Закон эквивалентов
 Скачать 10.6 Mb.
|
|
Современная модель состояния электрона в атоме. Квантовые числа. Принцип Паули. ВОПРОС 25. Распределение электронов в атоме. Правило Хунда. 26. Периодический закон с точки зрения строения атома. Причины периодичности. 27. s-, p-, d-, f-элементы, положение в периодической системе. Основные химические свойства. 28. Природа химической связи. Метод валентных связей. 29. Обменный и донорно-акцепторных механизмы образования ковалентной связи. 30. Ковалентная связь. Ее разновидности и свойства. 31. Валентность атомов в стационарном и возбужденном состояниях. Кратность связи. Сигма-связь и Пи-связь. 32. Гибридизация атомных орбиталей. Примеры. Пространственная конфигурация молекул с sp,sp2, sp3-гибридизацией (примеры). 33. Ионная связь. Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Свойства веществ с ионным типом связи. Ионная связь – это связь, которая образуется при взаимодействии атомов, резко отличающихся друг от друга по значениям электроотрицательности. В результате взаимодействия образуются ионы. Ионной связи характерны: 1) ненасыщаемость (каждый ион, взаимодействуя с противоположным во всех направлениях, не компенсирует силовые поля) 2) ненаправленность (любой ион в любом направлении способен притягивать к себе ион противоположного заряда) Свойства веществ с ионной связью: твердые, тугоплавкие, не имеют запаха, часто хорошо растворимые в воде. 34. Виды межмолекулярного взаимодействия. 1) ориентационные (полярные молекулы вследствие электростатического взаимодействия разноименных концов диполей ориентируются с пространстве так, что отрицательные концы диполей одних молекул повернуты к положительным концам диполей других молекул ) 2) индукционные (наблюдаются также и у веществ с полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее ориентационного. Полярная молекула может увеличивать полярность соседней молекулы. Иными словами, под влиянием диполя одной молекулы может увеличиваться диполь другой молекулы, а неполярная молекула может стать полярной) 3) дисперсионные (эти силы взаимодействуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Они вызываются мгновенными дипольными моментами, согласованно возникающими в большой группе атомов) 35. Водородная связь, ее биологическая роль. 36. Комплексные соединения. Теория Вернера. Роль в живом организме. 37. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости комплексных ионов. 38. Химическая связь в комплексных соединениях (примеры). В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов). В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью. 39. Окислительно-восстановительные реакции. Виды окислительно-восстановительных реакций. Виды окислительно-восстановительных реакций: 1) Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например: Н2S + Cl2 → S + 2HCl 2) Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2H2O → 2H2 + O2 3) Диспропорционирование(самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например: Cl2 + H2O → HClO + HCl 4) Репропорционирование — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например: NH4NO3 → N2O + 2H2O 40. Важнейшие окислители и восстановители. Окислительно-восстановительная двойственность.
41. Стандартные электродные потенциалы. Направление протекания окислительно-восстановительных реакций. Стандартный электродный потенциал – это электродный потенциал при концентрации (активности) ионов металла, равной 1 моль/л. II. Химия неорганических соединений, биологическая роль, применение в ветеринарии.
2. Способы получения галогенов. Применение. В лаборатории:
16HCl + 2KMnO4 = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O.
MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = Br2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O; 2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2NaHSO4 + 2H2O. В промышленности:
2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2.
2NaI + MnO2 + 3H2SO4 = I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O. Применение: галогены используются в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, фармацевтических препаратов, целлюлозы и бумаги, тканей, смазочных материалов. Бром, хлор, фтор и йод служат химическими промежуточными звеньями, отбеливающими и дезинфицирующими средствами. Бром и хлор применяются в текстильной промышленности для отбеливания и предотвращения усадки шерсти. Бром также используется в процессах экстракции золота и при бурении нефтяных и газовых скважин. Он применяется как антипирен в производстве пластмасс и как промежуточное звено в производстве гидравлических жидкостей, хладагентов, влагопоглотителей и средств для завивки волос. Бром входит в состав боевых отравляющих газов и огнегасящих жидкостей. 3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение. HF + H2SO4 ≠ реакция не идёт HCl + H2SO4 ≠ реакция не идёт 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O Йодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии, раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения йода, принимает бурую окраску: 4HI + O2 → 2H2O + 2I2 Растворы галогенов — сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I−(в меньшей степени Br−) хорошие комплекообразователи, HI может реагировать даже с серебром (+0,8). 2Ag + 4HI = 2H[AgI2] + H2 4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение. Получение: Химические свойства: Применение: Используется для обеззараживания воды в бассейнах способом хлорирования, очень слабый раствор хлора в питьевой воде обеспечивает ее обеззараживания без нанесения большого ущерба здоровью. 5. Хлорная известь. Получение, свойства, применение. Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция). Химические свойства: На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме: . , термическое разложение Применение: Широко используется для отбеливания и дезинфекции. 6. Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение. 7. Общая характеристика подгруппы кислорода. Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделлева. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды. 8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды. Физические свойства:вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см3; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло-и электропроводность, но хорошая растворимость. Химические свойства:вода незначительно диссоциирует: В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита: Взаимодействует со многими основными оксидами, металлами: С кислотными оксидами: Вода - превосходный растворитель для полярных веществ. К ним относятся ионные соединения, такие как соли, у которых заряженные частицы (ионы) диссоцииируют в воде, когда вещество растворяется, а также некоторые неионные соединения, например сахара и простые спирты, в молекуле которых присутствуют заряженные (полярные) группы (-OH). Биологическая роль воды: Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений. Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время. 9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-я и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты. Получение: 1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C; 2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой. 10. Серная кислота. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Соли серной кислоты. Применение. Оксид SO2 и серная кислота проявляют только окислительные свойства, что обусловлено высшей степенью окисления серы (+6) 11. Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окислительно-восстановительных процессах (примеры). Применение. 12. Общая характеристика подгруппы азота. Могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5. 13. Аммиак. Получение, химические свойства, применение. 14. Азотная кислота. Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение. Обнаружение: В колбу, соединенную с холодильником, конец которого опускают в колбу с водой, помещают исследуемую жидкость и медные опилки. Колбу нагревают на бане с минеральным маслом или на песчаной бане и жидкость выпаривают почти досуха. При достаточной концентрации азотной кислоты происходит восстановление ее медью в окись азота, которая с кислородом воздуха образует двуокись азота (оранжевые пары). Последняя, растворяясь в воде, дает азотную и азотистую кислоты, которые и обнаруживаются химическими реакциями: 3Сu + 2HNO3 = ЗСuО + 2NO + Н2O 3СuО + 6HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2O 2NO + O2 = 2NO2; 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 15. Азотистая кислота и ее соли. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Применение. - HNO2. Соли азотистой кислоты (нитриты) получают восстановлением нитратов: NaNO2+HCI = NaCI+HNO2. -Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (Н2О2, KMnO4) окисляется в HNO3: 2HNO2 + 2HI → 2NO↑ + I2↓ + 2H2O; 5HNO2 + 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 + HNO3 + 3H2O; HNO2 + Cl2 + H2O → HNO3 + 2HCl. 16. Биологическая роль азота и фосфора. Применение. - Азот входит в состав хлорофилла, гемоглобина и др. Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. 17. Мышьяк и его соединения. Обнаружение. Влияние на живой организм. Применение. Из неорганических соединений мышьяка мышьяковистый ангидрид может применяться в медицине для приготовления пилюль и в зубоврачебной практике в виде пасты как некротизирующее лекарственное средство. 18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Влияние на живой организм. Применение. - Круговорот углерода в природе включает биологический цикл, выделение СО2(=> фотосинтез). Соединения кремния относительно нетоксичны. Но очень опасно вдыхание высокодисперсных частиц как силикатов, так и диоксида кремния, попадая в лёгкие, кристаллизующихся в них, а возникающие кристаллики разрушают лёгочную ткань и вызывают тяжёлую болезнь — силикоз. Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Германий нетоксичен для плесневых грибков. Олово входит в состав желудочного фермента гастрина. Свинец и его соединения токсичны. Попадая в организм, свинец накапливается в костях, вызывая их разрушение. Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности. Используется только Pb(CH3COO)2·3H2O, или свинцовая вода, для примочек от ссадин В настоящее время олово в медицине не используется. 19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды. 20. Кремний¸ строение атома. Важнейшие соединения, их свойства, применение. -Si +14 )2 )8 )4. 21. Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы. Применение. 22. Бор. Строение атома, валентность. Важнейшие соединения. Применение - B +5)2)3. Валентность равна 4. 23. Алюминий и его соединения. Применение. - При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты: NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] С кислотами Al(OH)3 образует соли Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам от своих аналогов Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих органических растворителях AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе (вследствие гидролиза - Широко применяется как конструкционный материал. Iироко используется в криогенной технике. Mатериалом для изготовления зеркал. В производстве строительных материалов как газообразующий агент. Aцетат алюминия (по крайней мере в 2003 году использовался) антисептик, оказывает вяжущее и местное противовоспалительное действие. 24. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы. Применение. - Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона. В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2. Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами. - Металлический бериллий применяется для изготовления окон к рентгеновским установкам, так как поглощает рентгеновские лучи в 17 раз слабее алюминия. Нитрат стронция применяют в пиротехнике, а его карбонат и оксид — в сахарной промышленности. Гидроксид и хлорид бария используются в лабораторной практике, пероксид бария — для получения пероксида водорода, нитрат и хлорат — в пиротехнике, сульфат бария — в рентгеноскопии органов пищеварения. Соединения бария ядовиты. Соли радия применяются в исследовательских целях, а также для получения радона, обладающего целебными свойствами. 25. Жесткость воды и способы ее устранения. - Жёсткость воды - свойство воды (не мылиться, давать накипь в паровых котлах), связанное с содержанием растворимых в ней соединений кальция и магния, это параметр, показывающий содержание катионов кальция, магния в воде. - Существует два типа жесткости: временная и постоянная. Чтобы избавиться от временной жесткости необходимо просто вскипятить воду. При кипячении воды, гидрокарбонатные анионы вступают в реакцию с катионами и образуют с ними очень мало растворимые карбонатные соли, которые выпадают в осадок. Ca2 + 2HCO3- = CaCO3v + H2O + CO2^ С последствием постоянной жесткости воды - накипью, с точки зрения химии бороться очень просто. Нужно на соль слабой кислоты воздействовать кислотой более сильной. Последняя и занимает место угольной, которая, будучи неустойчивой, разлагается на воду и углекислый газ. В состав накипи могут входить и силикаты, и сульфаты, и фосфаты. Но если разрушить карбонатный “скелет”, то и эти соединения не удержатся на поверхности. 26. Щелочные металлы. Изменение потенциала ионизации. Роль в окислительно-восстановительных процессах. Важнейшие соединения, биологическая роль, применение. - Это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.. - Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.
- Для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. - Гидроксиды(Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы), Карбонаты(Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na2CO3. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой). - По содержанию в организме человека натрий (0,08%) и калий (0,23%) относятся к макроэлементам, остальные – литий (10 -4%), рубидий (10-5 %) и цезий (10-4%) – микроэлементам. Щелочные металлы в виде различных соединений входят в состав тканей животных и человека. Натрий и калий – жизненно необходимые элементы, постоянно содержатся в организме, участвуют в обмене веществ. Литий, рубидий, цезий – также постоянно содержатся в организме, однако физиологическая и биохимическая роль их мало выяснена. - Литий используется в специальных легких сплавах, литийорганические производные широко применяются при синтезе различных классов органических соединений. Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только цезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для создания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах. 27. Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение. -Cr +24)2)8)13)1 - Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. -C увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства. Хром Производные Сr2+ - очень сильные восстановители. Ион Сr2+ образуется на первой стадии растворения Хрома в кислотах или при восстановлении Сr3+ в кислом растворе цинком. Гидрат закиси Сr(ОН)2 при обезвоживании переходит в Сr2О3. Соединения Сr3+ устойчивы на воздухе. Могут быть и восстановителями и окислителями. Сr3+ можно восстановить в кислом растворе цинком до Сr2+ или окислить в щелочном растворе до СrО42- бромом и других окислителями. Гидрооксид Сr(ОН)3 (вернее Сr2О3·nН2О) - амфотерное соединение, образующее соли с катионом Сr3+ или соли хромистой кислоты НСrО2 - хромиты (например, КСrО2, NaCrO2). Соединения Сr6+: хромовый ангидрид СrО3, хромовые кислоты и их соли, среди которых наиболее важны хроматы и дихроматы - сильные окислители.солей. - Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности. 28. Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома с различной степенью окисления. - Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. Хроматы и дихроматы Хроматы образуются при взаимодействии СгО3, или растворов хромовых кислот со щелочами: СгОз + 2NaOH = Na2CrO4 + Н2О Дихроматы получаются при действии на хроматы кислот: 2 Na2Cr2O4 + H2SO4 = Na2Cr2O7 + Na2SO4 + Н2О Для соединений хрома характерны окислительно - восстановительные реакции. Соединения хрома (II) - сильные восстановители, они легкоокисляются 4(5гС12 + О2 + 4HCI = 4СгС1з + 2Н2О Для соединений хрома (!!!) характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят: в хроматы - в щелочной среде, в дихроматы - в кислой среде. 2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О 5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4 Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители: 3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O 29. Амфотерность гидроксида хрома (III). Хромиты, их восстановительные свойства. - Cr(ОН)3. CrOH + HCl = CrCl + H2O, 3CrOH + 2NaOH = Cr3Na2O3 + 3H2O - Хроматы(III) (устар. назв. хромиты). Для соединений хрома характерны восстановительные свойства. Под действием окислителей они переходят: в хроматы - в щелочной среде, в дихроматы - в кислой среде. 2Na3 [Сг(OH)6] + ЗВг2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8Н2О 5Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 11H2O = 3K2Cr2O7 + 2H2Cr2O7 + 6MnSO4 + 9H2SO4 Соли хромовых кислот в кислой среде - сильные окислители: 3Na2SO3 + К2Сг2О7 + 4H2SO4 = 3Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O 30. Хромовая и дихромовая кислоты, их соли, роль в окислительно-восстановительных реакциях. -Хромовая кислота Н2CrO4, дихромовая кислота Н2Cr2О7 - Соли - хроматы и дихроматы - Соединения хрома (III) в щелочной среде играют роль восстановителей. Под действием различных окислителей — Cl2, Br2, H2O2, КмnO4 и др. — они переходят в соединения хрома (IV) — хроматы Сильные окислители, такие, как KMnO4, (NH4)2S2O8 в кислой среде переводят соединения Cr (III) в дихроматы: Таким образом, окислительные свойства последовательно усиливаются с изменением степеней окисления в ряду: Cr2+ Cr3+ Cr6+ . Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения крома. (III). Соединения хрома (VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III). Соединения с промежуточной степенью окисления, т. е. соединения хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями (например, бромом, KMnO4) проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения хрома (VI). 31. Марганец. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. -Схема строения атома: Mn +25 )2 )8 )13 )2. - Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны) - 32. Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца в зависимости от степени окисления. -Марганец — элемент VIIB (7) группы имеет валентную конфигурацию 3 |