Вопросы к экзамену по химии Предмет и задачи химии. Химия и окружающая среда. Значение химии для инженеров вашей специальности

• Название: Вопросы к экзамену по химии Предмет и задачи химии. Химия и окружающая среда. Значение химии для инженеров вашей специальности
• Дата: 09.07.2022
• Размер: 2.48 Mb.
• Имя файла: khimia_ekzamen.docx
• Тип: Вопросы к экзамену; #627546
• страница: 3 из 6

Закон постоянства состава. Каждое чистое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав, который не зависит от способа получения вещества. 2НCl+ Mg(OH)2=MgCl2 +2H2O

Закон Авогадро. В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул. (Закон справедлив только для газообразных веществ.)

Следствия.

1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

2. При нормальных условиях (0°C = 273°К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.

Вещества взаимодействуют друг с другом в эквивалентном количестве (количестве пропорциональном их эквивалентам). Массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам.

+

Закон сохранения энергии: Энергия не возникает из ничего и не исчезает, а только переходит из одного вида в другой.

Этот закон — результат работ А. Эйнштейна. Он ус­тановил связь между энергией и массой вещества (1905 г.):

Е = тс2, 

где с — скорость света в вакууме, равная -300 000 км/с. Поскольку в результате химической реакции выде­ляется или поглощается энергия, то, в соответствии с уравнением Эйнштейна, изменяется и масса веществ. Однако это изменение столь мало, что на практике не учитывается (так называемый дефект массы).

Закон кратных отношений: Если 2 элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого относятся между собой как небольшие целые числа.

Гей-Люссак Закон простых объемных отношений: Объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.
15. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры. Степень и константа диссоциации.

Криоскопия и эбуллиоскопия

Электролиты – вещества, проводящие электрический ток. Сами по себе твердые соли и основания, а также безводные кислоты не обладают или обладают очень слабой электрической проводимостью.Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым. Например, диссоциация кислот, оснований, солей:

NaOHNa⁺ + OH^- ; H₂SO₄H⁺ + HSO₄^- ; HSO₄H⁺ + SO₄^- ; Al₂(SO₄)₃2Al⁺ + 3SO₄^-

Электролитами являются растворы солей, кислот, оснований, расплавленные соли, оксиды и гидроксиды, некоторые соли и оксиды в твердом состоянии.

Согласно теории электрической диссоциации, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

Распадаются на ионы могут только те молекулы, химическая связь в которых имеет достаточную высокую степень ионности.

В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация может протекать по-разному. Наиболее типичны два случая:

- диссоциация солей (диссоциация кристаллов с ионной структурой);

- диссоциация при растворении кислот

Сильные электролиты - Это в-ва, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы (ионные или сильно полярные связи). К ним отн: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2). Слабые электролиты – В-ва, частично диссоциирующие на ионы. отн-ся: 1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); 4) вода. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

Результат диссоциации - вследствие диссоциации увеличивается число частиц. Отсюда появляется изотонический коэффициент i. P=iCRT, DТ_кип. = iЕm, DТ_зам. = iКm, и т.д. Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита a - отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул: a=(i-1)/(n-1)

Степень диссоциации (α) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): α = n / N и выражается в долях единицы или в %.

Электролиты делятся на: сильные a1, средние a30%, слабые a<0.1. Сильные электролиты : соли, некоторые кислоты - HClO₄, H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, HCl, гидроксиды щелочных металлов, кальция, стронция и бария. Остальные кислоты и основания - средние или слабые электролиты. Рассмотрим равновесие в растворе слабого электролита. KA « K⁺ + A^- (на самом деле KA + aq « K⁺_aq+ A^-_aq) Концентрация раствора С моль/л.



Теория электролитической диссоциации: при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно(катионы) и отрицательно(анионы) заряженные ионы.

электролитическая диссоциация- это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении. Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

а_В =f*х_В , а_В =γ*с_м , а_В =y*c_В , где f, γ,y-рациональный,моляльный, молярный коэффициент.

х_В, с_м, c_В – молярная доля, моляльная и молярная концентрации. Температура кипения - темп-ра, при которой давление насыщенных паров растворителя над раствором равно внешнему атмосферному давлению. Повышение темп-ры кипения и понижение температуры закипания прямо пропорционально молярной концентрации неэлектролитов. T кип=Em, E – эбуллиоскопическая постоянная (зависит только от природы р-ля). T закип=Km, K– криоскопическая постоянная равна понижению темп замерзания р-ра, а к-м на 1 моль раств-го в-ва приходится 1 кг растворителя. Для каждого растворителя этот коэф-т постоянен и не зависит от природы раств. в-ва. E_H20=0,52, K_H20=1,86
16. Химическая связь. Энергия, длина связи, валентный угол.

Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы.

Более точно химическую связь можно определить как взаимодействие атомов, обусловленное перекрыванием их электронных облаков, и сопровождается уменьшением полной энергии системы.

Основными параметрами химической связи является её длина, прочность и валентные углы, характеризующие строение веществ, которые образованы из отдельных атомов.

Длина связи – это межъядерное расстояние между химическими связанными атомами.

Угол между воображаемыми прямыми, проходящими через ядра химически связанных атомов, называется валентным углом. Энергия связи – энергия, необходимая для разрыва такой связи.
17. Реакции обмена в растворах электролитов. Условия протекания, примеры.

Электроли́т — вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов.

Реакция обмена в растворе может изображаться тремя уравнениями: молекулярным, полным ионным и сокращённым ионным. В ионном уравнении малорастворимые вещества, газы и электролиты изображаются молекулярными формулами.

Пример: обменная реакция растворимой соли со щёлочью. В результате реакции образуется нерастворимое вещество.

Если смешать растворы двух диссоциирующих веществ, то положительно заряженные ионы (катионы) взаимодействуют с ионами, заряженными отрицательно (анионы). Все участвующие в реакции вещества находятся в виде ионов. Связывание их с образованием нового вещества не происходит, поэтому реакция в этом случае практически не осуществима. Приведенные примеры свидетельствуют о том, что необходимыми условиями протекания реакций ионного обмена до конца являются: 1) образование осадка; 2) выделение газа; 3) образование малодиссоциирующих молекул воды. Естественно, что в ходе ответа можно приводить другие примеры реакций ионного обмена, но при этом важно помнить об использовании таблицы «Растворимость кислот, оснований и солей в воде», из которой видно, какое вещество растворимо, а какое — нет. Отличительной особенностью реакции ионного обмена от окислительно-восстановительных реакций является то, что они протекают без изменения степеней окисления, участвующих в реакции частиц.
18. Зависимость скорости реакции от температуры, правило Вант-Гоффа.

Для ферментов характерна термолабильность-зависимость и активация от температуры. Это объясняетя тем, что при высокой темп. Происходит денатурация белка.

Правило Вант-Гоффа-эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние t на скорость хим.реакции в небольшом интервале: при повышении t на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной реакции увеличивается в 2-4 раза.

V2=V1 γ

Температурный коэффициент различных реакций различен. При обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4. Это на первый взгляд небольшое значение температурного коэффициента обусловливает, однако, большое возрастание скорости реакции при значительном повышении температуры. Например, если темпера­турный коэффициент равен 2,9, то при возрастании температуры на 100 градусов скорость реакции увеличивается на 2,9'°, т.е. приблизительно в 50000 раз.
19. Катализ гомогенный и гетерогенный. Примеры. Причины ускоряющего действия катализатора.

Гомогенный катализ- катализатор и реакционная смесь находятся в одной фазе. Скорость пропорциональна катализатору, хотя его количество в системе невелико. Гомогенный катализ в растворах и биосредах может вызываться ионами Н (кислотный катализ) и гидроксила (основный катализ). Реакции омыления сложных эфиров и амидов. ОВР обычно катализируются катионами тех d-металлов для которых характерна переменная степень окисления (Fe⁺³; Fe⁺²; Сu⁺; Сu⁺²). Примеры: процесс окисления SO2 и SO3 при помощи газообразных оксидов азота, омыление сложных эфиров, гидролиз дисахаридов при участии небольших количеств сильных кислот или щелочей.

Гетерогенный катализ- катализатор обычно твердый и реакция протекает на его поверхности. Скорость реакции сильно зависит от площади и состояния поверхности катализатора, т.к. реакция происходит не на всей поверхности, а только на её активных центрах. Примеры: синтез спиртов из смеси окиси углерода в H2 в присутствии катализатора; процессы дегидрирования, дегидратации в присутствии окиси металлов; разложение пероксида водорода в присутствии платины.

Главной причиной ускоряющего действия катализаторов является снижение энергии активации, необходимой для протекания реакции.
20. Электролиз расплавов, примеры. Применение электролиза.

Электролизом расплавов получают металлы, имею­щие сильно отрицательные электродные потенциалы, и некоторые их сплавы.

При высокой температуре электролит и продукты электролиза могут вступать во взаимодействие друг с другом, с воздухом, а также с материалами электродов и электролизера. В результате этого простая, в принципе, схема электролиза (например, электро­лиз MgCl₂ при получении магния) усложняется.

Электролитом обычно служат не индивидуальные расплавлен­ные соединения, а их смеси. Важнейшим преимуществом смесей является их относительная легкоплавкость, позволяющая прово­дить электролиз при более низкой температуре.

В настоящее время электролизом расплавов получают алюминий, магний, натрий, литий, бериллий и кальций. Для получения калия, бария, рубидия и цезия электролиз расплавов практически не применяется из-за высокой хими­ческой активности этих металлов и большой их растворимости в расплавлен­ных солях. В последние годы электролизом расплавленных сред получают не­которые тугоплавкие металлы.
21. Свойства ковалентной связи. Направленность связи, насыщаемость.

Длинна связи– определяется экспериментально, чем меньше длинна связи тем оно прочнее. Однако мерой прочности является энергия связи.

Энергия связи – количество энергии которая необходима для разрыва связи. С увеличением кратности энергия увеличивается, а длинна уменьшается.

Насыщаемость – это способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей.

Направленностьковалентной связи обуславливает пространственную структуру молекулы.

Так например молекула HCl - линейна, молекула Н₂О – нелинейная. Так как связь образована р элементами атома кислорода, облака которых расположены по осям ординат т. е. Под углом 90°. Таким образом их угол в молекуле Н₂О должен быть 90°. Но в действительности 104°. В молекуле аммиака угол равен 107° 3^', а молекула имеет вид пирамиды. Ковалентные связи образованные много валентными атомами и всегда имеют пространственную направленность. Между направлениям ковалентных связей образуется валентный угол.

Отклонение реального валентного угла от теоретического навело на мысль о существовании гибридизации.

BeCl₂



Ковалентная связь которая образуется при перекрывании облаков вдоль линии соединяющих центры называется сигма связью(δ- связь).

Ковалентная связь может быть полярной и не полярной. Полярная связь в молекуле Н₂О, H₂S, HCl, NH₃.
22. Ионная связь, свойства. Примеры соединений.

Ионная связь– связь за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов: катионов и анионов. Ионная связь возникает при взаимодействии атомов с разностью электроотрицательности > 2. В этом случае за счет смещения электронной плотности атомы превращаются в ионы (электронная пара полностью переходит во владение наиболее электроотрицательного атома) Rb + F → Rb⁺ : F^-

NaCl; χ (Na)=0,9; χ (Cl)=3,1;  χ =χ (Cl)- χ (Na)=3.1-0.9=-2,2.

Ионы-это заряженные частицы, превращающиеся в атомы путем принятия или отдачи электронов. Ионы принято рассматривать , как заряды со сферической симметрией силового поля, а взаимодействие таких зарядов ненасыщаемо и ненаправляемо.

Каждый ион в ионном кристалле окружает себя на близком расстоянии таким числом противо-ионов, которое может геометрически разместить.

Понятие молекулы для ионного соединения : из-за ненасыщенности и ненаправленности молекулы ионной связи носят условный характер.

Формула в молекуле ионного соединения показывает лишь простейшие соотношения между количествами катионов и анионов в макрокристалле вещества.

Строение

1 . Ионны в кристале упаковываются таким образом, чтобы одноименные находились как можно дальше (мин отталкивались), а различные как можно ближн (мах притяжение).

По этой причине ионные кристалы характерезуются принципом плотнейшей упаковки.

Вокруг каждого ионна может располагаться ограниченное число противо-ионнов.

Это число называется координационным чилом (к.ч.) f (r_катион/r_анион).

2. В ионном кристале нельзя выделить реально существующую структурную единицу (молекулу). Молекула для ионного вещества – условная формульная единица. Она лишь показывает соотношение кол-ва катионов и анионов в макрокристале вещества. NaCl AlCl₃

1:1 1:3

Свойства веществ с ионной связью

1) Прочные и Твердые, Е_св = 500÷1000 кДж/моль;

2) Хрупкие - не выдерживают воздействий, приводящих к смещению ионных слоев;

3) Не проводят эл ток и тепло (с твердом состоянии), т.к нет свободных электронов



Примеры веществ с ионной связью.

К веществам с ионной связью относятся все соли, образованные органически и неорганически,

соединения между наиболее активными Ме и НеМе,

Если НеМе более активен чем Ме => между ними ионная связь.
23. Электрохимическая коррозия металлов. Методы защиты от коррозии.

Коррозией называют процесс самопроизвольного разрушения поверхности материалов вследствие взаимодействия с окружающей средой. Ее причиной является термодинамическая неустойчивость химических элементов к определенным веществам.

Она является следствием контакта металла с жидкой средой, способной проводить электрический ток. Вследствие окисления материал претерпевает структурные изменения, приводящие к образованию ржавчины (нерастворимого продукта), либо частицы металла переходят в раствор ионов.