билеты для сессии. 1. Сущность атомномолекулярного учения. Строение вещества. Химические элементы, атомы, молекулы, ионы
 Скачать 50.58 Kb.
|
|
45. Закон действия масс. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Закон действия масс : При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрации входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой вещества в уравнении реакции. Скорость химической реакции — это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. На скорость реакции влияет множество факторов: · природа реагирующих веществ, · их концентрация, · температура, · наличие и природа катализатора (соединения, увеличивающего скорость. реакции), · площадь поверхности границы раздела фаз (в гетерогенных реакциях), · природа растворителя, ионная сила раствора (в реакциях в растворах), · внешние воздействия (такие как облучение светом). 46.Оксиды и кислоты фосфора. Оксид фосфора – очень гигроскопичное вещество, которое используется для осушения газов. К классу фосфорных кислот относят кислоты, имеющие в своем составе атом фосфора в степени окисления +3, +5. Наиболее значимой кислотой является ортофосфорная (фосфорная) H3PO4. 47. Подгруппа меди: медь, золото, серебро. Медь, серебро, золото расположены в побочной подгруппе I группы, относятся к d-металлам. Электронная структура внешнего энергетического уровня атомов этих элементов выражается формулой (n-1)d10ns1. Наиболее характерные степени окисления: для меди +2, для серебра +1, для золота +3. 48. Фиксация атмосферного азота. Получение аммиака. Азотфиксация, или микробиологическая фиксация атмосферного азота — процесс поглощения микроорганизмами почвы азота атмосферы и трансформация его в органические и минеральные вещества. Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью. Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром. Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом 49.Аллюминий: нахождение в природе, свойства, применение. Элемент 13-й группы периодической таблицы химических элементов, третьего периода, с атомным номером 13. Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ В природе алюминий встречается только в Соединениях Физические свойства. Металл алюминий характеризуется высокой электропроводностью, теплопроводностью, стойкостью к коррозии и морозу, пластичностью. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства. ПОЛУЧЕНИЕ Алюминий используется для получения алюминиевых сплавов. Чистый алюминий – конструкционный материал в строительстве, применяется в электротехнике, является раскислителем чугуна и стали, восстановителем оксидов в производстве металлов методом алюмотермии. Применяется в качестве компонента твердых ракетных топлив, пиротехнических составов и взрывчатых веществ. 50.Диссоциация воды. Ионное произведение воды, pH и pOH слабых и сильных электролитов. Диссоциация воды. Самоионизация воды (или автодиссоциация воды) представляет собой процесс ионизации чистой воды или в водном растворе, при котором молекулы воды теряют протон – ядро одного из своих атомов водорода (депротонируют). При растворении в воде какого-либо вещества равенства концентраций ионов может разрушаться. 51. Кислородосодержащие соединения галогенов. Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивыми являются соли кислородсодержащих кислот. Галогены (за исключением фтора) во всех кислородсодержащих соединениях проявляют положительные степени окисления +7, +5, +3, +1. 52. Закон эквивалентов Массы реагирующих веществ прямопропорциональны и их эквивалентным массам. 53.Соединение фосфора с водородом и галогенами. Соединение фосфора с водородом представляет собой газообразный фосфористый водород РН3, или фосфин. Фосфин — бесцветный ядовитый газ с чесночным запахом. Он самовоспламеняется на воздухе: 2РН3 + 4O2 = Р2O5 + ЗН2 Дифосфан Соединения фосфора с галогенами. Фосфор образует простые галогениды – PHal3, PHal5, оксогалогениды – POHal3 и комплексные галогениды – [PHal6]–.Тригалогениды фосфора : PF3 – газ (tкип.=–101,50С), PCl3 – жидкость (tкип.=75,30С, tпл.=–90,30С), PBr3 – жидкость (tкип.=175,30С, tпл.=–40,50С 54. Комплексные соединения. Классификация, номенклатура. Комплексные соединения (КС) – это такие соединения, в узлах кристаллической решетки которых находятся комплексные, сложные ионы, способные к самостоятельному существованию в растворах или расплавах. Основываясь на различных принципах, комплексные соединения можно классифицировать различными способами: По электрическому заряду: катионные, анионные и нейтральные комплексы * Катионные комплексы имеют положительный заряд и образуются если вокруг положительного иона координированы нейтральные молекулы. Например, [Al(H2O)6]Cl3, [Ca(NH3)8]Cl2 * Анионные комплексы имеют отрицательный заряд и образуются, если вокруг положительного иона координированы атомы с отрицательной степенью окисления. Например, К[Al(OH)4], K2[BF4] * Нейтральные комплексы имеют заряд равный нулю и не имеют внешней сферы. Они могут образоваться при координации вокруг атома молекул, а также при одновременной координации вокруг центрального положительно заряженного иона отрицательных ионов и молекул. Номенклатура комплексных соединений. Название комплексного катиона записывается одним словом, начинающимся с названия отрицательного лиганда с прибавлением буквы «о», затем приводятся нейтральные молекулы и центральный атом с указанием римской цифрой его степени окисления для металлов переменной валентности. 55. Аммиак. Соли аммония. Бинарное неорганическое химическое соединение азота и водорода, имеющее формулу NH3; при нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом. Плотность аммиака почти вдвое меньше, чем у воздуха. Соли аммония —сложные вещества, в состав которых входят ионы NH4 соединенные с кислотными остатками. Средние соли: Хлорид аммония, Сульфат аммония,Фосфат аммония , кислые соли : гидрофосфат аммония , дигидрофосфат аммония . 56. Молекула воды как электрический диполь. Уникальные свойства воды. Молекула воды образует электрический диполь, т. е. совокупность равных по величине и противоположных по знаку электрических зарядов, находящихся на малом расстоянии. Диполь молекулы воды характеризуется дипольным моментом, т. е. вектором, направленным от отрицательного к положительному заряду. Уникальные свойства воды 1. Вода полярная. Молекулы воды полярны, с частичным положительным зарядом на атомах водорода, частичным отрицательным зарядом на кислороде и изогнутой общей структурой. Это связано с тем, что кислород более электроотрицателен, а это означает, что он лучше, чем водород, притягивает электроны2. Вода отличный растворитель. Вода обладает уникальной способностью растворять многие полярные и ионные вещества. 57.Диссоциация кислот, щелочей, солей. Свойства ионов. Кислоты– это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы водорода и анионы кислотного остатка.Диссоциация щелочей дает катионы металла и всегда анионы гидроксогруппы OH. К примеру: Ca (OH) 2  Ca 2+ 2OH - Слабые многокислотные основания диссоциируют по ступеням.Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотного остатка. Соли диссоциируют по одной ступени, в отличие от кислот и оснований. Свойства ионов определяются:знаком и величиной их заряда строением ионов, т. е. расположением электронов и прочностью их связей, причем особенно важны внешние электроны их размерами, определяемыми радиусом орбиты внешнего электрона прочностью электронной оболочки (деформируемостью ионов.58. Сера: нахождение в природе, свойства, получение, применение. Сера — минерал из класса самородных элементов. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ: В обычных условиях сера представляет собой лёгкие, жёлтые кристаллы, нерастворимые в воде, но хорошо растворимые в сероуглероде ПОЛУЧЕНИЕ.Из самородных рудПри нагревании пирита без доступа воздуха FeS2 = FeS + S.Окислением сероводорода при недостатке кислорода 2H2S + O2 = 2S + 2H2O.Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора H2S + SO2 = 2H2O + 3S. Физические свойства. Чистая сера — хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета, хорошо растворима в сероуглероде, бензоле, анилине; в воде она не растворяется. Сера плохо проводит теплоту и электричество. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Сера – активный неметалл. В химических реакциях она может быть как окислителем, так и восстановителем. Окислителем сера выступает в реакциях с металлами, водородом и некоторыми неметаллами. При комнатной температуре сера реагирует со всеми щелочными и щёлочно-земельными металлами, ртутью, медью, серебром, образуя сульфиды: Эту реакцию используют в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой очень токсичны. ПРИМЕНЕНИЕ Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты. Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона. 59. Гидролиз солей. Его основные случаи. Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей. Четыре случая 1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой . 2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой 3. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой 4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. 60. Карбиды. Оксиды углерода. Угольная кислота. Карби́ды — соединения металлов и неметаллов с углеродом. Окси́ды углеро́да — бинарные химические соединения (оксиды) углерода с кислородом. Угольная кислота. Слабая двухосновная кислота с химической формулой H₂CO₃, образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде, в том числе и углекислого газа из воздуха. 61. Галогены: строение, нахождение в природе, физические и химические свойства, получение и применение. ГАЛОГЕНЫ- Типичные неметаллы. Галогены – простые вещества Молекулы галогенов состоят из двух атомов, с ковалентной неполярной связью между ними. Галогенам не присуща аллотропия. Кристаллическая решетка простых веществ галогенов – молекулярная. Фтор – это зеленовато-желтый газ. Хлор – тоже газ желтого цвета. Бром – красно-бурая жидкость. Йод – черно-фиолетовые кристаллы с характерным металлическим блеском. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ. Галогены в природе.Галогены — химически активные вещества, поэтому в природе они находятся только в виде соединений. Фтор встречается в виде флюорита Ca F, криолита Na Al. F и некоторых других минералов. Наиболее распространённые соединения хлора — каменная соль (галит) и сильвинит KCl ⋅ NaCl.Физические свойства. Простые вещества - галогены - состоят из двухатомных молекул, в которых атомы связаны ковалентной неполярной связью Химические свойства галогенов. Галогены относятся к химически активным веществам. В реакциях с металлами и большинством неметаллов, а также со сложными веществами галогены проявляют сильные окислительные свойства. Наиболее активен в химических реакциях фтор. С увеличением молекулярной массы активность галогенов снижается. Взаимодействие с металлами. При взаимодействии галогенов с металлами образуются соли: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. ПОЛУЧЕНИЕ Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Применение галогенов. Фтор используют для получения фторпроизводных углеводородов – тефлонов, обладающих уникальной химической стойкостью. Хлор применяют в производстве соляной кислоты, брома, хлорной извести, гипохлоритов, хлоратов, многих органических соединений, используют для обеззараживания воды и отбеливания тканей. 62. Кремний: нахождение в природе, получение, свойства. Нахождение в природе: Чаще всего в природе кремний встречается в виде кремнезёма — соединений на основе диоксида кремния ПОЛУЧЕНИЕ: Кремний получают восстановлением из оксида кремния (IV) SiО 2+ 2Mg → Si + 2MgO. Одна из задач – это получение высокочистого кремния. Для этого технический кремний переводят в тетрахлорид кремния. Получившийся тетрахлорид восстанавливают до силана, а силан разлагается при нагревании на кремний и водород. Физические свойства: Аморфный кремний имеет вид бурого порошка, плотность которого равна 2.0г/см 3. Кристаллический кремний - темно-серое, блестящее кристаллическое вещество, хрупкое и очень твердое, кристаллизуется в решетке алмаза. Химические свойства. В химических реакциях кремний может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Окислительные свойства кремния выражены слабее, чем у остальных неметаллов. Взаимодействие с металлами. При высокой температуре кремний реагирует с металлами с образованием силицидов:+= Mg−. В этой реакции кремний — окислитель. С водородом не реагирует! |