Шпоры - Ответы на экзаменационные вопросы - файл n1.doc

приобрести
Шпоры - Ответы на экзаменационные вопросы
скачать (199.8 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc589kb.16.06.2009 23:07скачать

n1.doc

  1   2   3   4

Вопрос 1

Атомно - молекулярное учение. Относительная атомная и молекулярная масса. Моль. Молярная масса. Эквивалент

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют различные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.

Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер и строением электронных оболочек.

Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в периодической системе.

Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется массовым числом A = Z + N.

Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре. Массовое число®

Заряд ядра ®

Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

Простые вещества- молекулы, состоят из атомов одного и того же элемента.

Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.

Относительная атомная масса (Ar) – масса атома, показывает во сколько раз масса атома данного эл-та тяжелее к 1/12 массы атома углерода 12C. 1 а.е.м = 1,66057 • 10-24 г

Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной на а.е.м.

Ar(Mg) = 24,312

m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Примеры. Mг(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70

Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) = 1 • 39 + 1 • 27 + 1• 2 • 32 + 2 • 4 • 16 = 258

Единицей количества вещества является- моль.

Моль - количество вещества, содержащее столько же структурных единиц, сколько содержится в 12 г углерода.

Число Авогадро (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества = 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро).

Пример. Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?

Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4 г серы:

n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль

Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA

N(s) = n(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023

Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).- отношение массы в-ва к кол-ву

M = m / n

Эквивалент это условная часть моля способное принимать, отдавать или обменивать 1 моль атомов водорода в реакциях

Вопрос 3

ОСНОВАНИЯ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. Физич. и хим. СВОЙСТВА СВОЙСТВА.

Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксогруппами-ОН. Общая формула:



Все щелочи сильные электролиты

Различают по гидроксид ОН: однокислотные, двухкислотнные и т.д.

По номенклатуре основания называют гидроксидами:

LiOH - гидроксид лития Ca(OH)2 - гидроксид кальция

NaOH - гидроксид натрия Cu(OH)2 - гидроксид меди(II)

KOH - гидроксид калия Fe(OH)2 - гидроксид железа(III)

Получение оснований.

Щелочи

(растворимые)

1.Металл+вода 2Na+H2O=2NaOH+H2

Ba+2H2O=Ba(OH)2+H2

2.Оксид+вода Li2O+H2O=2LiOH

CaO+H2O=Ca(OH)2

3.Электролиз растворов щелочных металлов 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2+H2

Нерастворимые основания

Соль + щелочь CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4

Химические свойства оснований.

Щёлочи Нерастворимые основания

1.Взаимодействие с кислотами

KOH+HCl=KCl+H2O Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O

2.Взаимодействие с кислотными оксидами

2KOH+CO2=K2CO3+ H2O не характерны

3.Действие индикаторов

лакмус-синяя, окраска не изменяется

фенолфталеин-малиновая

4.Взаимодействие с амфотерными оксидами

2KOH+ZnO=K2ZnO2+H2O не реагируют

5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

NaOH+CuCl2=Cu(OH)2=2NaCl не реагируют

6.При нагревании

не разлагаются (кроме LiOH) Cu(OH)2=CuO+ H2O
Амфотерные гидроксиды (Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Fe(OH)3 и другие.

Взаимодействуют с кислотами

Zn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2 H2O Взаимодействуют с щелочами

Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4


Вопрос 4

КИСЛОТЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков. Классификация кислот:

- по основности. Число атомов водорода определяет основность кислот (одноосновные HCl, двухосновные H2CO3)

- по наличию кислорода



HNO2, HNO3, H2SO3, HF, HI, H2S

H2SO4, H2SiO3, H3PO4

- по силе электролита (сильные H2SO3, HCl, H2S; средней силы H3PO4; слабые H2CO3 ) Формула кислоты Название

HCl хлороводородная, или соляная кислота

HF фтороводородная, или плавиковая кислота

HI иодоводородная кислота

HBr бромоводородная кислота

HNO2 азотистая кислота

HNO3 азотная кислота

H2S сероводородная кислота

H2SO3 сернистая кислота

H2SO4 серная кислота

H2CO3 угольная кислота

H2SiO3 кремниевая кислота

H3PO4 фосфорная кислота

Получение кислот

Химические свойства.

Кислородсодержащие

1.Кислотный оксид + вода SO3+H2O= H2SO4 ; P2O5+3H2O=2H3PO4

2.Металл+сильный окислитель P+5HNO3+2H2O =3H3PO4 +5NO

3.Cоль+менее летучая кислота NaNO3+ H2SO4=HNO3+NaHSO4

Бескислородные

1.Водород+неметалл H2+Cl2=2HCl

2.Cоль+менее летучая кислота NaCl+H2SO4=2HCl+NaHSO4


Кислородсодержащие Бескислородные

1.Изменяют окраску индикаторов

лакмус-красный, метилоранж-красный ( только для растворимых кислот)

2.Взаимодействие с металлами, стоящими до водорода

H2SO4+Ca=CaSO4+H2 2HCl+Ca=CaCl2+H2O

3.Взаимодействие с основными оксидами

H2SO4+CaO=CaSO4+ H2O 2HCl+CaO=CaCl2+H2O

4.Взаимодействие с основаниями

H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O 2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O

5.Взаимодействие с амфотерными оксидами

H2SO4+ZnO=ZnSO4+H2O 2HCl+ZnO=ZnCl2+H2O

6.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество

H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl 2HCl+Na2CO3=2NaCl+ H2O +CO2

7.При нагревании

Слабые кислоты легко разлагаются H2S=H2+S

H2SiO3= H2O +SiO2
Вопрос 5

СОЛИ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

Соли - сложные вещества, состоящие из атомов металлов (иногда входит водород) и кислотных остатков.

Классификация солей.



Средние - продукт полного замещения атомов водорода на атом металла

Название: название кислотного остатка и металла. Диссоциируют одноступенчато.

Кислые – продукт неполного замещения атомов водорода на атом металла. Диссоциируют ступенчато.

Название: название средних солей + приставка «гидро» NAH2PO4- дигидроортофосфат натрия,,КHSO4-гидросульфат калия

Основные - продукт неполного замещения гидроксогруппы на кислотный остаток

Название: название средних солей + приставка «гидроксо». Диссоциируют ступенчато.

MgOHCLхлорид гидроксомагния, AL(OH)2CL- хлорид дигидроксоалюминия

Двойные - продукт замещения атомов водорода в кислотах атомами различных металлов Диссоциируют одноступенчато

Название: как средним , но с указанием обоих металлов KNa2PO4- ортофосфат калия динатрия.

Кислотный остаток соли (анион)

Название

Кислотный остаток соли (анион)

Название

Кислотный остаток соли (анион)

Название

Cl-

хлорид

SO32

сульфит

CN-

цианид

F-

фторид

SO42-

сульфат

ClO-

гипохлорит

NO3-

Нитрат

CO32-

карбонат

ClO2-

хлорит

NO2-

нитрит

SiO32-

силикат

ClO3-

хлорат

S2-

сульфид

PO43-

фосфат

ClO4-

перхлорат

Получение солей.

1.С использованием металлов металл + неметалл 2Mg+Cl2=MgCl2

Металл + кислота Zn+2HCl=ZnCI2+H2

Металл + соль Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

2.С использованием оксидов основной оксид + кислота CaO+2HCl=CaCl2+H2O

кислотный оксид + основание CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O

кислотный + основной оксиды CaO+CO2=CaCO3

основной + амфотерный оксиды Al2O3+CaO=Ca(AlO2)2

3.Реакция нейтрализации кислота + основание H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O

4.Из солей соль + соль AgNO3+NaCl=AgCl+NaNO3

соль+щелочь CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2 SO4

соль+кислота Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2

Кислые соли получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях(при избытке кислоты) NaOH+ H2SO4=NaHSO4+H2O

Основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей со щелочами (при избытке щелочи) ZnCl2+NaOH=ZnOHCl+NaCl

Если металл имеет переменную валентность, то она указывается после химического элемента римской цифрой, заключённой в скобки. Например CuSO4- сульфат меди (II).
Состав ядра атома записывают с помощью условных обозначений

Где p—число протонов, n– число нейтронов. p+n – сумма числа протонов и нейтронов.
Вопрос 9

Постулаты квантовой механики. Квантовые числа электронов

В 1903 – Дж. Томсон открыл электрон (частица, имеющая отрицательный заряд) и предложил модель строения атома: атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором (как изюм в булочке) расположены электорны.

В 1911 - Э. Резерфорд предложил планетарную модель строения: атом состоит из + заряж. ядра, вокруг которого вращаются – электроны. В 1920 г. ввел понятие о протоне и нейтроне.

В 1913 –Н. Бор дополнил планетарную модель строения атома теорией квантов Планка.

Постулаты Бора: 1. электрон движется вокруг ядра по строго определенным орбитам.

2. при движении по орбитам электрон не излучает энергию

3. энергия излучается или поглощается при переходе электрона с орбиты на орбиту.

В 1924г. – Бойль высказал гипотезу о двойственности электрона, т.е. электрон волна и частица одновременно. Электрон, как волна «размазана» в пространстве и представляет электронное облако, форма которого различна

Орбиталь —область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Состояние электрона в атоме описывается значением 4-х квантовых чисел:

Главное квантовое число n определяет энергетический уровень электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, ...).

Побочное (орбитальное) квантовое число l – определяет форму электронного облака, т.е. энергетический подуровень.

Это квантовое число может принимать значения от 0 до n - 1 (l = 0,1, ..., n - 1). Обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными символами: Значение l 0 1 2 3 4

энергетический подуровень s p d f g

Формы электронных орбиталей:

- если l = 0 (s-орбиталь) имеет шаровидную форму (сферическую симметрию)



При l = 1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму «восьмерки».

Формы электронных облаков d-, f- и g-электронов намного сложнее.

Магнитное квантовое число m. - характеризует ориентацию орбитали в пространстве.

магнитное квантовое число m1 может принимать значения любых целых чисел, как положительных, так и отрицательных, от –l через 0 до +l, включая, т.е. всего (2l + 1) значений.

Таким образом, m1 характеризует величину проекции вектора орбитального момента количества движения на выделенное направление. Например, р-орбиталь («гантель») в магнитном поле может ориентироваться в пространстве в трех различных положениях, так как в случае l = 1, m: -1, 0, +1. Поэтому электронные облака вытянуты по осям х, y и z, причем ось каждого из них перпендикулярна двум другим .



Спиновое квантовое число msхарактеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси.

Может иметь лишь два значения: ms = +1/2 или ms = -1/2 . обозначают стрелками, имеющими разное направление ??

ВОПРОС 10

Принципы заполнения многоэлектронных атомов. Электронные атомы

Порядок заполнения орбиталей на первых, наиболее близких к ядру электронных уровнях атома. Заполнение электронами происходит снизу вверх. Справа показано наибольшее количество электронов, способных разместиться на орбиталях данного подуровня. 4-й уровень показан не полностью.

Чем дальше от ядра располагаются уровни и подуровни, тем выше их энергия. По некоторым причинам 4s-подуровень большинства атомов заполняется электронами раньше, чем 3d-подуровень. Такие аномалии встречаются и на более высоких уровнях. Вот как выглядит порядок заполнения уровней и подуровней в атомах большинства элементов:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, ...

Правила заполнения электронных оболочек следующие:

1. Сначала выясняем, сколько всего электронов содержит атом интересующего нас элемента. Для этого достаточно знать заряд его ядра (всегда равен порядковому номеру элемента)

2. Последовательно заполняем орбитали, начиная с нижней 1s-орбитали, имеющимися электронами. При этом нельзя располагать на каждой орбитали более двух электронов.

3. Записываем электронную формулу элемента.

Электронная формула описывает распределение электронов по энергетическим уровням, существующим в электронном облаке. Такое распределение называется также электронной конфигурацией атома.

По правилу Гунда при заполнении электронами одинаковых орбиталей электроны располагаются в первую очередь по одиночке на каждой орбитали, и лишь потом начинается заселение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными, а одиночные- неспаренными.



Вопрос 11

Периодического закона: «…свойства элементов, а также свойства образуемых ими простых и сложных вещ-в, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». В периодической системе в группах слева направо ослабляются основные свойства, усиливаются-кислотные. Сверху вниз в группах усиливаются основные, ослабляются кислотные.

Вопрос 16

Св-ва ковалентной и ионной связи

Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также поляризуемостью.

- поляризуемости При образовании гетероатомной ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, что делает такую связь полярной. (HCl, H2O).

- насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей.

- направленности – обуславливает пространственную структуру молекул, т.е их форму.

Ионная связь не обладает насыщенностью и направленностью.

Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие электронные пары. Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи. Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -, например: .

По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь делится на:

- Ϭ -Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль оси, соединяющей центры атомов)

- ? -связь - перекрывания электронных облаков происходит ┴ оси связи. (по обе стороны от плоскости, в которой лежат ядра атомов).

Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей используют модель гибридизации.

Гибридизация – это процесс выравнивания электронных орбиталей, при этом формы новых орбиталей отличаются от исходных.

Чаще всего встречается три типа гибридизации:

- sp-гибридизация – в образовании гибридных орбиталей участвует одно –s- и одно –p-эл. облако ?2 гибридных sp орбитали. (линейное строение);

- sp2-гибридизация – в образовании гибридных орбиталей участвует одно –s- и два–p-эл. облако ? 3 sp2 гибридных облака. (плоская треугольная форма);

- sp3-гибридизация - образовании гибридных орбиталей участвует одно –s- и три–p-эл. облако ? 4 гибридные sp3 орбитали, имеющих форму неправильной восьиерки. (тетраэдрическая форма);

Вопрос 17

Понятие о молекулярных орбиталях. Типы молекулярных орбиталей.

ОРБИТАЛЬ – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).

МО образуются при комбинировании атомных орбиталей при достаточном сближении. Совокупность МО молекулы с указанием её типа и количеством электронов на ней даёт электронную конфигурацию молекулы.

Существуют 3 типа молекулярных орбиталей: связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны на связывающих молеклярных орбиталях упрочняют связь, на разрыхляющих как бы дестабилизируют (расшатывают). Молекула является устойчивой лишь в том случае, если число электронов на связывающих обиталях превышает число электронов на разрыхляющих. Электроны, находящиеся на несвязывающих молекулярных орбиталях, участие в образовании химической связи не принемают.

Характер распределения электронов по МО определяет порядок (кратность) связи, ее энергию, межъядерные расстояния (длина связи), магнитные свойства молекул и др.


Вопрос 18

Понятие о растворах. Растворимость вещ-в и факторы, на нее влияющие.

Растворами – гомогенные системы переменного состава, содержащие из 2 фаз: растворителя называемого дисперсной средой и одного или неск. растворённых веществ называемых дисперсной фазой.

Растворитель – это то вещ-во, которое при растворении не меняет своего агрегатного состояния.

Растворимость – способность вещ-ва растворятся в том или ином растворителе

ʃрастворимость = m (рас-ра)/100г растворителя

Содержание растворённого вещества в насыщенном растворе равно, в ненасыщенном растворе меньше и пересыщенном больше его растворимости при данной температуре.

Пересыщенные р-ры получают быстрым охлаждением горячих р-ров. Они очень не устойчивые при механическом воздействии возникает центр кристаллизации и избыток в-ва выпадает в осадок.

ʃрастворимость соли = t 20 с = 40г

ʃрастворимость соли = t 80 с = 100г

Факторы влияющие на растворимость

  • природа растворителя и растворяемого в-ва (подобное растворяется в подобном)

- Полярный растворительвода т.к. О2-, а Н2+

- Неолярный растворитель – ацетон, жир.

  • Темпиратура Влияние т-ры нам растворение зависит от теплового эффекта реакции. Растворение кислот из щелочей конц. сопровождается с выделением большого кол-ва теплоты

  • концентрация р-ра - чем ˃ конц., тем хуже процесс растворения

вопрос 19

Классификация растворов

1. по агрегатному состоянию

дисперсная среда

дисперсная фаза




газообразная

Газ

Жидкость

твердая

-воздух

- туман

- дым

жидкость

Газ

Жидкость

твердая

- Минеральн. вода

- спирт

- сладк. чай, глюкоза, хлорист. кальций

твердая

Газ

Жидкость

твердая

- любые пористые в-ва (пенопласт)

- почва, свежий хлеб

сплавы

2. Истинные р-ры (диаметр р-ра менее 1 нм) – глюкоза, сахар, р-ры солей

3. Грубодисперсные р-ры (диаметр р-ра 100 нм, термодинамически неустойчивы) – гашеная известь Ca(OH)2, -еще их называют суспензиям.

Эмульсии (жидкость в жидкости) – крем

4. Калоидные р-ры (образуют высокополимерные в-ва) – крахмал, белки. Присущ эффект Пендаля –опалесценция

Вопрос 23

Второй закон термодинамики. Энтропия как мера упорядоченности.

Любая термодинамическая система обладает не только определенным запасом внутренней энергии, но и характеризуется определенной степенью упорядоченности.

Второй термодинамической функцией состояния является энтропия – функция, ответственная за неупорядоченность состояния данной химической системы: чем большей хаотичностью и беспорядком (т.е. большей неупорядоченностью) характеризуется данная система, тем больше величина энтропии. Энтропия обозначается латинской буквой S и измеряется в Дж/K. Это значит, что любая изолированная система, представленная самой себе, самопроизвольно изменяется в направлении максимальной хаотичности своего состояния.

Рассмотрим пример: Поместим в сосуд с перегородкой два газа азот и аргон. Обозначим это состояние системы S1. В данном состоянии оба газа имеют определенную степень упорядоченности (степень беспорядка). После того, как уберем перегородку, газы начнут смешиваться. Это второе состояние системы обозначим S2. Степень беспорядка увеличилась. Произошло самопроизвольное увеличение энтропии ?S = S2 – S1.

Вопрос 25, 26

Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Скорость химической реакции – изменение концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Для оценки скорости необходимо измерение концентрации одного из веществ. Наибольший интерес представляют реакции, протекающие в однородной (гомогенной) среде

. V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1))

где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1. Природа реагирующих веществ Например: металлы магний и железо реагируют с соляной кислотой одинаковой концентрации с различной скоростью. Это связано с разной химической активностью металлов. Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

2. Концентрация С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Влияние конц. на скорость хим. реакции выражается законом действующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. aA + bB = сС ˂=˃ V = k • [A]a • [B]b .

k - Константа скорости реакции; [A] и [B] - концентрации реагирующих веществ

3. Температура Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа :При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза



С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно, химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах.

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса: k = A • e -Ea/RT

где: A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль/ К) = 0,082 л атм/(моль К)];

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Катализатор Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции, но сами не расходуются. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

Процесс, осуществляемый в присутствии катализатора назывют катализом

По агрегатному состоянию, в котором находятся катализатор и реагирующие вещества различают:

- гомогенный катализ - реагирующие вещества и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), - газ или раствор;

- гетерогенный катализ - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Протекает н поверхности катализатора.

5.Площадь соприкосновения реагирующих веществ. Для увеличения площади соприкосновения реагирующих веществ, их измельчают. Наибольшей степени измельчения достигают путем растворения веществ. Быстрее всего вещества реагируют в растворах.

Вопрос 24.

Направление протекания хим. реакции. Энергия Гиббса

Энергия Гиббса

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (?H), и энтропийным T?S, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы свободной энергией Гиббса (G, кДж): ?G = ?H (энтальпия реакции) – T?S(энтропийный фактор)

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Модель Энергия Гиббса.

- При ?G < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ?G = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса;

- ?G > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен

- Если ?H < 0 и ?S > 0, то всегда ?G < 0 и реакция возможна при любой температуре.

C2H5–O–C2H5+ 6O2 = 4CO2 + 5H2O

- Если ?H > 0 и ?S < 0, то всегда ?G > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

- Если ?H < 0 и ?S < 0, то ?G > 0, ?G < 0

N2 + 3H2 = 2NH3 (возможна при низкой температуре)

- Если ?H > 0 и ?S > 0, то?G > 0, ?G < 0

N2O4(г) = 2NO2(г) (возможна при высокой температуре).

Для оценки знака ?G реакции важно знать величины ?H и ?S наиболее типичных процессов. ?H образования сложных веществ и ?H реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции ? – десятки кДж∙, ? и ? равны 5–25 кДж∙. Зависимость ?H от температуры выражается соотношением ?H T = ?H ° + ?C p · ?T, где ?C p – изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – Т реагенты не претерпевают фазовых превращений, то ?C p = 0, и для расчетов можно пользоваться значениями ?H °.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж∙моль –1K . Знак ?G определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса ?G.
Вопрос 33

Основные положения ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы:

- электролиты –это вещ-ва растворы и расплавы которых проводят электрический ток ( это вещ-ва с ковалентной полярной и ионной связью – соли, щелочи, кислоты)

- неэлектролиты -проводниками не являются. (О2, азот, Н2, металл бензол, глюкоза, сахароза)

Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г. шведский химик Аррениус.

1. В растворе или расплаве электролиты диссоциируют на (+)катионы и (-) анионы

2. В электрическом поле ионы принимают направленное движение, катионы двигаются к катоду, а анионы — к аноду;

3. Процесс диссоциации – обратим

4. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато. Ba(OH)2 ˂—˃BaOH++OH- H2SO4 ˂—˃ H+ + HSO4-

BaOH˂—˃ Ba2++ OH- HSO4˂—˃ H+ + SO42-

Соли диссоциируют сразу, а не ступенчато NaHCO3˂—˃Na+ + HCO3-

5. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов;

Вопрос 34

Сила электролитов. Степень и константа диссоциации

Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.

Степень диссоциации электролита ? - это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул растворенного вещ-ва. ?=nдисс / Nобщ или ?=nдисс / Nобщ * 100٪

Степень диссоциации зависит от температуры и концентрации раствора: при повышении температуры и понижении концентрации Ст. диссоциации возрастает. Степень диссоциации электролитов изменяется в пределах 0< ? ?1( значение ?=0 относится к неэлектролитам). ? ˃ 0,3 (30٪) – сильные электролиты (полностью распадаются на ионы) хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты ? ˃ 0,03 (3٪ ) – слабые электролиты

для слабых элект. процесс дисс. описывается константой диссоц.

Константа диссоциации- отношение произведения концентраций ионов в растворе к концентрации недиссоциированных ионов.
ОСНОВАНИЯ, КИСЛОТЫ И СОЛИ В ТЕОРИИ Э.Д.

Основания. К основаниям принадлежат гидроксиды многих металлов. NaOH - гидроксид натрия (едкий натр), KOH - гидроксид калия (едкое кали), Ca(OH)2 - гидроксид кальция (гашёная известь). Основания, которые хорошо растворяются в воде, называются щелочами, к ним относятся гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

С точки зрения теории электр. дисс. основания – это электролит, при диссоциации которого образуются гидроксид – анион (ОН-). Многокислотные основания диссоциирут ступенчато имеет вид: Основание ? Катион металла+ Гидроксид – ион

Ba(OH)2 ˂—˃BaOH++OH-

BaOH˂—˃ Ba2++ OH-

Кислоты. - это электролит, при диссоциации которого образуются катионы водорода Н+. Многоосновные кислоты диссоциирут ступенчато имеет вид:

Кислота ? Катион водорода + Анион кислотного остатка H2SO4 ˂—˃ H+ + HSO4-

HSO4˂—˃ H+ + SO42-

Соли - это электролит, при диссоциации которого образуются катионы металлов и анионы кислотного остатка. Уравнение э. дисс. солей имеет вид:

Соль ? Катион металла + Анион кислотного остатка BaCl2˂—˃ Ba2+ + 2Cl-

K2CO3 ˂—˃ K+ + CO32-
Вопрос 35

Ионные произведения воды. рН.

Кw= H+ = OH- = 10-14 (ионное произведение воды) Пример: H+ =10-3

рН = - lg ((H+ ) OH- -? OH =10-14

рН- это логарифм концентрации протонов (H+ ) рН.˃7 – щелочная;

рН = 7- нейтральная; рН = 3- кислая

Вопрос 36

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ. Степень и константа гидролиза

Гидролиз солей - взаимодейтсвие солей с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Все соли делятся на 4 класса:

1.соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой – гидролизу не подвергается.

2.соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2С03, Na2S — гидролиз по аниону); Na2CO3+H2O = NaHCO3+NaOH

2Na++CO32-+ H++OH-= Na++ OH-+ Na++ H+CO3-

CO32-+H2O = HCO3-+OH- Реакция среды - щелочная

3.соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой— гидролиз по катиону);

CuCl2+H2O˂—˃ HCl+CuOHCl Образуется слабодиссоциируемый катион CuOH+.

Cu2++ 2Cl-+H++OH- ˂—˃ H++ Cl-+ CuOH+ + Cl-

Cu2++HOH = CuOH++H+ в растворе накапливается H+ ионы => Среда кислая

4. соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз по катиону и по аниону. Полный гидролиз Al2S3+6H2O=2Al(OH)3?+3H2S?

Данная реакция гидролиза необратима, т.к. образуется осадок и выделяется сероводород

Гидролиз усиливается

а) при нагревании раствора ( гидролиз обычно эндотермический процесс )

б) при разбавлении раствора водой

Степень гидролиза: h=nгидрол / Nобщ

константа гидролиза: 1 класс К2 = Кw (10-14) /Кg кислоты

2 класс К2 = Кw (10-14) /Кg основания

3 класс К2 = Кw (10-14) /Кg кислоты - Кg основания

вопрос 37

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. Классификация.

Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов.

Окисление — это процесс отдачи электронов: степень окисления при этом повышается.

Эл 0-ne =Эл+n или Эл n + -me =Эл(+n+m) или Эл n - -me =Эл(-n+m) Na- - lе. —> Na3.

Восстановление—это процесс присоединения электронов: степень окисления при этом повышается. Сl0+ 1е —>Сl-.

Эл 0-ne =Эл-n или Эл n + + me =Эл(+n-m) или Эл n - +me =Эл(-n-m)

Окислитель — атом или ион, который принимает электроны. Окислитель в химической реакции - восстанавливается.

Восстановитель - атом или ион, который отдает электроны. Восстановитель в химической реакции всегда окисляется

Восстановитель – е ˂—˃ Окислитель

Окислитель + е ˂—˃ Восстановитель

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные - Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; вещ-ва могут быть как простыми, так и сложными.

S0 + O20 = S+4O2-2

S - восстановитель; O2 - окислитель

Вопрос 44

Биологическая роль жизненноважных элементов.

Биологическая роль микроэлементов определяется их участием практически во всех видах обмена веществ организма. Они являются кофакторами многих ферментов, витаминов, гормонов, участвуют в процессах кроветворения, роста, размножения, дифференцировки и стабилизации клеточных мембран, тканевом дыхании, иммунных реакциях и многих других процессах, обеспечивающих нормальную жизнедеятельность организма. В организме человека обнаружено около 70 химических элементов (в т.ч. микроэлементов), из которых 43 считаются эссенциальными (незаменимыми).

При определенных условиях эссенциальные микроэлементы могут проявлять токсическое действие, а некоторые токсические в определенной дозе обладают свойствами эссенциальных.

Содержание микроэлементов в организме изменяется в зависимости от времени года и возраста. В частности, с возрастом повышается концентрация в тканях алюминия, титана, кадмия, никеля, цинка, свинца, а концентрация меди, марганца, молибдена, хрома снижается. В крови увеличивается содержание кобальта, никеля, меди и уменьшается содержание цинка. Во время беременности и в период лактации в крови становится в 2-3 раза больше меди, марганца, титана и алюминия. Поддержание нормального обмена микроэлементов в организме обеспечивается тремя механизмами:

- избирательное поглощение совершенно определенных микроэлементов;

- избирательная концентрация в определенных клетках, тканях и органах организма;

- строго определенный отбор при выведении из организма.

Незаменимыми (эссенциальными) микроэлементами являются: железо, йод, медь, цинк, кобальт, хром, молибден, селен, марганец. Дефицит данных микроэлементов вызывает серьезные нарушения обмена веществ и тяжелые хронические заболевания.

Условно незаменимые (условно эссенциальные): мышьяк, бор, бром, фтор, литий, никель, ванадий, кремний. Дефицит этих микроэлементов сам по себе не вызывает тяжелых нарушений, но усугубляет их течение. Вся система пищеварения, активного транспорта и усвоения организма человека ориентирована на потребление именно органически связанных макро- и микроэлементов. Эта система не только контролирует процесс усвоения в зависимости от потребностей организма в настоящий момент, но и располагает механизмами накопления жизненно важных элементов в специальных «клеточных депо».

Некоторые микроэлементы (селен, хром, медь) в избыточных дозах токсичны. Особенно это относится к солям многих металлов.

При потреблении минеральных веществ, следует строго придерживаться медицинских рекомендаций.

Вопрос 45

Понятие об эндемичных микроэлементозах.

Любая патология, любое отклонение в здоровье биологического организма сопровождается либо дефицитом жизненно необходимых (эссенциальных) элементов, либо избытком как эссенциальных, так и токсичных микроэлементов. Такой дисбаланс макро- и микроэлементов получил объединяющее название "микроэлементозы".

Передозировка одного минерального вещества может привести к функциональным нарушениям и повышенному выделению другого минерального вещества. Возможно и развитие нежелательных побочных эффектов. Например, избыток цинка ведет к снижению уровня холестеринсодержащих липидов высокой плотности ("хорошего" холестерина).

Избыток кальция может привести к недостатку фосфора, и наоборот.

Избыток молибдена уменьшает содержание меди.

Йод - химический элемент VII группы периодической системы Д.И.Менделеева. Йод относится к галогенам и к эссенциальным микроэлементам; он рассеян во всех объектах биосферы - лито- и атмосфере, природных водах и живых организмах, не образуя самостоятельных месторождений. Основным его резервом служит Мировой океан. В природе йод находится в различных соединениях - органических и неорганических; значительная его часть представлена йодидами и йодатами.

Вопрос 46

Водород и галогны. Нахождение в природе. Физические и химические св-ва.

Применение соединений в медицине и фармации.

Водород наиболее распр. элемент во Вселенной (90%), в земной коре 1%. Он входит в состав воды (11,11%), метана, нефти, каменного угля, вулканических газов.

Физические свойства:

H2 - Бесцветный газ, без запаха и вкуса, tкип = ?252 °C. Практически не растворяется в воде.

Химические свойства водорода H2

Водород Н2 может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще), в других условиях - окислительные свойства (реже): восстановитель H20 - 2e? = 2H+

окислитель H20 + 2e? = 2H?1

- взаимодействует с кислородом ( при поджигании смеси реакция идет со взрывом):

2H2 + O2 = 2H2O

- Реагирует с неметаллами, оксидами (обычно при нагревании): проявл. восстановит св-ва

H2 + S = H2S

H2 + CuO = Cu + H2O

- С щелочными и щелочноземельными металлами проявляет окислительные св-ва

H2+ Ca = CaH2

Получение в промышленности: - крекинг метана CH4= C + H2

- Электролиз воды 2H2O = 2H2 + O2

В лаборатории: - взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой

- взаимодействие металлов стоящих в ряду напряженности до водорода с кислотами.

Zn + 2HCI = ZnCI2 +H2

Применение соединений водорода

- В медицине один из изотопов водорода (дейтерий) в качестве метки используется при исследованиях фармакокинетики лекарственных препаратов. Другой изотоп (тритий) применяется в радиоизотопной диагностике, при изучении биохимических реакций метаболизма ферментов и др.

- Перекись водорода H2O2 является средством дезинфекции и стерилизации.

ПОДГРУППА ГАЛОГЕНОВ.

В подгруппу галогенов входят элементы: фтор, хлор, бром, иод, астат. Все элементы данной подгруппы - ярко выраженные неметаллы. В свободном состоянии галогены образуют вещества, состоящие из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2. орбитали: s2, p5

Окраска в газообразном состоянии

Фтор F

Хлор Cl

Бром Br

Иод I

желтовао-зелёная

Жёлто зелёная

красно-коричневая

фиолетовая

Степени окисления

-1

-1,+1,+3,+5,

+7

-1,+1,+3, +5

-1,+1, +3, +5, +7

Химические свойства галогенов.

Галогенам присуще сильные окислительные св-ва, плохо растворяются в воде. Вытесняют менее активные более активным.

Рассмотрим свойства галогенов на примере хлора:

1.Взаимодействие с металлами Mg + Cl2 = MgCl2

2. с неметаллами H2 + Cl2 = 2HCl

3.Взаимодействие со щелочами 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O

4.Вытеснение менее активных галогенов из галогенидов 2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

6. С водой H2O + Cl2 = HCl + HClO (хлорная вода)

Получение: электролизом

Применение соединений хлора

Хлор элемент входит в состав желудочного сока, препаратов для лечения ряда желудочно-кишечных заболеваний. В медицине широко используются бактерицидные свойства хлорсодержащих препаратов

Фосфор в виде фосфатов входит в состав нуклеиновых кислот и нуклеотидов (ДНК, РНК), участвует в процессах кодирования и хранения генетической информации. Соединения фосфора принимают участие в важнейших процессах обмена энергии. Аденозинтрифосфорная кислота (АТФ) и креатинфосфат являются аккумуляторами энергии, с их превращениями связаны мышление и умственная деятельность, энергетическая жизнеобеспеченность организма.

Неорганический фосфат входит в состав буферной системы крови и регулирует ее кислотно-основное равновесие. Этот показатель является очень важным, даже незначительные его изменения могут привести к тяжелым нарушениям в организме. Большая часть фосфора, содержащегося в крови, входит в состав эритроцитов. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Постоянную концентрацию фосфора в организме обеспечивают витамин D и гормон паращитовидных желез. Невсосавшийся в тонком кишечнике фосфор выводится с мочой (до 60%) и калом.

При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Избыточное поступление фосфора приводит к развитию повышенного содержания фосфора в крови, что провоцирует развитие мочекаменной болезни. Этот факт имеет большое значение у детей младшего возраста, у них органы еще не сформированы до конца и не могут обеспечить его полноценное выведение. При нарушениях обмена фосфора возникает размягчение костной ткани у взрослых и развивается рахит у детей
  1   2   3   4


Учебный материал
© nashaucheba.ru
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации