2 г Ответ: m(ZnCl 2) = 27,2 г Рассчитайте массу соли, которая образуется при взаимодействии 13 г цинка с соляной кислотой. ПС А
Дано: m(MgO) = 6 г V(O 2) – ? M(MgO) = = 40 г/моль Vm = 22,4 л/моль Решение: 0,15 моль x моль 2MgO = 2Mg + O 2 2 моль 1 моль m(MgO) n(MgO) = M(MgO) 6 г n(MgO)= = 0,15 моль 40 г/моль x = n(O 2) = ½ n(MgO) = 1/2·0, 15 моль= 0,075 моль V(O 2) = n(O 2)·Vm = 0,075 моль·22,4 л/моль = 1,68 л Ответ: V(O 2) = 1,68 л Какой объем кислорода (н.у.) образуется при разложении 6 г оксида магния. ПС А
Дано: m(Cu)=32 г V(H 2) – ? M(Cu) = 64 г/моль Vm = 22,4 л/моль Решение: x моль 0,5 моль H 2 + CuO = H 2 O + Cu 1 моль 1 моль m(Cu) n(Cu) = M(Cu) 32 г n(Cu)= = 0,5 моль 64 г/моль x = n(H 2) = n(Cu) = 0,5 моль V(H 2) = n(H 2)·Vm = 0,5 моль·22,4 л/моль = 11,2 л Ответ: V(H 2) = 11,2 л Рассчитайте, какой объем водорода должен вступить в реакцию с оксидом меди (II), чтобы образовалось 32 г меди. ПС А
САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА: ВАРИАНТ 1: Вычислите массу меди, которая образуется при восстановлении избытком водорода 4 г оксида меди (II). CuO + H 2 = Cu + H 2 O ВАРИАНТ 2: В реакцию с серной кислотой вступило 20 г гидроксида натрия. Рассчитайте массу образовавшейся соли. 2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Расчеты по химическим уравнениям
Закирова Олися Тельмановна –учитель химии.
9 класс
Цели урока: Сформировать знания о способах решения задач по химическим уравнениям: находить количество, массу и объём продуктов реакции по количеству, массе или объёму исходных веществ, Развивать умения анализировать, сравнивать, выделять главное, составлять план действия, делать выводы, навыки работы с текстом задачи, умение выбирать способ решения учебной задачи, умения составлять уравнения химических реакций. Воспитывать самостоятельность в принятии решений, умение оценить результаты.
Ход и содержание урока
I Организационный момент. Здравствуйте ребята. Сегодня, очень интересный урок по решению задач.
II. Актуализация знаний, умений, навыков.
Для того чтобы знать и понимать химию, надо не только усваивать материал, но и уметь применять полученные знания. Вы знаете признаки указывающие на протекание химических реакций, умеете составлять уравнения химических реакций.
1.Перечислите признаки химических превращений:
2.Установите соответствие.
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 а) уравнения реакций соединения
MgCO 3 = MgO + CO 2 б) уравнения реакций замещения
2HgO = 2Hg + O 2: в) уравнения реакций разложения
2Na + S=Na 2 S
Zn + Br 2 = ZnBr2
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
Fe + CuSO 4 =FeSO 4 +Cu
III . Усвоение новых знаний. Для того чтобы решить расчетную задачу по химии, можно воспользоваться следующим алгоритмом - сделать пять шагов:
1. Составить уравнение
2. Над формулами веществ записать известные и неизвестные величины с соответствующими единицами измерения
(только для чистых веществ, то есть не содержащих принеси). Если по условию задачи в реакцию вступают вещества, содержащие примеси, то сначала надо определить содержание чистого вещества.
3. Под формулами веществ с известными и неизвестными записать соответствующие значения этих величин, найденные по уравнению реакции.
4. Составить и решить пропорцию.
5. Записать ответ.
Приступаем к решению задач, применяя алгоритм
Вычисление объема вещества по известной массе другого вещества, участвующего в реакции
V(0 2)=?л(н.у.)
М(Н 2 О)=18 г/моль
Vm=22,4л/моль Запишем уравнение реакции. Расставим коэффициенты
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2
Над формулой в уравнении реакции запишем найденное значение количества вещества, а под формулами веществ - стехиометрические соотношения, отображаемые химическим уравнением
0,5моль - х моль
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2
2моль - 1моль
Вычислим количество вещества, массу которого требуется найти. Для этого составим пропорцию
откуда х = 0,25 моль
Найдем объем вещества, который требуется вычислить
V(0 2)=n(0 2) Vm
V(O 2)=0,25моль 22,4л/моль=5,6л (н. у.)
Ответ: 5,6 л
Вычисление массы вещества по известной массе другого вещества, участвующего в реакции
Вычислите массу кислорода, выделившегося в результате разложения
порции воды массой 9 г.
Найдем молярную массу воды и кислорода:
М(Н 2 О) = 18 г/моль
М(О 2) = 32 г/моль
Запишем уравнение химической реакции:
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2
Над формулой в уравнении реакции запишем найденное значение количества вещества, а под формулами веществ -стехиометрические соотношения, отображаемые химическим уравнением
0,5моль х моль
2Н 2 О = 2Н 2 + О 2
2моль 1моль
Вычислим количество вещества, массу которого требуется найти.
Для этого составляем пропорцию
0,5моль = хмоль
2моль 1моль
откуда х = 0,25 моль Следовательно, n(O 2 )=0,25 моль
Найдем массу вещества, которую требуется вычислить
m(O 2)= n(O 2)*M(O 2)
m(O 2) = 0,25 моль 32 г/моль = 8 г
Запишем ответ
Ответ: m(О 2) = 8 г
I V .Закрепление изученного материала. Какой объем воздуха (н.у) потребуется для взаимодействия с 270 гр. , содержащего 20% примесей? Какое количество вещества оксида алюминия при этом получится?
V .Домашнее задание:
1 уровень Вычислите объем кислорода (н. у.), выделившегося в результате разложения порции воды массой 9 г.
2 уровень При рентгеноскопическом исследовании организма человека применяют так называемые рентгеноконтрастные вещества. Так, перед просвечиванием желудка пациенту дают выпить суспензию труднорастворимого сульфата бария, не пропускающего рентгеновское излучение. Какие количества оксида бария и серной кислоты потребуются для получения 100 сульфата бария?
3 уровень Прежде чем вылить в канализацию жидкие отходы лабораторных работ, содержащие соляную кислоту, полагается их нейтрализовать щелочью (например, гидроксидом натрия) или содой (карбонатом натрия). Определите массы NaOH и Na 2 CO 3 , необходимые для нейтрализации отходов, содержащих 0,45 моль HCl. Какой объем газа (при н.у.) выделится при нейтрализации указанного количества отходов содой?
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции (ŋ) называют отношение реальной массы продукта (m практическая) к теоретически возможной (m т еоретическая), выраженное в долях единицы или в процентах:
ŋ= (m практическая / m теоретическая) 100%.
Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).
Пример 1 . Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида меди водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?
Решение: 1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции:
CuO + H2 = Cu + H2O
80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu
2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:
6,4 г –– 100% выход (теоретический)
Х г –– 82%
X = (8 82) / 100 = 5,25 г
Пример 2. Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO 3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла.
Решение 1) Определим массу (г) WO 3 в 33,14 г концентрата руды:
ω(WO 3)= 1,0 - 0,3 = 0,7
m(WO 3) = ω(WO 3) m руды = 0,7 33,14 = 23,2 г
2) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO 3 порошком алюминия:
WO 3 + 2Al = Al 2 O 3 + W.
При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO 3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO 3 –– Х г W
X = (23,2 187) / 232 = 18,7 г W
3) Рассчитаем практический выход вольфрама:
18,7 г W –– 100%
12,72 г W –– Y%
Y = (12,72 100) / 18,7 = 68%.
Пример 3 . Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при сливании растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?
Решение . Уравнение реакции:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 + 2NaCl.
Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.
1). Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.
Обозначим количество г Na 2 SO 4 –– X.
208 г (1моль) BaCl 2 реагирует с 132 г (1 моль) Na 2 SO 4 ; 20,8 г –– с Х г
X = (20,8 132) / 208 = 13,2 г Na 2 SO 4 .
Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl 2 затратится 13,2 г Na 2 SO 4 , а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке, и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl 2 , взятому в недостатке.
2). Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO 4 . 208 г (1 моль) BaCl 2 образует 233 г (1 моль) BaSO 4 ; 20,8 г –– Y г
Y = (233 20,8) / 208 = 23,3 г.
Закон постоянства состава
Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).
Все индивидуальные химические вещества молекулярного строения имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.
Из закона постоянства состава следует, что химические элементы соединяются в определенных количественных соотношениях.
Например, углерод с кислородом образует соединения с различным массовым соотношением элементов углерода и кислорода. СО С: О = 3: 4 СО2 С: О = 3: 8 Ни в каких других отношениях углерод с кислородом не соединяются. Это значит, что соединения СО и СО2 имеют постоянный состав, который определяется степенями окисления валентности углерода в соединениях. Валентность каждого элемента имеет определенные значения (их может быть несколько, переменная валентность), поэтому и состав соединений является определенным.
Все вышесказанное относится к веществам молекулярного строения. Так как молекулы имеют определенную химическую формулу (состав), то образуемое ими вещество имеет постоянный состав (совпадающий, очевидно, с составом каждой молекулы). Исключением являются полимеры (состоящие из молекул разной длины).
Сложнее обстоит дело с веществами немолекулярного строения. Речь идет о веществах в конденсированном (твердом и жидком состояниях). Т.к. NaCl – ионное соединение в твердом состоянии (чередование Na+ и Cl–) в газообразном – представляет собой отдельные молекулы NaCl. В капле жидкости или в кристаллике нельзя выделить отдельные молекулы. Например FeO
Fe 2+ O 2– Fe 2+ O 2– и т.д. идеальный кристалл
Закон постоянства состава требует, чтобы число ионов Fe2+ точно равнялось числу ионов O2–. А эти числа даже для очень маленьких кристалликов огромны (кубик, ребро 0,001 мм это – 5 × 1011). Для реального кристалла это невозможно. В реальном кристалле неизбежны нарушения регулярности. Оксид железа (II) может содержать измененное количество кислорода в зависимости от условий получения. Реальный состав оксида выражается формулой Fe1 – хO, где 0,16 ³ х ³ 0,04. Это бертоллид, соединение переменного состава в отличие от дальтонидов с х = 0. При нестехиометрическом составе ионного соединения обеспечивается электронейтральность. Вместо отсутствующего иона Fe 2+ присутствуют Fe 3+
В атомном (не ионном) веществе, некоторые атомы могут отсутствовать, а некоторые замещать друг друга. Такие соединения также относят к дальтонидам. Формула интерметаллического соединения меди с цинком, которое является составной частью латуни, существующего в интервале составов 40 – 55 ат % Zn можно записать так: (Cu0,.9 – 1,0Zn0,1 – 0)(Cu0 –,0,2Zn0 – 0,8) атомы меди могут замещаться атомами цинка и наоборот.
Закон постоянства состава, таким образом, строго выполняется для веществ молекулярного строения (исключения – высокомолекулярные) и имеет ограниченное применение для немолекулярных веществ.
Массовая доля элемента ω(Э)– это доля одного элемента в общей массе вещества. Вычисляется в процентах или в долях. Обозначают греческой буквой ω (омега). ω показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества:
ω(Э) = (n Ar(Э)) / Mr
где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.
Зная количественный элементный состав соединения, можно установить его простейшую молекулярную формулу. Для установления простейшей молекулярной формулы:
1) Обозначают формулу соединения A x B y C z
2) Рассчитывают отношение X: Y: Z через массовые доли элементов:
ω (A) = (х Ar(А)) / Mr(A x B y C z)
ω (B) = (y Ar(B)) / Mr(A x B y C z)
ω (C) = (z Ar(C)) / Mr(A x B y C z)
X = (ω (A) Mr) / Ar(А)
Y = (ω (B) Mr) / Ar(B)
Z = (ω (C) Mr) / Ar(C)
x: y: z = (ω (A) / Ar(А)) : (ω (B) / Ar(B)) : (ω (C) / Ar(C))
3) Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.
4) Записывают формулу соединения.
Закон кратных отношений
(Д.Дальтон, 1803 г.)
Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
N 2 O N 2 O 3 NO 2 (N 2 O 4) N 2 O 5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1: 3: 4: 5.
Закон объемных отношений
(Гей-Люссак, 1808 г.)
"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
Примеры .
a) 2CO + O 2 = 2CO 2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.
б) При синтезе аммиака из элементов:
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.
«Моль равен количеству вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде – 12 (12 С) массой 0,012 кг (точно). При применении моля структурные элементы должны быть специфицированы и могут быть атомами, молекулами, ионами, электронами и другими частицами или специфицированными группами частиц». Речь идет не об углероде вообще, а его изотопе 12 С, как и при введении атомной единицы массы. Так как в 12 г углерода 12 С содержится 6,02 × 10 23 атомов, то можно сказать, что моль – это количество вещества, содержащее 6,02 × 10 23 своих структурных элементов (атомов или групп атомов, молекул, групп ионов (Na 2 SO 4), комплексных групп и т.д.). Число N A = 6,02 × 10 23 названо постоянной Авогадро . Молярная масса вещества – это масса одного моля. Ее обычная единица измерения г/моль, обозначение М.
Вспомним, что относительная молекулярная масса (М r) – это отношение массы одной молекулы к массе атомной единицы массы, которая равна 1/N A г.
Пусть относительная молекулярная масса какого-то вещества равна М r . Вычислим его молекулярную массу М.
Масса одной молекулы: m = М r а.е.м. = М r × г
Масса одного моль (N A молекул): М = m N A = М r × = М r . Видим, что численно молярная масса в граммах совпадает с относительной молекулярной массой. Это следствие выбора определенной атомной единицы массы (1/12 массы изотопа углерода 12 С).
При решении расчетных химических задач необходимо умение производить вычисления по уравнению химической реакции. Урок посвящен изучению алгоритма расчетов массы (объема, количества) одного из участников реакции по известной массе (объему, количеству) другого участника реакции.
Тема: Вещества и их превращения
Урок: Расчеты по уравнению химической реакции
Рассмотрим уравнение реакции образования воды из простых веществ:
2H 2 + O 2 = 2H 2 O
Можно сказать, что из двух молекул водорода и одной молекулы кислорода образуется две молекулы воды. С другой стороны, эта же запись говорит о том, что для образования каждых двух молей воды нужно взять два моля водорода один моль кислорода.
Мольное соотношение участников реакции помогает производить важные для химического синтеза расчеты. Рассмотрим примеры таких расчетов.
ЗАДАЧА 1. Определим массу воды, образовавшуюся в результате сгорания водорода в 3,2 г кислорода
.
Чтобы решить эту задачу, сначала необходимо составить уравнение химической реакции и записать над ним данные условия задачи.
Если бы мы знали количество вещества вступившего в реакцию кислорода, то смогли бы определить количество вещества воды. А затем, рассчитали бы массу воды, зная ее количество вещества и . Чтобы найти количество вещества кислорода, нужно массу кислорода разделить на его молярную массу.
Молярная масса численно равна относительной . Для кислорода это значение составляет 32. Подставим в формулу: количество вещества кислорода равно отношению 3,2 г к 32 г/моль. Получилось 0,1 моль.
Для нахождения количества вещества воды оставим пропорцию, используя мольное соотношение участников реакции:
на 0,1 моль кислорода приходится неизвестное количество вещества воды, а на 1 моль кислорода приходится 2 моля воды.
Отсюда количество вещества воды равно 0,2 моль.
Чтобы определить массу воды, нужно найденное значение количества воды умножить на ее молярную массу, т.е. умножаем 0,2 моль на 18 г/моль, получаем 3,6 г воды.
Рис. 1. Оформление записи краткого условия и решения Задачи 1
Помимо массы, можно рассчитывать объем газообразного участника реакции (при н.у.), используя известную вам формулу, в соответствие с которой объем газа при н.у. равен произведению количества вещества газа на молярный объем. Рассмотрим пример решения задачи.
ЗАДАЧА 2. Рассчитаем объем кислорода (при н.у.), выделившийся при разложении 27г воды.
Запишем уравнение реакции и данные условия задачи. Чтобы найти объем выделившегося кислорода, нужно найти сначала количество вещества воды через массу, затем по уравнению реакции определить количество вещества кислорода, после чего можно рассчитать его объем при н.у.
Количество вещества воды равно отношению массы воды к ее молярной массе. Получаем значение 1,5 моль.
Составим пропорцию: из 1,5 моля воды образуется неизвестное количество кислорода, из 2 молей воды образуется 1 моль кислорода. Отсюда количество кислорода равно 0,75 моля. Рассчитаем объем кислорода при н.у. Он равен произведению количества кислорода на молярный объем. Молярный объем любого газообразного вещества при н.у. равен 22,4 л/моль. Подставив числовые значения в формулу, получим объем кислорода, равный 16,8 л.
Рис. 2. Оформление записи краткого условия и решения Задачи 2
Зная алгоритм решения подобных задач, можно рассчитать массу, объем или количество вещества одного из участников реакции по массе, объему или количеству вещества другого участника реакции.
1. Сборник задач и упражнений по химии: 8-й кл.: к учеб. П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / П.А. Оржековский, Н.А. Титов, Ф.Ф. Гегеле. - М.: АСТ: Астрель, 2006. (с.40-48)
2. Ушакова О.В. Рабочая тетрадь по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006. (с. 73-75)
3. Химия. 8 класс. Учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.:Астрель, 2013. (§23)
4. Химия: 8-й класс: учеб. для общеобр. учреждений / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, Л.С. Понтак. М.: АСТ: Астрель, 2005. (§29)
5. Химия: неорган. химия: учеб. для 8кл. общеобр. учрежд. /Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (с.45-47)
6. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред.В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003.
Дополнительные веб-ресурсы
2. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов ().
Домашнее задание
1) с. 73-75 №№ 2, 3, 5 из Рабочей тетради по химии: 8-й кл.: к учебнику П.А. Оржековского и др. «Химия. 8 класс» / О.В. Ушакова, П.И. Беспалов, П.А. Оржековский; под. ред. проф. П.А. Оржековского - М.: АСТ: Астрель: Профиздат, 2006.
2) с.135 №№ 3,4 из учебника П.А. Оржековского, Л.М. Мещеряковой, М.М. Шалашовой «Химия: 8кл.», 2013 г.
Задание. Сколько литров кислорода (н. у.) вступит в реакцию при сгорании 4,8 г магния?
Периодический закон (ПЗ) и периодическая система (ПС)
элементов Д. И. Менделеева
Открытие ПЗ и построение ПС явились вершиной развития химии в 19 в (1869 г). Д.И. Менделеев расположил все известные в то время элементы (63) в порядке возрастания их атомных масс и при этом обнаружил связь свойств химических элементов с их атомными массами, которая заключалась в том, что через определенные интервалы свойства элементов повторялись. Д. И. Менделеев сформулировал периодический закон так: Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов.
Несмотря на всю огромную значимость такого вывода, ПЗ и ПС представляли лишь гениальное эмпирическое (экспериментальное) обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Причина этого в том, что в 19 в совершенно отсутствовали представления о сложности строения атома.
Чаще используют три варианта ПС:
1. Короткопериодный;
2. Полудлинный (все элементы 4-го и 5-го периодов вытянуты в одну линию по 18 элементов;
3. Длиннопериодный (в одну линию вытянуты все s, p, d и f элементы.
Короткаяформа ПС состоит из 7 периодов и 8 групп.
Период – это горизонтальный ряд, который начинается щелочным металлом (кроме первого периода) и заканчивается инертным элементом (кроме седьмого периода).
Первый, второй и третий периоды состоят из одного ряда и называются малыми. Четвертый, пятый и шестой периоды состоят из двух рядов и называются большими. Всего в периодической системе 10 рядов. Верхний ряд - четный, нижний - нечетный. Четные ряды содержат только металлы и свойства элементов слева направо меняются мало. Четный ряд большого периода заканчивается тремя сходными между собой по свойствам элементами: триадами. Нечетные ряды содержат металлы и неметаллы, в них слева направо идет постепенный переход от металлических свойств к неметаллическим.
В шестом периоде послелантана La (№ 57) расположены 14 элементов со сходными свойствами(№ 58 - 71): лантаноиды. Все они реакционноспособные металлы, реагируют с водой, у них сильно выражена горизонтальная аналогия.
В седьмом периоде после актиния Ас (№89) аналогично расположены14 элементов (№90 - 103), подобных актинию: актиноиды. Ядра их атомов крайне неустойчивы, то есть являются радиоактивными.
Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной.
Подгруппы, в которые входят элементы малых и больших периодов, называются главными (А). Подгруппы, в которые входят элементы только больших периодов, называются побочными (В). Подгруппы объединяют наиболее сходные между собой элементы.
Для элементов одной группы характерны следующие закономерности:
1. Все элементы, кроме благородных газов, образуют кислородные соединения.
2. Высшая валентность и высшая положительная степень окисления обычно соответствует номеру группы. Исключения: 1) в 8-й группе только у рутения Ru и Os валентность равна VIII; Cu +1 , Cu +2 ; O –2 ; F –1 .
3. Элементы главной подгруппы с IV по VIII группы образуют летучие соединения с водородом. Валентность их в этих соединениях равна разности между числом 8 и номером группы. Например, N находится в V-й группе и его валентность равна 8 – 5 = 3 в соединении NH 3 .
Строение атома
В XIX в. считали, что атом – неделимая частица, которая не изменяется при химических реакциях. В концеХIХ- начале XX вв. были открыты рентгеновское излучение (немецким ученым К. Рентгеном, 1895 г), радиоактивность (французским ученым А. Беккерелем, 1896), электрон (английским ученым Дж. Томсоном, 1897 г.). Масса m(е)=9,109×10 –28 г и отрицательный заряд q(e)=1,602×10 –19 Кл. Величина заряда электрона принята за единицу элементарного электрического заряда.
В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой положительный заряд равномерно распределен по объему атома и нейтрализован вкрапленными в него электронами. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил планетарную модель строения атома. По этой теории в центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого движутся электроны. Совокупность электронов в атоме называется его электронной оболочкой. В 1913 г. Английский ученый Д. Мозли обнаружил, что величина положительного заряда ядра атома равна порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д. И. Менделеева. Атом электронейтрален, следовательно, число электронов в электронной оболочке атома равно заряду ядра Z или порядковому номеру элемента в периодической системе .
В 1932 г. советские ученые Д. Д. Иваненко и Е. Н. Гапон и, независимо от ниx, немецкий ученый В. Гейзенберг создали протонно-нейтронную теорию строения ядра
. Протон
р - это частица с массой, равной 1 а. е. м.
(1,66 ×10 –24 г), и зарядом + 1. Нейтрон
n – это электронейтральная частица массой, близкой к массе протона. Протоны и нейтроны называют нуклонами.
Заряд ядра атома определяется числом протонов. Следовательно, число протонов в ядре атома также равно порядковому номеру элемента в периодической системе . Общее число протонов и нейтронов называется массовым числом (А). Оно равно округленному до целого числа значению относительной атомной массы.
Задание. Какой заряд ядра и сколько электронов, протонов, нейтронов в атоме цинка?
Z=+30, p=30, e=30, n = 65–30 = 35.
Изотопы
Разновидности атомов одного элемента, обладающие одинаковыми зарядами ядер, но разными массовыми числами (одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов), называются изотопами. Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы.
Каждый изотоп характеризуется двумя величинами: массовым числом (проставляется вверху слева от химического знака) и порядковым номером (проставляется внизу слева от химического знака) и обозначается символом соответствующего элемента. Например, элемент водород имеет три изотопа. Н – протий (1 р); D ( Н) - дейтерий (1р, 1 n); T ( Н) - тритий (1 р, 2 n).