билеты для сессии. 1. Сущность атомномолекулярного учения. Строение вещества. Химические элементы, атомы, молекулы, ионы
 Скачать 50.58 Kb.
|
|
Общая и неорганическая химия 1.Сущность атомно-молекулярного учения. Строение вещества. Химические элементы, атомы, молекулы, ионы. Атомно-молекулярная теория базируется на следующих законах и утверждениях: Все вещества состоят из атомов. Атомы одного химического вещества (химический элемент) обладают одинаковыми свойствами, но отличаются от атомов другого вещества Основные положения атомно-молекулярного учения 1) Все вещества состоят из молекул. 2) Молекулы состоят из атомов. Атомы каждого вида (элемента) одинаковы между собой, но отличаются от атомов любого другого вида. 3) Частицы – молекулы и атомы – находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц. 4) При взаимодействии атомов образуются молекулы: гомоядерные – при соединении атомов одного вида (например, H2, O2), образующиеся при этом вещества называются простыми; гетероядерные – при взаимодействии атомов разного вида (например, H2O, H2SO4), образующиеся при этом вещества называются сложными. 5) При физических явлениях молекулы сохраняются, при химических – разрушаются (или образуются новые), атомы же и при физических, и при химических реакциях остаются неизменными. 6) Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества. 7) Все вещества состоят из чрезвычайно мелких частиц – молекул и атомов. Молекулы находятся в непрерывном хаотическом движении. ... С ростом температуры скорость частиц вещества увеличивается, поэтому хаотическое движение частиц принято называть тепловым. Атом — это электронейтральная система взаимодействующих элементарных частиц, состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Ядро атома образовано протонами, которые имеют положительный заряд, и нейтронами, которые не имеют заряда. Молекула — это электронейтральная наименьшая совокупность атомов, образующих определенную структуру с помощью химических связей. Молекулы могут состоять из атомов как только одного химического элемента, так и различных химических элементов. Кроме электронейтральных атомов и молекул, существуют одно или многоатомные заряженные частицы, называемые ионами. Положительно заряженные ионы образуются из атома, если он теряет определенное число электронов. Хими́ческий элеме́нт — совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер. Атомное ядро состоит из протонов, число которых равно атомному номеру элемента, и нейтронов, число которых может быть различным. 2.Электролиз Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита. Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации). Применяется для получения многих веществ (металлов, водорода, хлора и др.), при нанесении металлических покрытий (гальваностегия), воспроизведении формы предметов (гальванопластика). 3. Фосфор: нахождение в природе, получение, свойства. 1) Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. 2) Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и песком при температуре 1500 °С: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 4P + 10CO + 6CaSiO3. Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приемнике под водой 3) Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и черному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов. 4. Диссоциация кислот, щелочей, солей. Свойства ионов. 1) При диссоциации кислот образуются в качестве катионов ионы водорода, и анионы кислотных остатков.НСl = Н+ + Сl-, или НСl + Н2O = Н3O+ + Сl- 2) Щелочи диссоциируют на ионы металла и ионы гидроксила, например: NaOH = Na+ + OH- Са(ОН)2 = Са2++ + 2OН- 3) Соли диссоциируют на ионы металла и ионы кислотного остатка, например: NaNO3 = Na+ + NO3-- К2СО3 = 2К+ + СO32-- 3) Ионы - это положительно или отрицательно заряженные частицы, которые образуются из атомов в результате отдачи или принятия электронов. Если ион положительно заряжен, его называют катионом, если отрицательно - анионом. Самое элементарное: атомы натрия реагируют с водой с выделением водорода, а ионы - нет; атомы натрия токсичны для человека, а ионы - нет. Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42- 5.Коррозия металлов Коррозия – разрушение поверхности сталей и сплавов под воздействием различных физико-химических факторов – наносит огромный ущерб деталям и металлоконструкциям. Основной причиной интенсивного окисления поверхности металлов (что и является основной причиной коррозии) являются: повышенная влажность окружающей среды, наличие блуждающих токов, неблагоприятный состав атмосферы 6. Структура таблицы Д.И. Менделеева. Развитие научных знаний о периодическом законе 1) Структура периодической системы Элементы расположены в таблице по определенному химическому и физическому смыслу. По расположению элемента можно определить его валентность, число электронов и многие другие особенности. Таблица поделена горизонтально на большие и малые периоды, а вертикально на группы 2) Велико значение периодического закона в развитии естествознания и техники. На основе периодического закона плодотворно развивалось учение о строении атома. Оно, в свою очередь, вскрыло физический смысл периодической системы элементов, 1я понимания расположения элементов в ней. 7. Периодический закон и периодическая система химических элементов. Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс. Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда их атомного ядра. 8.Мышьяк, сурьма, висмут 1) Мышья́к (лат.Arsenicum, химический символ — As) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33. Простое вещество представляет собой полуметалл хрупкий стального цвета с зеленоватым оттенком (в серой аллотропной модификации). Яд и концероген. Мышьяк — рассеянный элемент. Содержание в земной коре 1,7⋅10−4 % по массе. В морской воде 0,003 мг/л. Этот элемент иногда встречается в природе в самородном виде, минерал имеет вид металлически блестящих серых скорлупок или плотных масс, состоящих из мелких зёрнышек. Мышьяк — серое с металлическим блеском хрупкое вещество (α-мышьяк) с ромбоэдрической кристаллической решеткой, a = 0, 4135 нм и a = 54, 13°. Плотность 5, 74 кг/дм3. При нагревании до 600°C As сублимирует. При охлаждении паров возникает новая модификация — желтый мышьяк. Существует множество способов получения мышьяка: сублимацией природного мышьяка, способом термического разложения мышьякового колчедана, восстановлением мышьяковистого ангидрида и др. В настоящее время для получения металлического мышьяка чаще всего нагревают арсенопирит в муфельных печах без доступа воздуха. 2) Кларк сурьмы — 500 мг/т. Её содержание в вулканических породах в общем ниже, чем в осадочных. Из осадочных пород наиболее высокие концентрации сурьмы отмечаются в глинистых сланцах (1,2 г/т), бокситах и фосфоритах (2 г/т) и самые низкие в известняках и песчаниках (0,3 г/т). Сурьму получают сплавлением сульфида Sb2S3 с железом: Sb2S3+3Fe=2Sb+3FeS; обжигом сульфида Sb2S3 и восстановлением полученного оксида углем: Sb2S3+5O2=Sb2O4+3SO2, Sb2O4+4C=2Sb+4CO. Основные физические свойства сурьмы: 1) твёрдость 2) хрупкость, 3) увеличение размеров при застывании, низкая тепло- и электропроводность, 4) 4 аллотропных модификации, возникающие при различном уровне давления, 5) 3 аморфные модификации: взрывчатая, жёлтая, чёрная. 3) Висмут Содержание висмута в земной коре — 2⋅10−5 % по массе, в морской воде — 2⋅10−5 мг/л. В рудах находится как в форме собственных минералов, так и в виде примеси в некоторых сульфидах и сульфосолях других металлов. Висмутовые руды, содержащие 1 % и выше висмута, встречаются редко. В зависимости от состава примесей в черновом висмуте, извлечённом из концентратов, чистый висмут получают различными методами: окислительное рафинирование под щелочными флюсами, зейгерование, сплавление с серой и др. Товарный висмут содержит почти 100% основного металла. Висмут высокой чистоты получают зонной перекристаллизацией в атмосфере инертного газа. На воздухе висмут слабо окисляется. В своей подгруппе обладает наиболее ярко выраженными основными свойствами; степень окисления +2, +3, +5, а также -3, +4, +1. Высшую степень окисления +5 висмут проявляет лишь в щелочной среде при действии сильных окислителей; 9. Размещение электронов по орбиталям в атомах малых и больших периодов 1) На s- орбитали может находится не более 2х электронов . 2) р- орбиталь имеет гантелеобразную форму. При заданном квантовом числе таких орбиталей три. 3) d- электроны могут быть в атомах от 1 до 10 10. Триоксид серы. Серная кислота. 1) ТРИОКСИД СЕРЫ (серный ангидрид, SO3), неорганическое соединение, АНГИДРИД СЕРНОЙ кислоты, а значит при реакции с водой образует кислоту. При комнатной температуре триоксид серы принимает жидкую или твердую форму. Растворяется в серной кислоте, образуя дымящуюся серную кислоту, или олеум (H2S2О7). 2) Се́рная кислота́ H₂SO₄ — неорганическое вещество, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы. При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с сильнокислым «медным» вкусом. Основные физические свойства: температура плавления – 10,38 °C; температура кипения – 279,6 °C; плотность вещества – 1,8356 граммов на кубический сантиметр. Смешивается с водой во всех соотношениях г/100 мл. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. В молекуле серная кислота тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Бесцветные, похожие на лед кристаллы имеют слоистую структуру: каждая молекула H2SO4 соединена с четырьмя соседними прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас В промышленности серную кислоту получают окислением диоксида серы (сернистый газ, образующийся в процессе сжигания серы или серного колчедана) до триоксида (серного ангидрида) с последующим взаимодействием SO3 с водой. Получаемую данным способом серную кислоту также называют контактной (концентрация 92-94 %). 11. Электролитическая диссоциация электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Факторы, влияющие на степень диссоциации. И константу диссоциации. 1)Электролитическая диссоциация — это процесс распада молекул на ионы при растворении или плавлении. 2)Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных системах. 3)Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как, например, когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. 4) Сильный электролит представляет собой раствор / раствор, который полностью или почти полностью ионизируется или диссоциирует в растворе. Эти ионы являются хорошими проводниками электрического тока в растворе. 5) Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты, такие как HF), основания p-, d- и f-элементов. 6)На степень электролитической диссоциации влияют различные факторы: природа растворенного вещества и его количество, свойства растворителя, температура раствора. 7) 1. Константа диссоциации зависит от природы растворенного вещества; 2.Константа диссоциации зависит от природы растворителя; 3. Константа диссоциации зависит от температуры; 4. Константа диссоциации не зависит от концентрации; 5.Константа диссоциации не зависит от наличия одноименного иона. 12.Топливо и его виды На данный момент самыми распространенными видами топлива являются нефть, нефтепродукты, уголь, природный газ, древесина, растительные виды топлива или отхода, торфяные соединения, горючие сланцы. ... В химический состав топлива могут входить также такие вещества, как водород, кислород, азот, сера, зола и вода. 13.Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье. Константа химического равновесия 1) Химическое равновесие — состояние химического обратимого процесса, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. 2) При́нцип Ле Шателье́ — Бра́уна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные в сторону противодействия изменениям. 3) Константа равновесия KC и в этом случае называется константой диссоциации, обозначается К и равна константе основности.Величина константы равновесия не зависит от концентрации реагирующих веществ. Она определяется отношением констант скоростей обратной и прямой химических реакций. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. От присутствия катализатора константа равновесия не зависит, так как катализатор одновременно изменяет энергию активации прямой и обратной реакции на одну и туже величину. Катализатор может лишь ускорить или замедлить наступление химического равновесия. 14. Щелочные металлы: нахождение в природе, свойства, получение. 1) Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. ... глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 · 10 H 2 O, сильвин — хлорид калия KCl, сильвинит — двойной хлорид калия-натрия KCl ·NaCl и др. 2) Щелочные металлы более мягкие, бурно реагируют с водой и галогенами, легко окисляются на воздухе, образуя оксиды, пероксиды, надпероксиды, взаимодействуют с кислотами и аммиаком. При нагревании вступают в реакцию с неметаллами. 3) Все щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений, являются сильными восстановителями, и их получение требует высоких энергетических затрат. Литий получают электролизом расплава хлорида лития, который образуется при переработке сподумена. 15. Соединения галогенов с водородом. Соединения галогенов с водородом HHal называются галогеноводородами. Это бесцветные газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде. ... Для остальных галогеноводородов образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена. 16. Жесткость воды и способы ее устранения 1) Первый способ – кипячение. При кипячении растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты, и жесткость воды уменьшается. Второй способ – добавление известковой воды. При добавлении известковой воды гидрокарбонаты переходят в карбонаты и вода становится более мягкой.Сa(HCO3)2 = CaCO3 ↓ + H2O + CO2↑ 2) Второй способ – добавление известковой воды. При добавлении известковой воды гидрокарбонаты переходят в карбонаты и вода становится более мягкой. Сa(HCO3)2+ Ca(OH)2 = CaCO3 ↓ +2 H2O(HCO3)2+ Ca(OH)2 = CaCO3 ↓ +2 H2O 17. Водород: нахождение в природе, получение, свойства, применение. Перекись водорода. 1) Водород в природе Главный резервуар водорода на Земле — вода гидросферы (11,19%, по массе). Водород — один из основных компонентов всех природных органических соединений. В свободном состоянии присутствует в вулканических и других природных газах, в атмосфере (0,0001%, по числу атомов). 2) Самые распространенные способы получения водорода в промышленности: паровая конверсия метана и его гомологов; газификация кокса; электролитическое разложение воды. 2) Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса. Молекула водорода не полярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 0С) и плавления (-259,2 0С). Химические свойства водорода: В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна -1. Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется образованием обобщен ной пары электронов Н:Н или Н2 Благодаря этому обобщению электронов молекула Н2 более энергети чески устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разорвать в 1 моль водорода молекулы на атомы, необходимо затратить энергию 436 кДж: Н2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль Этим объясняется сравнительно небольшая активность молекулярного водорода при обычной температуре. Со многими неметаллами водород образует газообразные соедине ния типа RН4, RН3, RН2, RН. 1) С галогенами образует галогеноводороды: Н2 + Cl2 → 2НСl. При этом с фтором — взрывается, с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании. 2) С кислородом: 2Н2 + О2 → 2Н2О с выделением тепла. При обычных температурах реакция протекает медленно, выше 550°С — со взрывом. Смесь 2 объемов Н2 и 1 объема О2 называется гремучим газом. 3) При нагревании энергично реагирует с серойь(значительно труднее с селеном и теллуром): Н2 + S → H2S (сероводород), 4) С азотом с образованием аммиака лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях: ЗН2 + N2 → 2NН3 5) С углеродом при высоких температурах: 2Н2 + С → СН4 (метан) 3) Водород используется в качестве топлива в ракетных двигателях. Водородом можно восстанавливать металлы из их оксидов. С помощью водорода жидкие жиры превращают в твёрдые (растительное масло — в маргарин). Водород применяется для получения многих органических веществ. 4) Перокси́д водоро́да, H₂O₂ — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. |