Ответы на экзаменационные вопросы по химии. Закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон эквивалентов, газовые законы
 Скачать 67.06 Kb.
|
|
Билет1. Основные законы и понятия химии. Моль. Эквивалент. Закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон эквивалентов, газовые законы. Химия-это наука о веществах и их превращениях. Вещество-это материальное образование, состоящее из частиц и имеющих собственную массу. Химические превращения (реакции) -это процессы в которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных химическим составом. Моль-количество вещества содержащее столько структурных единиц(атомов, молекул, ионов) сколько содержится атомов в12г.изотопа 12 углерода. Молярная масса-масса одного моля. Постоянная Авагадро(6,02*10^23) - число структурных ед. в 1 моль. Закон Авогадро: в равных объемах V различных газов при нормальных условиях содержится одинаковое число молекул. Следствия из закона Авогадро. Следствие 1. Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях (Р, T) занимает одинаковый объем. Поскольку 1 моль любого вещества содержит одинаковое число структурных единиц (NA = 6,02 • 1023 моль-1), то 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает одинаковый объем, равный 22,4 л/моль. Эта величина называется молярным объемом Vm: молярный объем=объем газа при н.у.(V)/химическое кол-во в-ва(n). Следствие 2. Относительная плотность одного газа X по другому Y равна отношению их молярных масс М при заданных давлении и температуре. Объединенный газовый закон: для данной массы газа произведение давления на объем, деленное на абсолютную температуру, есть величина постоянная. 1 Моль любого газа занимает объем=22,4 л/моль, при нормальных условиях. Нормальными условиями являются: T=273K(0 C) P=101325 Па=1 атм=760мм РТ.ст. Уравнение Менделеева - Клапейрона: для 1 моля любого газа величина (Р *V)/ Т -нулевые одинакова и называется универсальной газовой постоянной R. Для п молей газа: P*V = n*R*T=m/M(R*T.) Числовые значения универсальной газовой постоянной R зависят от выбора единиц измерения параметров Р, Т, V. В Международной системе единиц R = 8,314 Дж/(моль *К). Эквивалент - реальная или условная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции равноценна (эквивалентна) од¬ному иону водорода или в данной окислительно-восстановительной реакции - одному электрону. Фактор эквивалентности - это число, обозначающее, какая до¬ля реальной частицы вещества эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции. Фактор эквивалентности Fэкв=1/z может равняться единице или быть меньше ее. M(1/z оксида)= М (оксида)/( степень окисления элемента *число его атомов).M(1/z кислоты)= М(кислоты)/ число ионов Н+, способных замещаться на металл. M(1/z основаниия)= М(основания)/ число гидроксогрупп ОН. M(1/z соли)=М(соли)/ (степень окисления* число его атомов). Закон эквивалентов: массы взаимодействующих без остатка ве¬ществ прямо пропорциональны молярным массам эквивалентов этих веществ. Билет 2. Основные классы неорганических соединений, гомо- и гетеросоединения. Оксиды и гидроксиды. Классификация, свойства Неорганические соединения делятся на гомо- и гетеросоединения.Гомосоединения - это вещества, состоящие из атомов одного элемента. Они подразделяются на металлы и неметаллы. Гетеросоединения, или сложные вещества, состоят из атомов двух или более элементов. Они делятся на классы: оксиды, основания, кислоты, соли. Оксиды-это бинарные соединения, в которых один из элементов - кислород со степенью окисления -2. Основные оксиды - это оксиды металлов со степенью окисления металла +1, +2. Исключение составляют оксиды BeO, ZnO, SnO, PbO, являющиеся амфотерными. Основным оксидам отвечают гидроксиды -основания. Амфотерные оксиды - оксиды металлов со степенью окисления металла +3, +4 и BeO, ZnO, SnO, PbO со степенью окисления +2. Амфотерным оксидам отвечают гидроксиды, проявляющие как свойства кислот, так и свойства оснований. Кислотные оксиды - оксиды неметаллов с любой степенью окис-ления и оксиды металлов с высокими степенями окисления (выше +4). Кислотным оксидам отвечают гидроксиды - кислоты. Основания- это вещества, образующие при диссоциации анионы одного вида, анионы гидроксила (ОН). Основания делятся: - на хорошо растворимые в воде щелочи (гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов: NaOH, Ва(ОН)2 и др.) и малорастворимые в воде основания (Fe(OH)2, Си(ОН)2 и др.); - однокислотные (LiOH, NH4OH) и многокислотные (Mg(OH)2, Sc(OH)3). Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных с металлом. Основные способы получения гидроксидов: 1.)Электролиз. 2.)Взаимодействие оксидов с водой. Основные способы получения оксидов 1.)Окислением простых или сложных веществ. 2.)Разложение гидроксидов. 3.)Разложение кислородсодержащих солей. Билет3. Взаимосвязь основных классов неорганических соединений. Способы получения солей. При помощи химических реакций можно осуществить переход от простых веществ к сложным и от одних сложных веществ к другим. Вещества одного генетического ряда друг с другом не взаимодействуют. При взаимодействии веществ относящиеся к разным генетическим рядам всегда образуются соли. Существует взаимосвязь между простыми и сложными веществами. Неметаллы могут образовывать кислотные оксиды, образуют кислоты, кислоты- соли. Металлы могут образовывать основные оксиды, основные оксиды – основания, основания соли. Соли - это электролиты, состоящие из катионов Ме и анионов кислотного остатка. Способы получения солей: 1.Взаимодействие металлов с не металлами. 2.Взаимодействие металлов с кислотами. 3.Взаимодействие металлов с растворами солей. 4.Взаимодействие оксидов с кислотами и щелочами. 5.Взаимодейтвие оксидов между собой. 6.Реакции обмена между солями и кислотами, солями и щелочами, солями и солями, кислотами и основаниями. Билет 4.Соли, классификация, свойства. Кислые и основные соли, получение, свойства. Солями называют соединения, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка. Классификация солей: средние соли, кислые соли, основные соли, двойные соли, смешанные соли, комплексные соли. Кислые соли-продукты неполного замещения атомо водорода многоосновных кислот на атомы Ме. Название кислых солей состоит из названия кислотного остатка и приставки гидро-,дигидро-, тригидро- и т.д. ,которая означает число незамещенных на Ме атомов Н.Заряд кислотного остатка определяется по числу атомов Н оторванных от молекул кислоты. Основные соли-продукты неполного замещения гидроксогрупп многокислотных оснований на кислотный остаток. Название основных солей содержит приставку гидроксо-, дигидроксо- , тригидроксо- , которая означает содержание гидроксогрупп. Средние соли-продукты полного замещения водорода кислоты на металл или гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Название средней соли состоит из названия кислотного остатка и названия металла(для металлов проявляющих разные С.О. указывают С.О.)Если образующий кислоту элемент имеет высшую С.О., то кислотные остатки содержат суффикс “ат”, и “ит”- в случае более низкой С.О. элемента Двойные соли-это соли образованные разными катионами и анионами одного вида. Смешанные соли- это соли одного и того же катиона и различных анионов. Комплексные соли- это соли,содержащие комплексные ионы. Способы получения солей: 1.Взаимодействие металлов с не металлами. 2.Взаимодействие металлов с кислотами. 3.Взаимодействие металлов с растворами солей. 4.Взаимодействие оксидов с кислотами и щелочами. 5.Взаимодейтвие оксидов между собой. 6.Реакции обмена между солями и кислотами, солями и щелочами, солями и солями, кислотами и основаниями. Билет 5.Типы химических реакций: соединение, разложения, замещения, ионного обмена. Условия протекания реакций обмена до конца. Химические превращения(реакции)-это процессы в которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных химическим составом. Классификация реакций производится по различным признакам: -по числу фаз(гомогенные и гетерогенные) -по обратимости(обратимые и необратимые) -по катализаторам -по изменению количества вещества А)реакции присоединения А+В=АВ При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава: Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений. Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Б)Реакции разложения АВ=А+В Реакции разложения (дегидрирования) приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества. Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества. В)Реакции замещения АВ+С=АС+В При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное. Г)Реакции обмена АВ+СД=АД(осадок,газ,сл.электр.)+СВ Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями. Вопрос 6.Окислительно-восстановительные реакции, классификация. Реакции идущие с изменением С.О. атомов элементов участвующих в реакции называются ОВР.Это как правило реакции присоединения, разложения, замещения Окислительно-восстановительный процесс состоит из двух противоположных процессов: 1.Окисление-отдача электрона(С.О. растет) 2.Восстановление-присоединение электрона(С.О. понижается) С.О. в простых веществах=0 Металлы проявляют + С.О. только в соединениях. С.О. кислорода -2(искл.Н2О2),а водорода -1(искл.NaH) Высшая С.О. положительна и равна номеру группы, а низшая С.О. Ме=0 На протекание ОВР оказывают влияние следущие факторы: -природа восстановителя(активность Ме) -концентрация окислителя -температура -характер среды(кислая, щелочная, нейтральная). Классификация ОВР: -межмолекулярные- меняется С.О. -внутримолекулярные- в реакциях разложения -диспропорционирование- вещество в одной и той же С.О.,но меняется знак… -конрдиспропорционирование- это процесс обратный процессу диспропорционированию Окислительные свойства H2SO4(разб)+Ме = Сульфат Ме+Н2 H2SO4(конц)+Ме:1Сульфат Ме+Н2S+Н2О 2Сульфат Ме+S+Н2О 3Сульфат Ме+SO2+Н2О H2SO4(конц)+неМе(P,As,C,B)=к-та неМе в Высшей С.О.+SO2 HNO3(конц)+Me:1Нитрат Ме+N2O+Н2О 2Нитрат Ме+NO2+Н2О 3Нитрат Ме+NO2+Н2О HNO3(разб)+Me:1Нитрат Ме+NH4NO3+Н2О 2Нитрат Ме+N2+Н2О 3Нитрат Ме+NO+Н2О HNO3(конц)+неME=к-та неМе в высшей С.О. +NO2+Н2О Вопрос 7.Процессы окисления и восстановления. Важнейшие окислители и восстановители в природе и технике. Окислитель содержит в своем составе элемент , понижающий С.О., а восстановитель С.О. которого повышается в ходе реакции. Окислителями могут быть прежде всего соединения с высшей С.О., а восстановителями- низших С.О.присущих данному элементу. Металлы проявляют в своих соединениях только положительную окисленность, и низшая их степень окисленности равна нулю. На практике в качестве восстановителей применяют алюминий, магний, натрий, калий, цинк и некоторые другие металлы. Окислителями могут быть те соединения металлов, в которых степень окисленности металла велика = номеру группы. К широко применяемым в промышленности восстановителям относятся водород, углерод (в виде угля или кокса). К сильным окислителям принадлежат неметаллы верхней части VI и VII групп периодической системы. Сильные окислительные свойства этих веществ объясняются большой электроотрицательностью их атомов. К соединениям, применяемым в качестве окислителей, относятся также кислоты. Наибольшее практическое значение имеют соляная, серная и азотная кислоты. Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Производство строительных материалов, пластических масс, удобрений, медикаментов и т. д. было бы невозможно без использования окислительно-восстановительных процессов. Вопрос 8.Методы расстановки коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях: ионно- электронный (метод полуреакций) и электронный. Электронный баланс-метод нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР,в котором рассматривается обмен электронами между атомами, изменяющими свою С.О. 1.Записывают схему реакции 2.Указывают С.О. над символами элементов и выделяют элементы, изменяющие С.О. 3.Определяют число электронов, приобретаемых окислителем и отдаваемых восстановителем. 4.Уравнивают число приобретаемых и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений ,в которых присутствуют элементы, изменяющие С.О. 5.Подбирают коэффициенты доля всех остальных участников реакции. Ионно-электронный баланс(метод полуреакций)-метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между реальными частицами в растворе с учетом характера среда. Правило кислой среды: в ту часть полуреакции, где нехватает кислорода,на каждый недостающий кислород добавляется по одной молекуле воды, а в противоположную часть-необходимое для уравнивания водорода число катионов кислорода. Правило щелочной среды: в ту часть полуреакции, где нехватает кислорода, на каждый недостающий кислород добавляется по два гидроксид- иона ОН, а в противоположную часть-необходимое для уравнивания водорода число молекул воды. Правило нейтральной среды в зависимости от продуктов реакции используется или правило кислой среды, или правило щелочной среды. Вопрос 9.Серная кислота как окислитель, взаимодействие с металлами и неметаллами. В зависимости от концентрации серная кислота ведет себя различным образом. В разбавленных растворах окислительные свойства серной кислоты проявляются, только по отношению к металлам, находящимся в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода. При этом выделяется водород и образуется соль. В концентрированных растворах серной кислоты окислительные свойства проявляет сера в степени окисления +6. Продукты восстановления серной кислоты определяются активностью взаимодействующих с ней металлов, согласно ряду напряжений. Схемы процессов можно представить следующим образом. Окислительные свойства H2SO4(разб)+Ме = Сульфат Ме+Н2 H2SO4(конц)+Ме:1Сульфат Ме+Н2S+Н2О 2Сульфат Ме+S+Н2О 3Сульфат Ме+SO2+Н2О Исключением из приведенной схемы являются Al,Cr,Fe,которые не реагируют без нагревания с серной кислотой. Некоторые неметаллы взаимодействуют с концентрированной серной кислотой,при этом они восстанавливают SO2. H2SO4(конц)+неМе(P,As,C,B)=к-та неМе в Высшей С.О.+SO2 Вопрос 10.Азотная кислота как окислитель, взаимодействие с металлами и неметаллами Окислителем в молекуле азотной кислоты является ион эн о3, который зависит от концентрации азотной кислоты и активности восстановителя. Схемы взаимодействия азотной кислоты с металлами можно представить следующим образом. HNO3(конц)+Me:1Нитрат Ме+N2O+Н2О 2Нитрат Ме+NO2+Н2О 3Нитрат Ме+NO2+Н2О HNO3(разб)+Me:1Нитрат Ме+NH4NO3+Н2О 2Нитрат Ме+N2+Н2О 3Нитрат Ме+NO+Н2О Так же как и для концентрированной серной кислоты Al, Cr, Fe не реагируют с азотной кислотой без нагревания. HNO3(конц)+неME=к-та неМе в высшей С.О. +NO2(NO)+Н2О Вопрос 11.Перманганат калия как окислитель. Влияние рН среды на протекание окислительно- восстановительных реакций. При взаимодействии KMnO4 с восстановителем образуются различные продукты восстановления в зависимости от кислотности среды в соответствии со следующей схемой. KMnO4+восстановитель+среда:1(H)MnSO4 2(H2O)MnO2 3(OH)K2MnO4 pH-это показатель концентрации ионов Н, (чистая вода pH=7, pH<7-кислый, pH>7-щелочной). Вопрос 12.Окислительно-восстановительные потенциалы. Направление протекания окислительно- восстановительных реакций. Расчет AG0 и Кс для окислительно-восстановительных реак ций. "Окислительно-восстановительный потенциал (ОВП) является мерой химической активности элементов или их соединений в обратимых химических процессах, связанных с изменением заряда ионов в растворах". В переводе на более понятный неспециалисту язык это означает, что ОВП, характеризует степень активности электронов в окислительно-восстановительных реакциях, т.е. реакциях, связанных с присоединением или передачей электронов. Значение окислительно-восстановительного потенциала для каждой окислительно-восстановительной реакции вычисляется по довольно сложной формуле, выражается в милливольтах и может иметь как положительное, так и отрицательное значение. Зависимость электродного потенциала от концентрации потенциалопределяющих ионов в растворе выражается уравнением Нернста Еме/ме=Еме/ме+0,059/z*lgCме АG=-z*F*AE=-R*T*lnK AE=Eок.-Eвост. Kc=e^(z*f*AE)/R*T=10^(z*AE)/0,059 Вопрос 13.Теплота и работа. Энтальпия и тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения. «Энергия» — широко используемый термин, хотя и представляет собой некоторую абстракцию. В противоположность материи ее нельзя увидеть, ощутить, взвесить. Формы передачи энергии — теплота и работа. Теплота — энергетическая характеристика процесса теплообмена, определяется количеством энергии, которое получает или отдает физическое тело или система в процессе теплообмена. Теплота является мерой изменения внутренней энергии системы. Работа—количественная характеристика преобразования энергии в процессах. Одновременно это один из способов изменения внутренней энергии системы |