Экзаменационные вопросы по курсу химии иммиТ
 Скачать 2.56 Mb.
|
|
Экзаменационные вопросы по курсу химии ИММиТ 1 Основные положения атомно-молекулярного учения. 1) Все вещества состоят из атомов 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. Основные стехиометрические законы (закон сохранения массы и энергии, постоянства состава, эквивалентов, кратных отношений, Авогадро). + Дефект массы в химический реакциях. 1. Закон сохранения массы – масса продуктов реакции равна массе исходных веществ. 2. Закон сохранения энергии – энергия изолированной системы постоянна. 3. Закон постоянства состава – любое химически индивидуальное соединение имеет один и том же количественный состав не зависимо от способа его получения Дальтониды – подчиняются закону, соединения постоянного состава. Бертоллиды – не подчиняются закону, соединения переменного состава. 4. Закон эквивалентов “Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны их эквивалентным массам” Химический эквивалент – это такое количество элемента (вещества), которое соединяется, замещает, один моль атомов водорода. Э = Молярная масса / степень окисления Эквивалентный объём – объем, который занимает 1 эквивалент рассматриваемого газообразного вещества. 5. Закон кратных отношений – если два элемента образуют несколько химических соединений, то количество одного из них отнесённое к количеству другого относится, как небольшое целое число. (Пример с азотом и кислородом) CO2 CO2 1 часть 2 части 6. Закон Авогадро – в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях ( Р и Т) содержится одинаковое число молекул. Следствия: 1. Моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л. 2. Число молекул в моле газа составляет 6,02⋅1023. Это – фундаментальная постоянная, называемая числом Авогадро. Дефект массы — разность между массой связанной системы взаимодействующих частиц и суммой их масс в свободном состоянии. Дефект массы атомного ядра — разность между суммой масс покоя нуклонов, составляющих ядро данного нуклида, и массой покоя атомного ядра этого нуклида. Согласно соотношению Эйнштейна, энергия связи пропорциональна дефекту массы: ∆E=∆m*c, где∆E – энергия связи, ∆m – разность масс. Величина, показывающая, во сколько раз масса атома данного элемента больше массы атома водорода, принятого за единицу, называется относительной атомной массой элемента. Относительна молекулярная масса – это масса молекулы вещества, которую измеряют в атомных единицах массы. Молекулярная масса равна отношению массы молекулы того или иного вещества к 1/12 части массы атома углерода. Она показывает, во сколько раз масса молекулы определенного вещества больше 1/12 массы атома углерода. Моль: Моль — количество вещества системы, содержащей столько же структурных элементов, сколько содержится атомов в углероде-12 массой 0,012 кг. 2. Основные классы неорганических веществ . Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями или с основными оксидами с образованием солей. Амфотерными называют оксиды, образующие соли при взаимодействии, как с кислотами, так и с основаниями, т. е. обладающие двойственными свойствами – свойствами основных и кислотных оксидов. МЕТАЛЛЫ — это вещества, обладающие высокой электропроводностью и теплопроводностью, ковкостью, пластичностью и металлическим блеском. Эти характерные свойства металла обусловлены наличием свободно перемещающихся электронов в его кристаллической решетке. Из известных в настоящее время 107 химических элементов 85 относятся к металлам. Неметаллы - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов. Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные или благородные газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Гидроксид — это сложное вещество, состоящее из атомов металла и одной или нескольких гидроксильных групп OH Основаниями называются соединения, которые состоят из атома металла и гидроксогрупп (OH-). Например, NaOH, Mg(OH)2, La (OH)3, Ca (OH)2. Номенклатура. Название основания составляется из слов "гидроксид" + название металла в родительном падеже. Например, КОН -- гидроксид калия Амфотерные гидроксиды близки по свойствам к основным гидроксидам (основаниям). Отличие амфотерных гидроксидов - только в том, что они способны реагировать со щелочами. Непосредственно эти реакции протекают только в растворах Кислотами называются соединения, в состав которых входят атомы водорода, способные замещаться атомами металла. При этом образуются соли Различают кислоты бескислородные и кислородсодержащие. Бескислородными кислотами являются водные растворы водородных соединений неметаллов VI и VII групп периодической системы элементов Н2S, H2Se, H2Te, HF, HC1, HBr, HI, a также HSCN и HCN. Кислородсодержащие кислоты представляют собой гидраты (продукты соединения с водой) оксидов неметаллов, а также некоторых металлов в высших степенях окисления (+5, +6, +7). Например, угольная кислота Н2 СО3 -- продукт соединения СО2 с водой; серная кислота H2SO4 -- продукт соединения SО3 с водой; хромовая кислота H2СrО4 -- продукт соединения СrО3 с водой. Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток. Все соли разделяются на средние, кислые и основные. Средние соли содержат только атомы металла и кислотного остатка. Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы водорода. Названия кислых солей содержат приставку "гидро" Кислые соли – соли, в которых не все атомы водорода замещены металлом. Такие соли способны образовывать только многоосновные кислоты – серная, фосфорная, сернистая и прочие. Одноосновные кислоты, такие как соляная, азотная и другие, кислых солей не дают. Примеры кислых солей: гидрокарбонат натрия или пищевая сода – NaHCO3, дигидрофосфат натрия – NaH2PO4. Основные соли (Гидроксосоли) — это продукты неполного замещения гидроксидных групп в молекулах многокислотных оснований кислотными остатками Средние соли – это соли, в которых происходит полное замещение атомов водорода ионами металла. Кухонная соль и гипс – примеры таких солей. Средние соли охватывают большое количество соединений, часто встречающихся в природе, например, цинковая обманка – ZnS, пиррит – FeS2 и т.д. Этот вид солей самый распространенный. Двойные соли – соли, в которых два металла замещают атомы водорода в кислотном остатке. Такие соли возможны для полиосновных кислот. Примеры солей: карбонат натрия калия – NaKCO3, сульфат алюминия калия – KAl(SO4)2.. Самыми распространенными в быту двойными солями являются квасцы, например, алюмокалиевые квасцы – KAl(SO4)2 12Н2О. Их применят для очистки воды, дубления кожи, для разрыхления теста. Смешанные соли - это соли, в которых атом металла связан с двумя разными кислотными остатками, например, хлорная известь - Ca(OCl)Cl. Названия солей для средней соли - название кислотного остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью Na2SO4- сульфат натрия, CuSO4- сульфат меди (II) для кислой соли – «гидро» или «дигидро» + название кислотного остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью NaHSO4 – гидросульфат натрия; NaH2PO4 – дигидроортофосфат натрия для основной соли – «гидроксо» + название кислотного остатка + название металла + указываем валентность для металла с переменной валентностью Mg(OH)Cl - гидроксохлорид магния 3.1 Типы химических реакций Разложения (несколько новых получается из одного вещества), например, разложение при нагревании калия хлората на хлористый калий и кислород: KCLO3 → 2KCL + 3O2. Соединения (два или несколько соединений образуют одно новое), взаимодействуя с водой, окись кальция превращается в гидроокись кальция: H2O + CaO → Ca(OH)2; Замещения (число продуктов равно числу исходных веществ, в которых замещена одна составляющая часть на другую), железо в сульфате меди, замещая медь, образует сульфат двухвалентного железа: Fe + CuSO4 → FeSO4 +Cu Реакции обмена - это химические реакции, при которых молекулы двух сложных веществ обмениваются своими составными частями (атомами или целыми составными частями своих молекул) . Реакции всегда происходят без изменения валентного состояния атомов (без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ) . Реакции обмена - наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами (оксидами, основаниями, кислотами и солями) . 4. Развитие представлений о строении атома. Планетарная модель атома Резерфорда, противоречия модели .Модель строения атома водорода Бора. Условие стационарности орбит . До конца 19 столетия большинство учёных представляло атом как неразложимую и неделимую частицу элемента – "конечный узел" материи. Считалось также, что атомы неизменны: атом данного элемента ни при каких условиях не может превращаться в атом какого – либо другого элемента. Конец 19 и начало 20 веков характеризуется новыми открытиями в физике и химии, изменившими взгляд на атом, как на неизменимую частицу, свидетельствовавшими о сложном составе атомов и о возможности их взаимопревращений. Сюда относится, прежде всего, открытие электрона английским физиком Томсоном в 1897 г., открытие и изучение радиоактивности в конце 90 – х годов 19 в. А. Беккерелем, Марией и Пьером Кюри, Э. Резерфордом. Примерно в начале ХХ в. исследования ряда явлений (излучений раскалённых тел, фотоэффект, атомные спектры) привели к выводу, что энергия распространяется и передаётся, поглощается и испускается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями – квантами. Энергия системы микрочастиц также может принимать только определённые значения, которые являются кратными числами квантов. Предположение о квантовой энергии впервые было высказано М. Планком (1900). Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения ν: Е=h·ν, где h – постоянная Планка (6,626 10-34 Дж×с), ν= , с – скорость света, l – длина волны. В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную природу. В 1911 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжёлого ядра, вокруг которого двигаются по орбитали электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро. 1. Противоречия модели Резерфорда: 1) По законам классической электродинамики электрон, двигаясь по орбите вокруг ядра, неизбежно теряет энергию, с уменьшением запаса энергии его скорость должна уменьшатся, вследствие чего электрон падает на ядра. Атом прекращает своё существование 2) Неправильная характеристика атомных спектров различных элементов (линейчатые спектры, а не сплошные) Датский учёный Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил первую квантовую модель (1913г.) строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешённым орбитам, на которых электрон обладает определёнными энергиями. При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значения квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой. Она не только объяснила физическую природу атомных спектров как результат перехода электронов с одних стационарных орбит на другие, но и впервые позволила рассчитывать спектры. Расчёт спектра простейшего атома – атома водорода, выполненный Бором, дал блестящие результаты: вычисленное положение спектральных линий в видимой части спектра совпало с их действительным местоположением в спектре. Но теория Бора не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии, оказалась непригодной для многоэлектронных атомов. Возникла необходимость в новой модели атома, основанной на открытиях в микромире. Постулаты Нильса Бора В атоме допустимы лишь вполне определенные орбиты, для которых момент количества движения электрона удовлетворяет условию mVr=nh/2π, где n – главное квантовое число. Такие орбиты называются стационарными. Двигаясь по одной из разрешенных орбит, электрон не излучает энергии. Этот постулат вводится для преодоления противоречия с классической электродинамикой. При переходе электрона с одной орбиты на другую излучается квант света с энергией равной разности энергий электрона на начальной и конечной орбитах: hν = Em – En. Для каждого перехода частота излучаемого света ν определяется из уравнения Ридберга: где RH – постоянная Ридберга. Достоинства и недостатки модели Бора. Модель объясняет: линейчатые спектры излучения атомов – количественно для атома водорода; потенциал ионизации атома водорода может быть рассчитан количественно. Модель не объясняет: спектры излучения сложных атомов и их тонкую структуру; зависимость потенциала ионизации от заряда ядра; природу химической связи. 5.3 Уравнение волны де Бройля . Известно, что электромагнитное излучение способно проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства (подобные свойствам частиц). В последнем случае оно ведет себя как поток частиц – фотонов. Энергия фотона связана с его длиной волны λ или частотой υ соотношением E = h · υ = h · c/ λ (с = λ · υ), где h – поcтоянная Планка равна 6,62517∙10-34 Дж∙с, c – скорость света. Луи де Бройль высказал смелое предположение, что аналогичные волновые свойства можно приписать и электрону. Он объединил уравнения Эйнштейна (E = m · c2) и Планка (E = h · υ) в одно: h · υ = m · c2 h · с/ λ = m · c2 λ = h/m · c. Далее, заменив скорость cвета на скорость электрона, он получил: λ = h/m · ѵ, где – ѵ скорость электрона. Это уравнение (уравнение де Бройля), связывающее длину волны с его импульсом (mѵ), и легло в основу волновой теории электронного строения атома. Де Бройль предложил рассматривать электрон как стоячую волну, которая должна умещаться на атомной орбите целое число раз, соответствующее номеру электронного уровня. Так, электрону, находящемуся на первом электронном уровне (n = 1), соответствует в атоме одна длина волны, на втором (n = 2) – две и т. д. 5.4 Принцип минимальной энергии . Принцип заключается в том , что электрон в первую очередь распологается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией . Принцип минимальной энергии (принцип устойчивости). Орбитали заполняются, начиная с имеющих самую низкую энергию, в порядке её повышения. Такое состояние называется основным. В этом случае энергия атома является минимальной, а устойчивость — максимальной. Как выяснилось, в повышении энергии Атомн.Орб. имеется закономерность, которая определяется с помощью правила Клечковского: ниже по энергии находится та орбиталь, для которой сумма значений главного и орбитального квантовых чисел (n+l) минимальна. Например, орбиталь 4s, для которой n+l = 4+0 = 4, заполняется раньше, чем 3d, где сумма n+l = 3+2 = 5. При равенстве сумм ниже по энергии находится орбиталь с меньшим значением главного кантового числа. Так, орбиталь 3d имеет более низкую энергию, чем 4р. 5.5 Принцип неопределенности Гейзенберга . Одним из важнейших следствий корпускулярно-волнового дуализма (двойственности) материи является принцип неопределенности, установленный в 1927 г. Вернером Гейзенбергом (1901-1976). Согласно этому принципу, невозможно одновременно определить положение и импульс любой частицы с абсолютной точностью.  5.6 Уравнение Шредингера . Это уравнение описывает поведение электрона в атоме через волновую функцию ψ. |ψ|^2 вычисляется для определённого времени и определённой точки пространства, даёт плотность вероятности обнаружения частицы в этой точке в данное время. Свойства данной функции: Непрерывность конечность , однозначность.  |