|
|
Шпаргалка к экзамену по химии МГТУ им. Баумана. Шпора к экзамену. 1Развитие представлений о строении атома. Модель атома Резерфорда. Теория Н. Бора. Уравнение волны Л. Де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга
10. Общая характеристика, получение, физические и химические св-ва s-металлов IA и IIA групп: взаимодействие s-металлов с простыми (кислородом, водородом и др.) и сложными веществами. Применение в технике.
Элементы главных подгрупп IA и IIA – самые активные типичные металлы. Металлы I группы называют щелочными, так как они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными. Металлы I группы — мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней.
Металлы II группы тверже и плотнее щелочных. Низкие значения температур плавления и кипения s- металлов объясняются сравнительно слабыми металлическими связями в кристаллических решетках этих металлов. Получение: Получение щелочных и щелочноземельных металлов в свободном виде возможно только путем электролиза расплава их галогенидов или гидроксидов. Химические свойства щелочных металлов: 1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов:
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S → (t) Na2S
2Na + H2 → (t) 2NaH
3Na + P → (t) Na3P
2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития: 4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия:
2Na + О2 = Na2О2.
При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды: К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом: 2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑ 4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями:
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3+N2O +5H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Химические свойства щелочноземельных металлов:
1. Взаимодействие с неметаллами
Сa + Cl2→ 2СaCl2
Сa + S → (t) СaS
Сa + H2 → (t) СaH2
3Сa + 2P → (t) Сa3 P2-
2. Взаимодействие с кислородом
2Сa + O2 → 2CaO
3. Взаимодействие с водой
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2↑, но взаимодействие более спокойное, чем с щелочными металлами.
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
4Sr + 5HNO3 (конц) → 4Sr(NO3)2 + N2O+4H2O
4Ca + 10H2SO4 (конц) → 4CaSO4 + H2S↑ + 5H2O
12. d-Металлы. Положение d-металлов в периодической таблице. Зависимость изменения физических свойств d-металлов от их электронного строения. Общие химические свойства d-металлов: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами и щелочами. Зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений d-металлов от степени окисления d-металла.
d-элементы - группа атомов в периодической таблице элементов , в электронной оболочке которых валентные электроны с наивысшей энергией занимают d-орбиталь. d-элементы располагаются в 4, 5, 6 и 7 периоде Периодической таблицы в 3, 4, 5, 6, 7, 8, 1, 2 побочной подгруппе. d-элементы называют переходными элементами, так как в атомах этих элементов последние электроны размещаются не на внешнем энергетическом уровне, а как бы «переходят» на внутренний предшествующий уровень. D-элементы образуют 3 переходных ряда-в 4,5,6 периодах. Первый переходной ряд включает 10 элементов от скандия до цинка. Характеризуется внутреннейзастройкой d-орбиталей. Орбиталь 4-s заполняется раньше, чем 3-d, т.к. имеет меньшую энергию (правило Клечковского). D элементы: ранние (только неспраенные d-e), поздние (спаренные и неспаренные d-e), s-образные (d-орбитали заполнены полностью, а s нет. Напр: золото, серебро, медь).
Физические свойства: У d-элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу Остальные d-электроны участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают ковалентно-металлической связью. Поэтому все они твердые(кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы. Электроотрицательность и энергии ионизации металлов первого переходного ряда возрастают в направлении от хрома к цинку. Металлические свойства элементов первого переходного ряда постепенно ослабевают в указанном направлении. Химические свойства:переменные состоянияокисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.
С водой:
Mn+2H2O=Mn(OH)2+H2 (при нагревании)
C кислородом (все, но устойчивость различна):
Mn + O2 = MnO2
Кислотами. С кислотами-окислителями водород не выделяется (обе реакции при нагреве)
Mn + 2HCl = MnCl2 + H2 ( 0 (𝑀𝑛2+/𝑀𝑛)=-1, 19 B)
Mn + 8HNO3 = 3Mn(NO3)2 + 2NO2 + 4H2O,
Mn + 2H2SO4(конц.)= MnSO4 + SO2 + 2H2O.
Щелочами. Выделяется водород.
2Mn + 2NaOH + 2H2O = 2 Na(Mn(OH)2) + H2
. Соединения, в которых d-электроны находятся в промежуточных степенях окисления, проявляют амфотерные свойства и окислительно-восстановительную двойственность.
13Общая характеристика физических и химических свойств р-элементов IIIА группы. Алюминий.
В основном состоянии атомы элементов 3-ей группы имеют конфигурацию ns2np1 с одним неспаренным электроном и двумя вакантными р-орбиталями. В соединениях, как правило, атомы находятся в состоянии sp2 - или sp3 – гибридизации с одной вакантной р-или sp3 -гибридной орбиталью. Начиная с Al, в атомах появляются d-орбитали. В (бор) отличается по свойствам от остальных элементов и похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In (Индий) и Тl (Таллий) — мягкие. Все элементы группы трехвалентны, но с увеличением атомного номера более характерной становится валентность 1. В ряду В—Аl—Gа—In—Тl уменьшается кислотность и увеличивается основность гидроксидов R(ОН)3
Алюминий - представитель р-металлов, широко применяемого на практике, самый распространенный металл на Земле В виде свободного металла в природе не встречается; входит в состав глиноземов, бокситов.Физические свойства: Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью, имеет невысокую плотность — втрое меньше, чем у железа или меди, прочный металл. Химические свойства:
1. Поверхность алюминия обычно покрыта прочной пленкой оксида Аl2О3, которая предохраняет его от взаимодействия с окружающей средой. Если эту пленку удаляют, то металл может энергично реагировать с водой и окислять на воздухе:
4Al + 3O2 = 2Al2O3. 2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑.
2. В виде стружек или порошка ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты: 2Аl + 3/2O2 = Аl2О3 + 1676 кДж
3. При комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами образуя галогениды.
4. Реакции с кислотами:
а) Легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации: 2Аl + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2↑. Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий.
б) При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:
2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О,
Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О
в) В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода:
2Аl + 3Н2SО4 = Аl2(SО4)3 + 3Н2.
г) В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):
Аl + 4HNО3 = Аl(NО3)3 + NO + 2Н2О.
5. Алюминий растворяется в растворах щелочей:
2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Na[Аl(ОН)4] + 3Н2↑
Получение. Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na2AlF6 при 970°С: Al2O3 = Al3+ + AlO33-
К: Al3+ +3е- → Al0
А: 4AlO33- - 12е-→ 2Al2O3 + 3O2.
2Al2O3 → 4Al + 3O2.
Применение. Из алюминия и его сплавов изготовляют авиаконструкции, моторы, коробки передач, насосы и другие детали. В электротехнической промышленности алюминий и его сплавы применяют для изготовления кабелей, шинопроводов, конденсаторов, выпрямителей переменного тока. Военная: строительство самолетов, танков, артиллерийских установок.
14. Общая характеристика элементов IVА группы. Олово, свинец. Их получение, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и щелочей. Применение в технике.
а) Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) — элементы 4 группы главной подгруппы. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец — металлы. б) Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: —4, +2, +4. Олово. Получение:
В процессе производства рудоносная порода (касситерит SnO2) подвергается дроблению до размеров частиц в среднем
10 мм, в промышленных мельницах, после чего касситерит отделяется от пустой породы. Далее олово получают восстановлением оловянного камня углем в печах: SnО2 + 2С = Sn + 2СО. Применение: Лужение консервной жести (зашита от коррзии, подготовка к пайке), изготовление жаростойких эмалей и глазурей, припои, станнид тринобия - сверхпроводящий материал.
Взаимодействие: При комнатной температуре олово устойчиво к воздействию воздуха или воды. Такая инертность объясняется образованием поверхностной пленки оксидов.
Заметное окисление олова на воздухе начинается при температурах выше 150°C: Sn + O2 = SnO2. С кислотами:
1. С концентрированной соляной кислотой олово медленно реагирует:
Sn + 4HCl = SnCl4 + H2.
2. В разбавленной серной кислоте олово не растворяется, а с концентрированной — реагирует очень медленно.
3. В концентрированной азотной кислоте:
Sn + 4HNO3 конц. = H2SnO3 + 4NO2 + H2O, при этом олово ведет себя как неметалл.
При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой олово проявляет свойства металла:
3Sn + 8HNO3 разб. = 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
При нагревании олово может реагировать с водными растворами щелочей:
Sn + 2KOH +2H2O = K2[Sn(OH)4] + H2. Свинец. Получение:
Металлический Свинец получают окислительным обжигом PbS с последующим восстановлением РbО до сырого Pb и очисткой последнего.
2PbS + ЗО2 = 2РbО + 2SO2 Применение: Производство свинцовых аккумуляторов. Контейнеры для хранения радиоактивных веществ, аппаратура рентгеновских кабинетов. Оболочки электрических кабелей, защищающих их от коррозии и механических повреждений. Взаимодействие:
1. Соли двухвалентного свинца реагируют с щелочами, образуя почти нерастворимый гидроксид свинца:
2. При избытке щёлочи гидроксид растворяется:
3. Реагирует со щелочами и кислотами:
С кислородом образует ряд оксидов Рb2О, РbО, РbО2, Рb3О4 и Рb2О3.
15. Термодинамические системы и их классификация. Параметры системы. Первый закон термодинамики. Понятие о термодинамических функциях состояния. Внутренняя энергия и энтальпия. Применение первого закона термодинамики к изохорному, изобарному, изотермическому и адиабатному процессам. Стандартные условия. Стандартная энтальпия образования вещества. Закон Гесса и следствия из него. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические расчеты.
Термодинамическая система – это любая совокупность материальных тел, заключенная внутри заданных или произвольно выбранных границ. Все, что находится вне её границ - внешняя среда.
Гомогенные – однородные по составу и физическим свойствам во всем объеме. Гетерогенные – состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга поверхностями раздела. Открытые (m≠const, V≠const, U≠const) или Закрытые (m=const, V≠const, U≠const) Неизолированные или Изолированные (m=const, V=const, U=const) – находящиеся в энергетическом взаимодействии с внешней средой или нет. Бывают только частично изолированные. Адиабатическая - изменение энергии в системе происходит без обмена теплоты с окружающей средой (E=W≠const, Q=const). Параметры ТД системы – свойства, однозначно характеризующие однородные части системы.
Интенсивные – не зависят от кол-ва вещества в системе (температура, давление). Экстенсивные – зависят от кол-ва вещества (масса, обьем, внутренняя энергия). Первый закон ТД: Q = ΔU + А. Количество теплоты, которым система обменивается с окружающей средой равно сумме изменения внутренней энергии и работы, совершаемой над системой (А>0 работа над системой, Q<0 тепло уходит из системы).
Для бесконечно малых элементарных процессов уравнение ПЗТД принимает вид: Q = d U + W илиQ = d U + p d V + W ’Функция состояния – величина, определяемая параметрами состояния, однозначно характеризует систему и не зависит от пути её перехода из одного состояния в другое. Внутренняя энергия - Сумма кинетической энергии всех молекул, из которых состоит тело и потенциальной энергии их взаимодействия.
Энтальпией H называется функция состояния термодинамической системы, равная сумме ее внутренней энергии и произведения давления на объем системы: H = U + pV
Применение первого закона термодинамики к:
1) Изотермическому процессу (U = const):
δQТ = δW = pdV QТ = W
2) Изохорному процессу(V = const):
δQV =dU QV = U2 – U1 = ΔU
3) Изобарному процессу (p = const):
δQp = dU+ d(pv) = d(U + pV) = dH
Qp= H2 – H1 = ΔH
4) Адиабатическому процесу (ΔU = 0):
W = v1∫v2 𝑝𝑑𝑉 = p(V2 – V1)
Стандартное давление для газов, жидкостей и твёрдых тел = 105 Па; Стандартная температура для газов = 273,15 К (0° С);
Стандартная молярность для растворов = 1 моль/л.
Стандартная энтальпия (ΔfH0298).
Закон Гесса: Тепловой эффект химической реакции определяется только начальным и конечным состоянием реакционной системы и не зависит от путей протекания процесса. Следствия из закона Гесса:
1) Тепловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции
fHреакции 2980=j ΣΔfH2980 (продукты) — iΣΔfH2980
(реагенты) с учетом стехиометрии.
2Тепловой эффект прямой реакции равен по величине и противоположен по знаку тепловому эффекту обратной реакции.
3Тепловой эффект химической реакции равен разности сумм теплот сгорания (ΔcH) исходных веществ и продуктов реакции с учетом стехиометрии:
fHреакции 2980= jΣΔcH2980 (продукты) — iΣΔcH2980 (реагенты).
4) Если начальное и конечное состояния химической реакции(ий) совпадают, то её(их) тепловой эффект равен нулю.
Тепловой эффект химической реакции – количество теплоты, выделившейся либо поглотившейся в ходе реакции при постоянном давлении или объёме (p=const или V=const) и равенстве температур исходных веществ и продуктов.
ΔH>0-эндотермический процесс, ΔH<0 экзотермический процесс.
Стехиометрическое уравнение реакции, записанное с указанием агрегатных состояний исходных веществ и продуктов, а также теплового эффекта, называют термохимическим.
16. Второй закон термодинамики. Функция состояния энтропия. Расчет изменения энтропии при изобарном и изохорном процессах, при изотермическом расширении идеального газа, при смешении идеальных газов. Энтропия и термодинамическая вероятность (формула Больцмана). Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия вещества. Расчет изменения энтропии в процессе химической реакции. Зависимость энтропии от температуры.
Второй закон ТД: Формулировка Оствальда: невозможно построить вечный двигатель II рода – машину, которая при постоянной температуре производила бы работу за счёт поглощения теплоты из окружающей среды. Энтропия –мера хаотичности системы.Чемменьше элементы системы подчинены какому-либо порядку, тем выше энтропия Функция состояния.Постоянная при замкнутыхобратимых процессах, в необратимых – ее изменение всегда положительно.
Зависит от:агрегатного состояния вещества, изотопного состава-молекулярной массы однотипных соединений (CH4, C2H6)-строения молекулы -кристаллической структуры
Энтропия устанавливает связь между макро- и микросостояниями.
Расчёт изменения энтропии:
а) Изохорный процесс: 𝛥𝑆𝑣 = 𝑐𝑣𝑙𝑛(𝑇2/𝑇1), 𝑐𝑣 – теплоёмкость при постоянном объёме
б) Изобарный процесс: 𝛥𝑆𝑝 = 𝑐𝑝𝑙𝑛(𝑇2/𝑇1), 𝑐𝑝 – теплоёмкость при постоянном давлении
в) Изотермическое расширение: 𝛥𝑆 = 𝑅 ∗ 𝑙𝑛(𝑉2/𝑉1) = 𝑅 ∗ 𝑙𝑛(𝑃2/𝑃1)
г) Смешение идеальных газов. Общее изменение энтропии равно сумме изменений энтропии каждого газа:
(ni – количество молей вещества).
Через объемы:
Формула Больцмана:S=k*ln(W), 𝛥𝑆 = 𝑘 ∗ 𝑙𝑛(𝑊2/𝑊1)
Термодинамической вероятностью W называют число микросостояний, через которое можно реализовать данное макросостояние.
Третий закон ТД:При стремлении температуры кабсолютному 0, энтропия стремится к 0. Абсолютная энтропия -энтропия притемпературе = 0. Изменение энтропии в ходе химической реакции:
Δr𝑆0Т = ∑ 𝑛𝑗 · 𝑆0Т(𝑗) − ∑ 𝑛𝑖 · 𝑆0Т(𝑖) ,
где j – продукты реакции, i – исходные вещества Зависимость энтропии от температуры: 𝑆0298 = 0∫298 𝑐𝑃*(𝑑𝑇/𝑇)
|
|
|
Скачать 0.64 Mb.