Химия. 11 класс. Углублённый уровень
Покупка
ФПУ
Тематика:
Химия
Издательство:
Просвещение
Год издания: 2022
Кол-во страниц: 322
Дополнительно
Вид издания:
Учебник
Уровень образования:
Среднее общее образование
ISBN: 978-5-09-101664-2
Артикул: 815966.01.99
Учебник углублённого уровня включает основные сведения о строении атома, химической связи, межмолекулярных взаимодействиях, термодинамике, кинетике и стехиометрии химических реакций, классификации и свойствах важнейших неорганических веществ. Особое внимание уделено медико-биологическому значению химических процессов, химических элементов и их соединений. Вопросы и задания, содержащиеся в учебнике, а также рекомендованные электронные ресурсы позволят учащимся подготовиться к Единому государственному экзамену по химии. Учебник написан в соответствии с требованиями Федерального государственного образовательного стандарта среднего
общего образования.
Тематика:
ББК:
УДК:
ГРНТИ:
Скопировать запись
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов.
Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в
ридер.
З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
УДК 373.167.1:54+54(075.3) ББК 24я721 П88 На учебник получены положительные заключения научной (заключение РАО № 1180 от 28.11.2016 г.), педагогической (заключение РАО № 1071 от 21.11.2016 г.) и общественной (заключение РКС № 556-ОЭ от 19.12.2016 г.) экспертиз. Издание выходит в pdf-формате. Пузаков, Сергей Аркадьевич. П88 Химия : 11-й класс : углублённый уровень : учебник : издание в pdf-формате / С. А. Пу заков, Н. В. Машнина, В. А. Попков. — 4-е изд., стер. — Москва : Просвещение, 2022. — 320 с. : ил. ISBN 978-5-09-101664-2 (электр. изд.). — Текст : электронный. ISBN 978-5-09-088086-2 (печ. изд.). Учебник углублённого уровня включает основные сведения о строении атома, химической связи, межмолекулярных взаимодействиях, термодинамике, кинетике и стехиометрии химических реакций, классификации и свойствах важнейших неорганических веществ. Особое внимание уделено медико-биологическому значению химических процессов, химических элементов и их соединений. Вопросы и задания, содержащиеся в учебнике, а также рекомендованные электронные ресурсы позволят учащимся подготовиться к Единому государственному экзамену по химии. Учебник написан в соответствии с требованиями Федерального государственного образовательного стандарта среднего общего образования. УДК 373.167.1:54+54(075.3) ББК 24я721 ISBN 978-5-09-101664-2 (электр. изд.) © АО «Издательство «Просвещение», 2019 ISBN 978-5-09-088086-2 (печ. изд.) © Художественное оформление. АО «Издательство «Просвещение», 2019 Все права защищены З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
ПРЕДИСЛОВИЕ В учебнике для 11 класса рассмотрены основные вопросы неорганиче- ской и общей химии. Напоминаем вам, как работать с учебником. Большинство параграфов содержит определения, на которых стро- ится изложение курса. Если в тексте вы встретитесь с незнакомыми вам научными терминами, в том числе медицинскими, обратитесь к энциклопедическим словарям или интернет-ресурсам. Разделы, отмеченные звёздочкой (*), содержат дополнительный ма- териал медико-биологического направления. После каждого параграфа, кроме последнего, даны задачи, упраж- нения и тесты, выполнение которых предусмотрено в тетради. Ответы к задачам необходимо округлять до трёх значащих цифр, если только ответ не является целым числом. Напомним, что значащими считаются все цифры числа, начиная с первой левой, отличной от нуля. В каждом из следующих чисел содержатся по три значащие цифры: 555; 5,55; 0,555 и 0,00555. При расчёте молярных масс атомные массы всех элементов, кроме хлора (35,5), округляются до целых чисел. При раздельном выполнении вычислений, т. е. по действиям, на промежуточных этапах следует оставлять четыре значащие цифры. Задания, предусматривающие работу в коллективе (групповую рабо- ту), бывают двух типов. Первый — обсуждение проблемы, при котором свою точку зрения высказывают двое-трое учащихся, а учитель подводит итог. При втором типе групповой работы класс делится на малые группы (по 5—6 учащихся). Один из наиболее подготовленных учащихся исполняет роль ведущего. Все группы работают над одним и тем же заданием. Ведущий корректирует при необходимости работу групп и подводит итог. Результаты оценивает преподаватель. В учебнике предложены также темы проектов по химии и даны рекомендации к их выполнению. В разделе «Практикум» помещены лабораторные опыты и практи- ческие работы, которые помогут усвоить теоретический материал. При недостатке оборудования и реактивов в школьной лаборатории можно обратиться на кафедры вузов, находящихся в партнёрских отношениях со школой, или воспользоваться электронными ресурсами. Химию невозможно изучать в отрыве от других естественно-науч- ных дисциплин, в первую очередь от физики и биологии. Межпредмет- ные связи в тексте обозначены следующим образом: . Желаем вам успешного усвоения курса! З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
ГЛАВА 1 СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА § 1. Строение атома 1.1. Общие представления Термин «атом» (от греч. atomos — неделимый) для мельчайшей неделимой частицы вещества был впервые предложен греческим философом Демокритом примерно в 400 г. до н. э. Его гипотеза не использовалась для описания явлений окружающего мира ни ранними естествоиспытателями, ни алхимиками, ни химиками вплоть до конца XVIII в. Совокупность накопленных к этому времени знаний потребовала объяснения их на качественно новом уровне, что привело английского учёного Д. Дальтона в 1808 г. к формулированию атомистической теории строения вещества. Понадобилось чуть меньше 100 лет после принятия этой теории, чтобы на границе XIX и XX вв. учёные сначала предположили, а затем доказали сложное строение атома. Оказалось, что атомы состоят из более мелких частиц. В настоящее время принято следующее определение термина «атом»: Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и взаимодействующих с ним отрицательно заряженных электронов. Термин «электрон» произошёл от греческого слова elektron — ян- тарь, вещество, легко электризующееся при трении. Параметры фундаментальных частиц представлены в таблице 1.1. Таблица 1.1 Абсолютные и относительные значения масс и зарядов частиц, из которых состоит атом Частица Масса, кг Массовое число Заряд, Кл Относительный заряд Протон 1,673 Ч 10–27 1 +1,6 Ч 10–19 +1 Нейтрон 1,675 Ч 10–27 1 0 0 Электрон 9,11 Ч 10–31 0 –1,6 Ч 10–19 –1 1.1. Общие представления З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
Массу атомов составляют в основном протоны и нейтроны, причём эта масса сосредоточена в ничтожно малой части пространства внутри атома: объём ядра примерно в 100 тыс. раз меньше объёма всего атома, а масса электрона составляет приблизительно 1 / 1840 массы протона. Частицы, из которых состоит ядро, — протоны и нейтроны — называют нуклонами. Число нуклонов определяет массовое число атома. Практически у всех элементов есть атомы, различающиеся массо- выми числами. Например, у атомов кобальта массовое число может быть равно 58 (в ядре 27 протонов и 31 нейтрон) и 59 (27 протонов, но 32 нейтрона). Изотопы — разновидности атомов одного элемента, содержащие в ядре разное число нейтронов. Многие элементы существуют в природе в виде смеси изотопов. Это в ряде случаев объясняет дробные атомные массы элементов. Рассмотрим классический пример. Хлор представлен в природе двумя изотопами: 35Cl и 37Cl (верхние индексы указывают массовые числа изотопов). Лёгкого изотопа примерно в 3 раза больше, чем тяжёлого, поэтому элемент хлор имеет дробную атомную массу 35,45. Бром представлен двумя изотопами: 79Br и 81Br, которых в естественной изотопической смеси находится примерно поровну, вследствие чего элемент бром имеет атомную массу 79,9. Изотопы водорода имеют свои названия: протий (1Н), дейтерий D (2H) и тритий Т (3Н). Протий и дейтерий — изотопы водорода, встречающиеся в природе. Распространённость протия превышает распространённость дейтерия примерно в 6700 раз, поэтому атомная масса водорода очень близка к 1. Тритий — изотоп, полученный искусственным путём. Некоторые элементы представлены в природе только одним изотопом, например марганец (55Mn). Однако у марганца существуют синтезированные изотопы, например 53Mn, 54Mn, 56Mn. Изотопический состав метеоритов и земной коры различается. На- пример, в метеоритах, содержащих атомы водорода, соотношение изотопов 1Н : 2H существенно ниже, чем на Земле. 1.2. Состояние электрона в атоме Современная теория строения атома основана на квантовой механике. Рассмотрим её основные положения. 1. Фундаментальным частицам, в частности электрону, присущ корпускулярно-волновой дуализм. Это означает, что электрон облада- 1.2. Состояние электрона в атоме З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
ет свойствами не только частицы, но и электромагнитного излучения, т. е. поля. 2. Положение электрона в атоме характеризуют термином «орби- таль». Орбиталь рассматривают как совокупность вероятных (примерно 90 % от возможных) положений электрона в околоядерном пространстве. Орбиталь — область пространства внутри атома с наибольшей веро- ятностью нахождения электрона. 3. В любой момент времени невозможно с одинаковой точностью определить скорость движения электрона и его координаты. Чем точнее определяется скорость движения электрона, тем менее точным становится определение его положения в пространстве вокруг ядра, и наоборот, чем точнее определяются координаты электрона, тем менее точно определяется его скорость. Это утверждение получило название принципа неопределённости. В соответствии с квантовой теорией состояние электрона описыва- ется с помощью четырёх квантовых чисел. Первое (главное) квантовое число (n) характеризует удалённость электрона от ядра, т. е. размер орбитали. Чем больше значение главного квантового числа, тем электрон в среднем находится дальше от ядра и тем большим запасом энергии он обладает. Разница в энергии между орбиталями, различающимися значениями главного квантового числа, убывает по мере возрастания n. Главное квантовое число характеризует энергетический уровень орбитали и может принимать значения целых положительных чисел от 1 до +∞. При n ® ∞ электрон полностью преодолевает притяжение со стороны ядра и отрывается от атома, который превращается в положительно заряженный ион. Максимально возможное значение n для электронов невозбуждённого атома данного элемента соответствует номеру периода, в котором находится этот элемент, например для водорода n = 1, для серы n = 3, для свинца n = 6. Чем больше значение n, тем большее число электронов может на- ходиться на данном энергетическом уровне. Ёмкость энергетического уровня вычисляется по формуле 2n2. Таким образом, на первом энергетическом уровне могут находиться максимально 2 Ч 12 = 2 электрона, на втором — 2 Ч 22 = 8 электронов, на третьем — 2 Ч 32 = 18 электронов, на четвёртом — 2 Ч 42 = 32 электрона. Эти числа лежат в основе строения периодической системы химиче- ских элементов: в 1-м периоде находятся два элемента, во 2-м и 3-м — по 8 элементов, в 4-м и 5-м — по 18, в 6-м — 32. З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
При значениях n > 1 наблюдается расщепление энергетическо- го уровня на подуровни. Это значит, что электроны, находящиеся на одном энергетическом уровне, несколько различаются по запасу энергии и, как следствие этого, различаются формами атомных орбиталей. Второе (орбитальное, побочное) квантовое число может прини- мать значения целых чисел в диапазоне 0 Ј l Ј n – 1. Число орбиталей, находящихся на данном энергетическом уровне, рассчитывают по формуле 2l + 1. Например, при n = 2 возможны два значения l: 0 и 1. На энергетическом подуровне при l = 0 находится только одна орбиталь: 2 Ч 0 + 1 = 1; на подуровне при l = 1 их будет три: 2 Ч 1 + 1 = 3. Число подуровней на данном энергетическом уровне равно главному квантовому числу этого уровня. Для второго квантового числа наиболее распространёнными яв- ляются не цифровые, а буквенные обозначения: l = 0 соответствует s-подуровню, l = 1 — р-подуровню, l = 2 — d-подуровню, l = 3 — f-подуровню. На d-подуровне находятся пять орбиталей, а на f-подуровне — семь. Электроны, находящиеся на соответствующих подуровнях, называют s-, р-, d-, f-электронами. Согласно квантово-механическим представлениям s-орбиталь имеет сферическую форму, р-орбиталь — гантелеобразную (объёмной восьмёрки), d-орбиталь — четырёхлопастную (клеверного листа). Формы орбиталей представлены на рисунке 1.1. Третье (магнитное) квантовое число (m) характеризует взаимную пространственную ориентацию орбиталей в магнитном поле. Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел, включая 0, в диапазоне – l Ј m Ј +l и показывает максимально возможное число орбиталей на каждом энергетическом подуровне. При l = 0 магнитное квантовое число может иметь только одно значение, m = 0, следовательно, существует одна s-орбиталь. Сферическая s-орбиталь симметрична относительно ядра и не имеет определённого направления в трёхмерной системе координат. Рис 1.1. Пространственные формы атомных орбиталей З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
Для l = 1 существуют три значения m (–1, 0, +1), т. е. три p-орбитали. Они различаются тем, что одна их них в трёхмерной системе координат ориентирована вдоль оси x, другая — вдоль оси y и третья — вдоль оси z. Их часто называют соответственно px-, py- и pz-орбиталями (рис. 1.2). Орбитальному квантовому числу l = 2 соответствуют пять d-орби та- лей. Имея четыре лопасти, они ориентируются более сложным образом. Три квантовых числа характеризуют атомные орбитали, четвёртое квантовое число — только электрон. Четвёртое (спиновое) квантовое число (s) принимает два значения: s = +1 / 2 и s = –1 / 2. Следует отметить, что спиновое квантовое число никак не связано с каким-либо его перемещением в пространстве, в том числе и с «вращением вокруг собственной оси» (скорость такого вращения должна превышать скорость света в вакууме), хотя это и отражено в названии ( от англ. spin — вращение). Электрон имеет собственное магнитное поле, которое может ориентироваться параллельно или анти параллельно относительно магнитного поля, создаваемого взаимодействием электрона с ядром. Два значения спинового квантового числа соответст вуют двум возможным способам квантования собственного магнитного момента электрона относительно приложенного магнитного поля. Одна атомная орбиталь может быть занята максимально двумя электронами, но при условии, что они имеют разные значения спинового числа. При изображении электронных конфигураций электроны, имеющие противоположный спин, обозначают противоположно направленными стрелками: -Ї. 1.3. Электронные конфигурации атомов Заполнение орбиталей в невозбуждённом атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причём сначала заполняется орби- 1.3. Электронные конфигурации атомов Рис. 1.2. Взаимная ориентация р-орбиталей З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
таль s-подуровня и лишь затем орбитали р-подуровня. В соответствии с принципом исключения в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырёх квантовых чисел. Электронную конфигурацию атома передают формулой, в кото- рой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на данных орбиталях. Например, электронная конфигурация атома водорода — 1s1, а гелия — 1s2. Атом водорода имеет один неспаренный электрон, а атом гелия — два спаренных электрона. Атом водорода может отдать свой электрон и превратиться в по- ложительно заряженный ион — катион H+ (протон), не имеющий электронов (электронная конфигурация 1s0). Атом водорода может присоединить один электрон и превратиться в отрицательно заряженный ион — анион H– (гидрид-ион) с электронной конфигурацией 1s2. Три электрона в атоме лития распределяются следующим образом: 1s22s1. В образовании химической связи участвуют электроны только внешнего энергетического уровня, называемые валентными. У атома лития имеется валентный электрон на 2s-подуровне, а два электрона 1s-подуровня — внутренние электроны. Атом гелия инертен в химическом отношении, что связано с особой устойчивостью электронной конфигурации 1s2. Незаполненные электронами орбитали называют вакантными. В атоме лития три орбитали 2р-подуровня — вакантные. Электронная конфигурация атома бериллия — 1s22s2. При возбуждении атома электроны с более низкого энергетическо- го подуровня переходят на вакантные орбитали более высокого энергетического подуровня. Процесс возбуждения атома бериллия отражает схема: 4 4 2 2 2 1 1 1 2 1 2 2 Be Be основное cостояние атома бериллия Be * s s h s s p + ® n возбуждённое состояние атома бериллия Be* Сравнение основного и возбуждённого состояния атома бериллия показывает, что они различаются числом неспаренных электронов. В основном состоянии в атоме бериллия неспаренных электронов нет, а в возбуждённом их два. При возбуждении атома в принципе любые электроны с более низ- ких по энергии орбиталей могут переходить на более высокие орбитали, но для рассмотрения химических процессов существенны только переходы между энергетическими подуровнями с близкой энергией. Это З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .
объясняется следующим. При образовании химической связи энергия всегда выделяется, т. е. совокупность двух атомов переходит в энергетически более выгодное состояние. Процесс возбуждения требует затрат энергии. При распаривании электронов в пределах одного энергетического уровня затраты на возбуждение компенсируются за счёт образования химической связи. При распаривании электронов в пределах разных уровней затраты на возбуждение столь велики, что не могут быть компенсированы образованием химической связи. Если химическая реакция не протекает, возбуждённый атом выде- ляет квант энергии и возвращается в основное состояние. Такой процесс называют релаксацией. Распределение пяти электронов в атоме бора характеризуется кон- фигурацией 1s22s22p1. Как следует из приведённой электронной конфигурации, атом бора имеет в основном состоянии один неспаренный электрон (на p-подуровне). При возбуждении один из электронов с 2s-подуровня переходит на вакантную орбиталь 2p-подуровня, в результате чего в атоме появляются три неспаренных электрона. Электронную конфигурацию атомов часто представляют в форме энергетических ячеек. В этом случае чертой (или квадратом) обозначают каждую орбиталь. Чаще всего так обозначают только те орбитали, на которых находятся или могут находиться валентные электроны. Электроны обозначают с помощью стрелок, направленных вверх (s = +1 / 2) или вниз (s = –1 / 2). Неспаренный электрон и спаренные электроны изображают так: Каждая энергетическая ячейка в атоме характеризуется неповторя- ющимся набором трёх квантовых чисел. Так, энергетические ячейки, находящиеся на разных энергетических уровнях, например 1s и 2s, различаются главным квантовым числом. Ячейки одного энергетического уровня, но разных подуровней, например 2s и 2p, отличаются друг от друга вторым квантовым числом. Ячейки, расположенные в пределах одного подуровня (кроме s-подуровня), имеют разные значения третьего квантового числа, например 2px, 2py, 2pz. Таким образом, спаренные электроны имеют одинаковые значения всех квантовых чисел, кроме спинового. Заполнение р-, d- и f-подуровней в невозбуждённых атомах осуществ- ляется таким образом, чтобы суммарный спин электронов был максимальным ( правило Хунда). Иными словами, спаривание электронов наступает только после того, как на каждой орбитали данного подуровня уже находится по одному электрону. Правило Хунда используют для З © АО «Издательство «Просвещение» для коллекции ООО «ЗНАНИУМ » .