Шпора по химии №1(ULTIMATE). Билет 1 Химический элемент

• Название: Билет 1 Химический элемент
• Анкор: Шпора по химии №1(ULTIMATE).doc
• Дата: 26.12.2017
• Размер: 0.71 Mb.
• Имя файла: Шпора по химии №1(ULTIMATE).doc
• Тип: Закон; #13007
• страница: 3 из 10

БИЛЕТ №8 Ядро атома состоит из протонов (относительная масса 1, относительный заряд +1) и нейтронов (относительная масса 1, заряд 0). Протоны и нейтроны относятся к элементарным частицам.

Число протонов в ядре атома Z определяет положительный заряд ядра. Этот заряд в относительных единицах равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Относительная масса ядра складывается из массы протонов, которая также будет равна Z, и массы нейтронов, которая в относительных единицах (а.е.м.) равна числу нейтронов в ядре N. Так как практически вся масса атома сосредоточена в ядре (масса электронной оболочки значительно меньше массы ядра), можно считать, что относительная атомная масса равна сумме масс протонов и нейтронов в ядре:

A_r = Z+N

Все химические элементы имеют атомы с различными массами – изотопы. Изотопы какого-либо элемента отличаются друг от друга числом нейтронов в ядре. Элемент водород, например, имеет три изотопа: протий ₁¹Н (в ядре 1 протон и О нейтронов, относительная масса атома 1), дейтерий ₁²Н или D (в ядре 1 протон и 1 нейтрон, относительная масса атома 2) и тритий ₁³Н или Т (в ядре 1 протон и 2 нейтрона, относительная масса атома 3). Многие элементы в природе имеют несколько изотопов. Большое число изотопов химических элементов получают искусственным путем.

Химические свойства элемента зависят от способности его атома терять (А°- е = А⁺¹) или обретать (А°+е = А") электроны, превращаясь в положительно или отрицательно заряженные ионы. Это количественно оценивается через энергию ионизации атома и энергию сродства атома к электрону.

Энергия ионизации J - энергия, необходимая для отрыва электрона от нейтрального атома в его нормальном состоянии. Энергия ионизации является мерой металлических свойств элемента (в первом приближении также восстановительных свойств). Чем меньше значение J, тем легче отрывается электрон внешнего уровня, тем больше металлических свойств.

Энергия сродства к электрону U - энергия процесса присоединения электрона к нейтральному атому в нормальном состоянии. Величина энергии сродства к электрону является мерой проявления элементом неметаллических и косвенно окислительных свойств.

Электроотрицательность (ЭО) - есть полусумма энергий сродства к электрону и ионизации,

т. е. 3O=0.5(J+U). ЭО позволяет дать наиболее полную характеристику способности элемента проявлять металлические или неметаллические свойства.

Относительная электроотрицательность ОЭО - получается отношением ЭО элемента к ЭО атома фтора, для которого значение ОЭО принято равным 4. Величина ОЭО позволяет оценить способность атома элемента к оттягиванию на себя электронной плотности атомов других элементов. В ПСЭ Д.И.Менделеева в пределах главных подгрупп (8-,р-элементы) сверху вниз значения ОЭО уменьшаются, следовательно, в главных подгруппах сверху вниз увеличиваются металлические и восстановительные свойства элементов, основные свойства их гидроксидов.

В периодах ПСЭ слева направо значения ОЭО увеличиваются, следовательно, здесь постепенно ослабляются металлические и нарастают окислительные свойства. Самый активный неметалл F, он же наиболее сильный окислитель. Самые активные металлы Fr, Cs, Rb являются наиболее сильными восстановителями, а их гидроксиды - самыми сильными основаниями.

Номер группы ПСЭ, в которой стоит элемент, показывает высшую степень окисления его атома в химических соединениях, его высшую валентность. Исключение составляют кислород, фтор (р-семейство); медь, серебро, золото и некоторые другие элементы d-семейства могут проявлять в соединениях валентность большую, чем номер группы.

Форма и свойства соединений данного элемента зависят от степени окисления его атомов. Если элемент проявляет переменную степень окисления и образует несколько оксидов и гидроксидов, то с ее увеличением их свойства меняются от основных через амфотерные к кислотным. Например, Мп образует четыре оксида: МпО, Мп₂О₃, МпОз, Мг^О? Первые два обладают основными свойствами Мп(ОН)г, Мп(ОН)з; МпСЬ амфотерен (МпО(ОН)2₎Н2МпОз); MnjO? является ангидридом марганцевой кислоты (НМпОД).

БИЛЕТ №9 ая связь. Основные положения теории ковалентной связи, метод ВС. Свойства и классификация ковалентной связи. Примеры. Квантово-механическая теория валентности.

Бутлеров выдвинул три основных положения:

- Атомы в молекулах соединены друг с другом в строго определенной последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию новых веществ.

- Атомы соединяются друг с другом строго согласно их валентности.

- Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от порядка соединения атомов в молекуле и характера их взаимного влияния друг на друга.

Квантово-механическая модель образования хим. связей.

1916 г. – Джон Льюис – хим. связь образуется путем образования общей электронной пары, (одновременно принадлежат атомам).

В том же году Коссель Хим связь образуется путем передачи е одним атомом другому, при этом образуется «+», «-» заряженные ионы которые притягиваются друг к другу силами электромагнитного взаимодействия.

Изучение и прогнозирование свойств молекул методами решения уравнения Шрейденгера является отдельным разделом химии – квантовой химией. В зависимости от типов атомов, различают 3 типа хим связей: ковалентную, ионную, металлическая.

Хим связь возникает путем взаимодействия электро полей созданный е и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы или кристалла. Хим связь образуется если е взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи «+» зарядов нескольких ядер.

Метод валентных связей основан на предположении, что хим связь обеспечивается двумя е, движущихся в ограниченном пространстве электростатического поля двух ядер. Fот=e^2/d^2 (закон кулона). Fприт=e^2/((d/2)^2). Fот=Fприт => e^2/d^2= e^2/((d/2)^2)

e- =1/4e+, e+=4*e-.

Система устойчива, если электронная пара будет находится в этом пространстве более ¼ своего времени.

БИЛЕТ №13 Степени окисления выражается химическими формулами. При анализе (и составлении) химических формул удобно пользоваться понятием "степень окисления элемента в соединении". Сумма степеней окисления всех элементов соединения принимается равной нулю. Обычно степень окисления водорода принимается +1, а степень окисления кислорода, равной -2. Степени окисления других элементов соединений рассчитывают, исходя из этих предположений. Пример 1. Какие степени окисления имеют элементы в следующих соединениях: СО₂, Р:О₅, HC1,H₂S?

Решение. В соединении СО₂ сумма степеней окисления двух атомов кислорода составляет (-2).2 = -4. Сумма степеней окисления всего соединения равна нулю. Следовательно, степень окисления углерода равна +4.

В соединении Р₂О₅ каждые пять атомов кислорода характеризуются суммой степеней окисления, равной -10. Следовательно, каждые два атома фосфора, имеют сумму степеней окисления, равную +10, а степень окисления фосфора в соединении Р₂О₅ равна +5.

В соединении НС1 степень окисления водорода +1; следовательно, степень окисления хлора -1. В соединении H₂S степени окисления водорода и серы соответственно равны +1 и -2. Пример 2. Какие степени окисления имеют элементы в соединениях FeCl₂, FeCI₃, Sb₂S₃?

Решение. Перечисленные соединения являются солями хлороводородной и сероводородной кислот. Степень окисления хлора в хлороводородной кислоте равна -1 (см. пример 1); следовательно, степень окисления железа равна +2 в РеС1₂ и +3 в РеС1₃. Степень окисления серы в H₂S равна -2 (см. пример; ^.Следовательно, степень окисления сурьмы в Sb₂S₃ равна +3.

Для соединений, состоящих из трех элементов и более расчет степеней окисления усложняется. Существенную помощь при определении степеней окисления сложных соединений, а также при составлении эмпирических формул оказывает тот факт, что элементы главных и некоторых побочных подгрупп имеют характерные для них степени окисления, зависящие от номера группы.

Так, элементы главных подгрупп I - III групп таблицы Д.И.Менделеева имеют единственные характерные степени окисления - положительные и численно равные номеру группы .

Пример 3. Какие степени окисления в соединениях имеют стронций и галлий?

Решение. Элемент стронций находится в главной подгруппе II группы; следовательно, в соединениях он имеет одну степень окисления +2. Галлий находится в главной подгруппе III группы; следовательно, в соединениях он имеет степень окисления +3.Элементы главных подгрупп IV—VI групп (кроме кислорода) имеют следующие степени окисления: положительные, численно равные номеру группы и на две единицы меньшие, и отрицательные, равные номеру группы минус число 8.

Элементы главной подгруппы седьмой группы (за исключением фтора) имеют характерные нечетные степени окисления от +7 до -1, т.е. +7, +5, +3, +1, -1.

Пример 4. Какие степени окисления имеют в соединениях элементы германий, селен и бром?

Решение. Германий находится в главной подгруппе IV группы; следовательно, в соединениях он имеет степени окисления

44, +2, +4..Селен - элемент главной подгруппы VI группы, его степени окисления в соединениях +6, +4, -2.

Бром - элемент главной подгруппы VII группы, в соединениях он может иметь степени окисления +7, +5, +3, + 1 , - 1 .Если известно, какие степени окисления может иметь элемент, то можно написать эмпирические формулы его соединений с кислородом и водородом.

Пример 5. Напишите эмпирические формулы соединений с кислородом и водородом элементов: а) мышьяка; б) индия.

Решение, а) Мышьяк - элемент главной подгруппы V группы. Следовательно, он имеет степени окисления +5, +3, -3. Эмпирические формулы его оксидов As₂O₅ и As₂O₇ Эмпирическая формула соединения с водородом AsH₃.

б) Индий - элемент главной подгруппы III группы. В соединениях индий имеет единственную степень окисления +3. Индий имеет один оксид 1п₂О₃.

Для элементов побочных подгрупп (d - и f-элементов) не существует такой определенной взаимосвязи между степенями окисления и номером группы, какая наблюдается для элементов главных подгрупп. Можно отметить, что (d -элементы II — VII групп имеют высшие степени окисления, соответствующие номеру группы, и в обычных соединениях элементы побочных подгрупп не проявляют отрицательных степеней окисления.

Степени окисления тех элементов побочных подгрупп, соединения которых наиболее часто применяются в химической практике, следует запомнить. К таким элементам относятся хром (степени окисления +6 и +3), марганец (+7, +6, +4, +2), железо (+3, +2), кобальт, никель (+2, гораздо реже +3), медь (+2, +1), цинк (+2), серебро (+1), кадмий (+2), золото (+3, +1) и ртуть (+2,+1).

БИЛЕТ №14 ОВР протекают с изменением степени окисления атомов, входящих в состав молекул окислителя и восстановителя. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный на основании предположения, что молекула состоит только из ионов. Понятие "степень окисления" и валентность различны. Валентность - число не спаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атома (s-, р-элементы) или на внешнем и предвнешнем незавершенном d-подуровне (d-элементы). Другими словами, это число электронов атома, участвующих в образовании валентных связей. Степень окисления в отличие от валентности имеет положительное, отрицательное или нулевое значение. Например, в молекуле КС1 валентность калия равна 1, а степень окисления +1, в молекуле С1₂ валентность атома хлора равна 1, а степень окисления равна нулю. Условно реакцию окисления-восстановления можно записать в виде

ОКИС, + ВОССТ₂ = ВОССТ, + ОКИС₂.

Окисление - процесс отдачи электронов, восстановление - процесс присоединения электронов. Окислитель в результате реакции восстанавливается, а восстановитель - окисляется. Окисление и восстановление - это две составляющие единого процесса. В соответствии с законом сохранения массы, количество электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. Это равенство записывается в виде уравнений электронного баланса:

п₂ | ОКИС, + п,е = ВОССТ, п, | ВОССТ₂ - п₂е = ОКИС₂

Для правильного составления уравнений реакций окисления-восстановления необходимо правильно определить величину и знак степени окисления любого атома в молекуле.

1).Степень окисления атома в молекуле простого вещества равна нулю (О₂°, J₂°, N₂°, Zn°) 2) Степень окисления кислорода О'² во всех соединениях, кроме перекиси водорода и оксида фтора (H₂O₂^-1, O⁺²F₂). Например, N₂Q-², CaCO₃'².

3. 
   Степень окисления атома водорода во всех соединениях равна +1 (кроме гидридов щелочных и
   щелочноземельных металлов типа NaH»¹, СаН^¹). Например, Н⁺¹2О, H^+I₂SO₄, RbH^+I₂PO₄, NaOH⁺¹.
   
4. 
   Молекула нейтральна, поэтому сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю.
   Например, молекула H₂⁺¹S⁺⁶O₄”², сумма зарядов атомов равна 2-(+1)+(+6)+4-(-2) =+8-8=0.
   

5. 
   Атом элемента в своей высшей положительной степени окисления может быть только
   окислителем. Например, S⁶⁺ + 2е = S⁴⁺.
   
6. 
   Атом элемента в своей низшей степени окисления может быть только восстановителем.
   Например, S²’ – 2е = 8°, 2СГ – 2е = С1₂°.
   
7. 
   Атом элемента, находящийся в промежуточной степени может проявлять свойства окис-лителя
   и восстановителя. Например,
   

окислительные свойства: С1³⁺ + 2е = Сl+ , Мп⁴⁺ + 2е = Мп²⁺,

восстановительные свойства: С1³⁺ - 2е = С1⁵⁺, Мп⁴⁺ - Зе = Мп⁷⁺.

Рассмотрим изменение окислительно-восстановительных свойств простых веществ и сложных соединений для р-элементов 5-7 групп ПСЭ.

Атомы металлов, обладающие переменной положительной степенью окисления, проявляют окислительные и восстановительные свойства в зависимости от степени окисления в данном соединении. Например, Fe²⁺, Ni²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺ - восстановители, a Fe³⁺, Ni³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺- окислители. Все металлы в свободном состоянии (Mg°, Zn°, Fe°) – восстановители.

Пример .Составьте молекулярное уравнение и уравнения электронного баланса для реакции окисления нитрита натрия пермашанатом калия в кислой среде (рН < 7):

NaNO₂+KmnO₄ + H₂SO₄ = Решение, а) Составим уравнения электронного баланса:

5 • | N*³ – 2е = Н^я окисление, 2 • | Мп*⁷ + 5е = Мп²⁺ восстановление.

Коэффициенты 5 и 2 в уравнении электронного баланса уравнивают число отданных восстановителем и принятых окислителем электронов. Эти же коэффициенты являются основными в молекулярном уравнении окислительно-восстановительной реакции и показывают, что 5 молей NaNO₂ окисляются 2-мя молями КмпО₄. Продукты реакции в молекулярной форме определяются степенью окисления атомов элементов, их образующих. Так, ион Мл²*, находясь в растворе серной кислоты и обладая основными свойствами, будет образовывать соль MnSO₄. Атом азота со степенью окисления +5 будет входить в соль азотной кислоты. Запишем продукты реакций в молекулярной форме и расставим коэффициенты в соответствии с уравнениями электронного баланса:

5NaNO₂ + 2КмпО₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + SnaNQ, + K₂SO₄ + 3H₂O

Правильность подбора коэффициентов уравнения контролируется одинаковым числом атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

БИЛЕТ № 23 Химические реакции протекают с выделением или поглощением энергии в виде тепла Тепловой эффект зависит от природы исходных веществ и продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры.

Термодинамика - наука о превращении одних форм энергии в другие на основе закона сохра­нения энергии. Химическая термодинамика устанавливает направление самопроизвольного проте­кания химических реакций при определенных условиях, используя изменения термодинамических величин: внутренней энергии вещества (системы) U, энтальпии Я, энтропии S, свободной энергии Гиббса G.

Термохимия - раздел термодинамики, изучающий тепловые эффекты реакций. Тепловой эффект реакции, измеренный при постоянной температуре и давлении, называют энтальпией (Я) реакции и выражают в джоулях (Дж) и килоджоулях (кДж). Реакции, идущие с выделением тепла, называются экзотермическими и для них ДН^О. Реакции, идущие с поглощением тепла, называются эндотермическими и для них АН_хр>0. Очевидно, что изменение энтальпии в хими-ческой реакции равно взятому с обратным знаком тепловому эффекту реакции при Р - const и Т - const, т. е.