химия ответы на билеты. Закон постоянства состава вещества

• Название: Закон постоянства состава вещества
• Анкор: химия ответы на билеты
• Дата: 19.01.2023
• Размер: 0.92 Mb.
• Имя файла: KhIMII.docx
• Тип: Закон; #893631

ХИМИИ

1. Закон постоянства состава вещества.

любое определенное химически чистое соединение, независимо от способа его получения, состоит из одних и тех же химических элементов, причём отношения их масс постоянны, а относительные числа их атомов выражаются целыми числами. Это дает нам право вычислить массовое соотношение элементов в составе данного вещества

2Ar(H) : Ar(O) = 2*1 : 16 = 1 : 8

2. Квантово-механическая модель атома.

В квантово-механическая модель атома предполагает, что оно образовано центральным ядром, состоящим из протонов и нейтронов. Отрицательно заряженные электроны окружают ядро ​​в диффузных областях, известных как орбитали.


n=1; 2; 3…..
n – главное кв. число

l – орбитальное кв. число; l = 0, 1, 2, 3…(n-1)

s p d f

m – магнитное кв. число; m = -l

ms – спиновое кв. число

3. Характеристики и свойства элементов в зависимости от положения в периодической системе элементов.



4. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность: дать определение, примеры.

Энергия ионизации – это энергия, которая нужна, что бы оторвать электрон от атома и удалить его на бесконечное расстояние. Легче всего оторвать от металла. Причем больше радиус металла тем дальше находится электрон и тем проще его оторвать. По периоду увеличивается, а по группе уменьшается.

СРОДСТВО́ К ЭЛЕКТРО́НУ, способность некоторых нейтральных атомов, молекул и свободных радикалов образовывать прочную связь с электроном, т. е. отрицательный ион.

Эле́ктроотрица́тельность (χ) — свойство атома, характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары

Слева направо увеличивается, сверху вниз уменьшается

5. Атомные и ионные радиусы, степень окисления дать определение, примеры.

Атомный, ионный радиус (или радиуса иона) равен минимальному расстоянию, на которое центр сферы данного атома (иона) может приблизиться к поверхности сфер соседних атомов (ионов). При движении сверху вниз атомный радиус растет. Слева на права радиус уменьшается.

Степенью окисления — количество электронов которые атом отдал или принял.

6. Количество вещества (моль), закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро.

Для определения числа структурных частиц вещества в химии применяют особую величину – количество вещества n; n=N/Na; n=V/Vm; n=m/M.

Единицей количества вещества является моль. 1 моль любого вещества содержит 6,02·10^23 частиц. Это число называют числом Авогадро. Постоянная Авогадро: Nа = 6,02·10^23 1/моль.

7. Химическая связь и строение молекул: Ковалентная связь. Способы образования ковалентной связи.

К
H

H

H - H
овалентная полярная и неполярная связи

Н еполярная – связь между одинаковыми не металлами (H2);


О

О

О

О


+ Т.е делят электроны пополам


H

Cl

H

Cl


П олярная – два разных неметалла (HСl) + =



Cl перетягивает электрон, и засечет этого становится отрицательно заряжен.

8
Na

Cl

Na

Cl
. Химическая связь и строение молекул: Ионная связь, механизм образования.

И онная связь – металл и неметалл и (NaCl); + =

Cl забрал себе все и стал отрицательным, но засечет того что Na стал положительным после потери электрона они тянутся друг к другу.

9. Химическая связь и строение молекул: Водородная связь. Донорно-акцепторная связь.

Водородная связь (Н-связь) – это связь, образуемая протонированным атомом водорода с сильноэлектроотцательным атомом той же или другой молекулы. Н2О



Донорно-акцепторный механизм

механизм, при котором один атом предоставляет в общее пользование два электрона, а другой принимает эти электроны на свою свободную орбиталь. Атом, предоставляющий электронную пару, называется донором, а атом, принимающий на свободную орбиталь электроны — акцептором.

10. Реакции ионного обмена.

Реакция ионного обмена — один из видов химических реакций, протекающих в полярных растворителях между ионами исходных компонентов (обязательно должен образоваться газ осадок(табл. растворимости) или вода)

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O (вода)

Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl (осадок)

11. Окислительно-восстановительные реакции.


0 0 -3 -2
(ОВР) - реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов.

A
+3
l + O2 = Al2O3

A
-2

12
l -3e – Al 3 4 - восстановитель

O2 + 2*2e – 2O 4 3 - окислитель

12. Металлы, основные свойства, положение в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева, строение электронной оболочки.

Металлы - химические элементы, атомы которых легко отдают электроны внешнего электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

К физическим свойствам относятся: цвет, плотность, плавкость, электропроводность, магнитные свойства, теплопроводность, теплоемкость, расширяемость при нагревании и фазовых превращениях;

к химическим - окисляемость, растворимость, коррозионная стойкость, жароупорность;

Отдавая электроны внешнего уровня, атомы металлов образуют устойчивую оболочку ближайшего благородного газа и приобретают положительную степень окисления

13. Неметаллы, основные свойства, положение в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева, строение электронной оболочки.

Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал.

14. Щелочные и щелочноземельные металлы, химические свойства, применение.

В свободном состоянии – типичные Ме, в среде имеют серебристый металлический блеск, у Cs – золотистый срез. На воздухе быстро тускнеют (исключения: Be и Mg), они сохраняют металлический блеск, т.к. покрываются защитной оксидной плёнкой.

Химические свойства: Атомы s-элементов могут только отдавать электроны. Энергия сродства к электрону равна 0.

Щелочноземельные Ме сгорают в кислороде, образуя оксиды, при дальнейшем окисление могут получены пероксиды.

15. Оксиды, гидроксиды, получение, химические свойства, применение.

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.



Получение:
1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.
1.2. Окисление простых веществ-неметаллов. Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.
2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д. При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).
4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.

Химические свойства оксидов. Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.



16. Соли. Образование солей. Кислые, средние и основные соли, химические свойства, применение.

Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.



Получение солей

1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.

2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами.

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.

5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.

6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.

7. Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами. Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.

8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах. Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.

9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.

Химические свойства солей
1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме+ и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.

2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами. При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.

3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».

4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.

5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.

6. Cоли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.

7. Некоторые соли при нагревании разлагаются. Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией.

8. Соли проявляют восстановительные свойства. Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.

9. Соли проявляют и окислительные свойства. Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления



17. Направленность тепловых эффектов химических реакций. Экзотермический и эндотермический процессы.

Тепловой эффект химической реакции — это количество теплоты, которое поглощается или выделяется в результате протекания химической реакции.

Q — обозначение теплового эффекта химической реакции.

Единица измерения — килоджоули (кДж) или джоули (Дж).

1 кДж = 1 000 Дж.

Экзотермические реакции

реакции, протекающие с выделением теплоты (Q > 0) выделение энергии

эндотермические наоборот

реакции, протекающие с выделением теплоты (Q < 0) поглощение энергии

18. Теплота образования простых веществ. Энтальпия.

Теплота образования (Q обр)– это теплота, которая выделяется или поглощается при образовании 1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях. Теплоты образования простых веществ приняты равными нулю. Стандартные условия– давление 1 атм (101,3 кПа), Т= 298К (25 °С).

Энтальпи́я — функция состояния. термодинамической системы, определяемая как сумма внутренней энергии. и произведения давления. на объём.

19. Закон Гесса о сохранении и превращении энергии. Следствие из закона Гесса.

Закон Гесса

тепловой эффект химической реакции зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути процесса, т. е. от числа и характера промежуточных стадий.

Следствие из закона Гесса

тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования конечных и начальных участников реакций с учётом их стехиометрических коэффициентов:

20. Понятие об энтропии. Изменение энергии Гиббса - как движущая сила химических реакций.

Энтропия — функция состояния каждого вещества. Энтропия веществ меняется, когда происходит химическая реакция. Это изменение энтропии веществ (ΔS) называется "энтропия реакции" или "изменение энтропии в процессе".

Энергия Гиббса. Направленность химических процессов. Процес­сы, для протекания которых не нужен посторонний источник энергии, называются самопроизвольными.

Существуют две движущие силы процессов: стремление перейти в состояние с наименьшей энергией и выделить тепло и стремление пе­рейти в наиболее вероятное состояние, с максимальной энтропией.

21. Направленность протекания химических реакций в зависимости от знаков ∆H, ∆S.

Знак изменения функции			Возможность (невозможность) самопроизвольного протекания реакций
Н	S
-	+		Возможно при любых температурах.
+	-		Невозможно при любых температурах.
-	-		Возможно при достаточно низких температурах.
+	+		Возможно при достаточно высоких температурах.

22. Общая характеристика растворов. Растворимость.

Растворы – это гомогенные системы переменного состава, включающие два и более компонентов. Частицы компонентов раствора распределены по его объему в виде атомов, молекул или ионов (размер частиц 0,1 – 0,5 нм).

Растворимость-это свойство твердого, жидкого или газообразного химического вещества, называемого растворенным веществом, растворяться в твердом, жидком или газообразном растворителе

23. Способы выражения концентрации растворов.

1.Массовая доля (или процентная концентрация вещества) – это отношение массы растворенного вещества m к общей массе раствора. Для бинарного раствора, состоящего из растворённого вещества и растворителя:

2.Молярная концентрация или молярность – это количество молей растворённого вещества в одном литре раствора V:

3.Моляльная концентрация (моляльность) раствора С(x) показывает количество молей n растворенного вещества в 1 кг растворителя m:



4.Титр – содержание вещества в граммах в 1 мл раствора:



5.Мольная доля растворённого вещества – безразмерная величина, равная отношению количества растворенного вещества n к общему количеству веществ в растворе:



24. Основы теории электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации, закон разбавления Оствальда.

Основы теории электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации, закон разбавления Оствальда.

Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролита на сольватированные ионы под действием молекул растворителя.

Степень диссоциации (α – греческая буква альфа) — это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N)



25. Диссоциация слабых электролитов на примере уксусной кислоты.

Применим закон действия масс к равновесию между ионами и молекулами в растворе слабого электролита, например, уксусной кислоты:

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺ 

или синильной кислоты:

HCN H⁺ + CN^- 

Константы равновесия реакций диссоциации называются константами диссоциации. Константы диссоциации характеризуют диссоциацию слабых электролитов, чем меньше константа, тем меньше диссоциирует слабый электролит, тем он слабее. Так, например, поскольку К_HCN =6,210^-10K_CH3COOH = 1,810^-5, то синильная кислота хуже диссоциирует и слабее, чем уксусная кислота.