Химиябилеты

1.

Внутренняя энергия- сумма всех видов Е системы кроме кинетической и потенциальной как целого (Внутренняя энергия-функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной в изохорном (V¹=V²) процессе)

Изменение внутренней энергии £Е обусловлено работой W которая совершается при взаимодействии со средой и передачей теплоты Q между средой и системой.

£E=Q+W

Энтальпия- функция состояния, приращение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.

Стандартная энтальпия образования в-ва- энтальпия реакции образования вещества из простых веществ (Энтальпией образования соединения А называется изменение энтальпиии системы, сопровождающее образование 1 моль соединения А из простых в-в)

Приращение энтальпии не зависит от промежуточных этапов реакции.

ХР, при протекании которых происходит уменьшение энтальпии системы и во внешнюю среду выделяется энергия, называется экзотермическими, реакции, в кот. энтальпия возрастает и система поглощает теплоту, называются эндотермическими.

Теплота реакции-  количество тепловой энергии, выделившееся или поглощенное системой в результате протекающих в ней химических превращений.

Рассмотрим теплоту реакций на примере лабораторных работ. В стакан калориметра мы наливали кислоту, а затем щелочь. Изменение температуры раствора демонстрирует теплоту реакции.

3

Энтропия (1)- изменение порядка частиц в системе Д[ж/К х Моль]

Энтропия (2) представляет собой функцию состояния, приращение которой равно теплоте подведенной к системе в обратимом изотермическом процессе деленой на абсолютную температуру при которой происходит реакция. £S=Q/T [Дж/К]

Энтропия (3)есть мера вероятности пребывания системы в данном состоянии или мера неупорядоченности системы. Чем больше количество микросостояний системы, тем больше энтропия.

Любой самопроизвольный процесс в изолированной системе может протекать только в случае увеличения энтропии.

Уравнение Больцмана:

S=k(b) x ln(w)

Где w- количество пикросостояний системы

k(b)- константа Больцмана, =R/N(a)=1.38x10^-23 Дж/К

Позволяет рассчитать энтропию, зная количество микросостояний системы.

5

Обратимыми по направлению хр называются такие реакции, которые при данных внешних условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Большинство ХР- обратимы.

Рассмотрим обратимую реакцию 2H2+O22H2O &H<0, &S<0

Протекание реакции в прямом направлении сопровождается выделением теплоты (&H<0). Энтропия при этом уменьшается, т.к. из 3х моль газа образуется 2 моль. Таким образом, движущим является энтальпийный фактор.

Протекание реакции в обратном направлении сопровождается поглощением теплоты, энтропия возрастает. Движущий- энтропийный фактор.

В определенный момент действие факторов уравновешивается, и система переходит в состояние динамического равновесия (за одно время образуется одинаковое количество молекул как продуктов, так и реагентов. Скорость прямой реакции равна скорости обратной) &H=T&S, &G=0.

В состоянии кинетической заторможенности системы вышеуказанные факторы не выполняются (&G /= 0)

7. Для определения направления протекания реакции мы можем использовать &G- универсальный критерий. &G=R x T x ln(П(с)/К(с))

Если П(с)<K(c)- реакция идет в прямом направлении.

8. Принцип Ле Шателье: воздействие какого-либо фактора на равновесную систему стимулирует смещение равновесия в таком направлении, которое способствует восстановлению первоначальных характеристик системы. СПРАВОЧНИК!!!!!!!

9. Раствор- находящаяся в равновесии гомогенная система переменного состава из двух и более веществ (компонентов раствора). Краткое- гомогенная система минимум из 2х вв. Могут быть жидкими, газообразными, твердыми (сплавы). Обычно растворителем считают тот компонент, который в растворе находится в том же агрегатном состоянии, что и до растворения. В растворах электролитов электролиты- всегда растворенные вещества (делятся на сильные и слабые).

Растворимость — способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Растворимость выражается концентрацией растворённого вещества в его насыщенном растворе либо в процентах, либо в весовых или объёмных единицах, отнесённых к 100 г или 100 см³ (мл) растворителя (г/100 г или см³/100 см³). Растворимость газов в жидкости зависит от температуры и давления. Растворимость жидких и твёрдых веществ — практически только от температуры.

Раствор, содержащий максимальное количество растворенного вещества и находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества называют насыщенным.

Способность веществ растворяться определяется характером сил взаимодействия между молекул растворенного вещества и растворителя, р.в. и р.в.. Подобные вещества лучше растворяются в подобных растворителях (полярные в полярных, неполярные в неполярных)

11. При растворении газа в жидкости почти всегда выделяется энергия. Это значит, что при понижении температуры равновесие сместится в сторону растворения. При растворении газа объем системы очень сильно снижается, а значит повышение давления увеличивает растворимость газа в жидкости. Закон Сеченова: растворимость газов в жидкостях в присутствии электролитов понижается; происходит высаливание газов.

13. В растворах сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. Оптические исследования показали, что в растворах сильных электролитов нет молекул. Более того, даже твердый КС1 состоит из ионов. Сильные электролиты диссоциируют на ионы необратимо. Из-за высокого содержания ионов в растворе они взаимодействуют между собой, образуя электронные пары, триплеты, атмосферы. Этим взаимодействием объясняется кажущаяся степень диссоциации электролитов. Образование атмосфер снижается эффективность ионов в таких явлениях, как перенос заряда, понижение Тзам, повышение Ткип.

В разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой коэф-ты активности Кат и Ан одинаковой зарядности равны независимо от природы.

Самый распространенный растворитель в природе- вода. Растворяет электролиты и множество полярных соединений. Гидрофильные радикалы- -ОН, -NH, -COOH. Гидрофобные- СН3-СН2.... Дифильные- белки, аминокислоты, нуклеиновые кислоты. При растворении дифильных веществ происходит взаимодействие воды с гидрофобными группами, Е Гиббса понижается, структура свертывается гидрофильными частями наружу.

Неполярные и малополярные вещества хорошо растворимы в неполярных и малополярных растворителях, полярные- в поярных

15. Закон разведения Остфальда: а=ч-ло частиц, расп. на ионы/общее ч-ло частиц, введенных в раствор. К(а)=а^2 х с а=корень из К(а)/с

а- степень электролитической диссоциации

Степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Каждый этап диссоциации сопровождается своей константой, суммарный- произведением констант.

Теория Арениуса: Кислота- электролит, дисс в растворе с обр Н+ ионов, основание — ОН--, амфолиты- обоих ионов (гидроксиды амф эл-в, аминокислоты, белки)

Недостатки: только для водных растворов, не объясняет свойства аммиака, СО2, не объясняет реакции безводных кислот (молекулы НС1) с безводными основаниями.

Теория Бренстеда — Лоули.

Кислота-донор протонов, основание- акцептор.

Не подходит для веществ, выполняющих ф-ю кислоты без Н+: галлогениды бора, Ал, кремния, олова.

Протолитическая реакция, как видно, протекает в результате обмена протоном между кислотой одной протолитической пары и основанием другой пары.

Теория Льюиса: Кислота- акцептор электронов, основание- донор.

Амфолиты- вещества, диссоциация которых может протекать и по кислотному, и по основному типу.

27. Электронные формулы атомов.

27. Электронно-структурные диаграммы атомов.

27. Энергетические уровни электрона в атоме. Главное квантовое число. Размер орбитали.

Атомная орбиталь- волновая функция, определяющая область наиболее вероятного нахождения и энергетический уровень электрона.

Главное квантовое число n- принимает любые положительные целочисленные значения (1, 2, 3...). Определяет орбитальный радиус и соответствующий главный энергетический уровень Е(н).

Орбитальный радиус- расстояние от ядра до наиболее удаленной точки поверхности, изображающей атомную орбиталь. Размер орбитали увеличивается с увеличением n.

Главный энергетический уровень- часть энергии атома, определяемой квантовым числом n. Равна модулю энергии ионизации.

27. Орбитальное квантовое число. Форма s p d орбиталей. Энергетические подуровни в атомах. Порядок возрастания энергии подуровней.

Орбитальное квантовое число l=n-1. Определяет форму орбитали и орбитальный подуровень энергии главного энерг уровня. L=0- s, l=1-p; l=2-d, l=3-f орбитали. Формы: шар, восьмерка, двойная восьмерка

27. Магнитное квантовое число и пространственная ориентация орбиталей. Спиновое квантовое число.

Магнитное квантовое число m принимает значения 0, +-1, +-2... +-l. Определяет ориентацию орбиталей в пространстве, их число на данном орбитальном подуровне и магнитный энергетический подуровень. Ориентация в пр-ве: по оси х, у, z... Спиновое квантовое число s- 2 значения: 1/2 и -1/2, определяет направление собственного вращательного движения эл-на (по или против часовой стрелки).

27. Принцип Паули. Емкость орбиталей, энергетических подуровней и уровней.

Принцип Паули: на одной атомной орбитали не может быть более 2х электронов. Таким образом, орбиталь имеет 3 состояния: пустая, заполненная наполовину и полная.

1)на каждом уровне имеется 2n^2 состояний, где n - главное квантовое число(принимает значения: 1,2,3,..). 2)на подуровне имеется 2(2L+1) состояний, где L - орбитальное квантовое число(принимает значения: 0,1,2,..,n-1).

27. Принцип наименьшей энергии. Электронные формулы атомов. Основное, возбужденное и ионизированное состояние атомов.

Принцип: Электроны в невозбужденном атоме распределяются по квантовым состояниям таким образом, чтобы суммарная энергия атома была минимальна. Конфигурация, при которой атом обладает наименьшей энергией, называется основным (невозбужденным). Если один или несколько электронов атома переходят на более высокий электронный уровень, такой атом называется возбужденным.

27. Правило Гунда. Количество неспаренных электронов в атоме. Электронно-структурные диаграммы атомов.

При наличии нескольких пустых или полузаполненных ячеек данного подуровня электроны занимают максимально возможное число пустых ячеек.

35. Периодический закон Менделеева и его трактовка на основе теории строения атома. С, п, д, ф классификация хим элементов.

Закон: свойства элементов и их однотипных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер элементов.

1.Строение внешней электронной оболочки атома является периодической функцией зарядового числа Z.

2.Хим свойства элемента находятся в периодической зависимости от заряда ядра.

3.По электронной формуле внешней оболочки можно определить, к какому периоду относится элемент.

4.Число элементов в периоде равно 2х количество квантовых ячеек, заполняемых в этом периоде.

5.В одну группу периодической системы входят элементы с однотипной электронной конфигурацией внешней оболочки атома.

С-блок объединяет группы 1А-щелочных и 2А-щелочноземельных металлов. В качестве валентных выступают электроны с орбитали, по этому их называют с-элементами. Д блок объединяет 1-8Б группы, валентные как правило с и д электроны. Так же в таблицу внесены лантаноиды и актиноиды, но они не относятся к жизненно необходимым.

35. Структура периодической системы элементов: периоды, группы, семейства. Длиннопериодный и короткопериодный варианты системы.

35. Периодический характер изменения свойств атомов. Периодический характер изменения свойств простых веществ, гидроксидов и оксидов.

35. Эксперементальные характеристики химических связей: энергия, длина, направленность, полярность.

Химическая связь- совокупность взаимодействий между электронами и ядрами, приводящая к соединению атомов в молекулы.

Длина химической связи- расстояние между атомами связываемых атомов.

Энергия связи (так же прочность)- величина, измеряемая энтальпией образования связи.

Направленность (ориентация) связи- величина, измеряемая углом между направлениями связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол называют валентным.

Полярность хс- величина, измеряемая электрическим моментом данной связи. Химическая связь поляризуется, когда связываются два атома с разной электроотрицательностью. В результате на атоме с большей ОЭО возникает избыточный отрицательный заряд -&(сигма), на другом- положительный. Измеряется в Дебаях 1D=3,3х10^-30Кл х м. Для воды 1,5.

35. Метод валентных связей. Двухэлектронная химическая связь на примере молекулы водорода. Перекрывание атомных орбиталей. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования связи. Кратность связи

При сближении атомов Н до расстояния 2 радиуса орбиталей их элекиронные поля перекрываются. Электроны становятся общими для обоих атомов. При этом спины противоположны (согласно принципу Паули). В результате обмена между атомами возникает сильное притяжение, называющееся обменным (90% энергии связи Н-Н). Так же действуют кулоновские силы между электронами и ядрами. Сила притяжения макс при расстоянии в 1 ат радиус. При дальнейшем сближении преобладает кулоновское отталкивание.

Связь между атомами, возникшую по методу ВС согласно перекрыванию атомных орбиталей и обмену электронами называют ковалентной. Образование кратных связей (двойных и тройных) объясняется образованием связи в результате бокового перекрывания орбиталей – образованием пи связи в молекуле.

35. Сигма и пи связи. Одинарные, двойные и тройные связи. Энергия химических связей.

Сигма связью называют хс, которая образуется в результате перекрывания валентных орбиталей на прямой, соединяющей ядра этих атомов.

Пи связью называют хс между атомами, которая образуется в результате перекрывания валентных орбиталей вне прямой, проходящей через ядра этих атомов. Двойные и тройные связи всегда носят природу пи связи. Прочность двойной связи существенно выше прочности одинарной (О=О- 490 кДж/моль, Н-Н- 430кДж/моль). С увеличением кратности длина связи уменьшается (чем больше связей, тем меньше расстояние между атомами).

35. Пространственное строение молекул. Направленность ковалентной связи. Длины связи и валентные углы. Гибридизация атомных орбиталей.

Длина хим. связи примерно равна сумме орбитальных радиусов. Направленность (ориентация) связи- величина, измеряемая углом между направлениями связей данного атома с соседними атомами молекулы. Угол называют валентным. Ориентация химических связей определяется типом перекрывающихся атомных орбиталей.

Гибридизация- образование одинаковых по энергии и форме орбиталей про возбуждении атома. Например, в метане С находится в возбужденном состоянии. Число гибридных орбиталей равно числу суммируемых орбиталей: с, р(х), р(у), р(з). Таким образом происходит ср3 гибридизация.

35. Полярность хим связи. Приминение относительных электроотрицательностей атомов для приближенной оценки полярности связи. Эффективные заряды атомов в молекулах. Полярные и неполярные молекулы.

Полярность хс- величина, измеряемая электрическим моментом данной связи. Химическая связь поляризуется, когда связываются два атома с разной электроотрицательностью. В результате на атоме с большей ОЭО возникает избыточный отрицательный заряд -&(сигма), на другом- положительный. Измеряется в Дебаях 1D=3,3х10^-30Кл х м. Для воды 1,5.

35. Метод молекулярных орбиталей в приближении ЛКАО-МО. Заполнение молекулярных орбиталей электронами на примере молекулы диводорода, дигелия и иона Н+.

35. Межмолекулярное взаимодействие и его природа. Энергия межмолекулярного взаимодействия. Ориентационное, индукционное и дисперсионное взаимодействие.

35. Водородная связь и ее природа. Разновидности водородных связей. Биологическая роль водородной связи.

Помимо прочных внутримолекулярных связей (100-150 кДж/моль) существуют так называемые водородные связи (10-40 кДж/моль). Их длина соответственно 270-230 пм.

Водородной связью между атомами Э(а) и Э(б) называют взаимодействие, осуществляемое атомом водорода, соединенным с Э(а) или Э(б) химической связью. Изображение водородной связи в общем случае имеет вид:

Э(а)––Н****Э(б)

Для возникновения Н связи необходимо, чтобы Эа и Эб обладали большой электроотрицательностью (чаще всего это N, O, F, Cl.

Водородная связь бывает внутримолекулярной и межмолекулярной.

Н связи играют важнейшую биологическую роль: внутримолекулярные определяют вторичную структуру полимерных молекул белков, осуществляют в белках связь N––H***O между аминокислотными остатками. Цепи нуклеиновых кислот в ДНК соединены водородными (межмолекулярными) связями. Здесь имеются 2 типа связей: N––H***O и N––H***N

35. Современное содержание понятия «комплексное соединение». Структура комплексных соединений. Пространственное строение КС. Примеры из лабы.

36. Природа хим связи в КС. Способность атомов различных элементов к образованию КС.

37. Образование и диссоциация КС в растворах. Константы устойчмвости и нестойкости.

38. Типы КС. Катионные, анионные и незаряженные, комплексные кислоты, основания, соли. Хелатные и макроциклические КС.

39. Биологическая роль КС. Применение в медицине и фармации.

51. Водород. Общая характеристика. Положение в периодической системе. Реакции с кислородом, галогенами, металлами, оксидами.

Водород- неметалл, электронная конфигурация- 1s^1. В огромном количестве (10%) содержится в организме человека. Существует 3 изотопных модификации: Протий, Дейтерий, Тритий (радиоактивен). Так как нет электронных экранов между протоном и электроном, сродство электрона с ядром высоко. Водород можно отнести и к 1 группе из-за сходства с щел металлами (образование иона Н+, восстановительная способность, взаимодействие с неМе), однако энергия ионизация Н больше, в простом виде встречается в виде молекулы Н2 с неполярной связью, образует гидрид-ион Н-, поэтому его относят и к галогенам (к 7 группе). В любом случае это отношение очень условно. За счет неполярности и большой прочности молекулы Н2 при комн Т малоактивен и реагирует только с F2. При нагревании с Cl, Br, S, O etc.:

H2+F2-->2HF

2H2+O2-->(t)2H2O

Восстановительная способность используется для получения для получения некоторых простых веществ из оксидов и галогенидов:

CuO+H2-->(t)Cu+H2O

При нагревании Н2 реагирует с щел Ме образуя гидриды:

H2+2Na-->2NaH – гидриды обладают основными свойствами и являются сильными восстановителями:

NaH+H20--> NaOH+H2^

52. Водорода пероксид. Стехиометрия и природа связей. Химические свойства. Окислительно-восстановительная двойственность. Применение в медицине и фармации. Примеры из лабы.

Бесцветная прозрачная жидкость, вызывает жжение на слизистых. Молекула Н2О2 сильно полярна, между молекулами образуется водородная связь. Является хорошим ионизирующим растворителем.

В водных растворах Н2О2- слабая кислота. Ион O2^2- проявляет окислительно-восстановительную двойственность:

O2^2- -->2O^2- (ок-ль)

O2^2- -->O2 (вост-ль)

Окислительные свойства более характерны. Восстановительные проявляются с очень сильными кислотами, например ионами MnO4-:

2KMnO4+5H2O2+3H2SO4-->2MnSO4+5O2^+K2SO4+8H2O

65. Общая характеристика 8В группы.

В 8В группе нарушается принцип: номер группы не совпадает с числом валентных электронов. Fe, Co, Ni- семейство железа, Ru, Rh. Pd, Os, Ir, Pt- семейство платины. Общие закономерности более выражены по горизонтали, чем по вертикали. В семействе железа ат. Радиус примерно равен, т. к. с-эл-ны частично экранируются д-эл-нами. Энергия ионизации отличается незначительно. Только небольшое увеличение электроотрицательности говорит об уменьшении основных и восстановительных свойств. Так же особое сходство проявляют Ru-Os; Rh-Ir; Pd-Pt.

66. Железо. Хим активность. Реакция с кислотами и неМе. Гидроксиды и соли железа (11) и (Ш). Ок-восст свойства. Примеры из лабы.

Основные С.О. +2 и +3. Коорд числа- 4 и 6. Очень распространено в земной коре, входит в состав минералов, руд.

Легко взаимодействует с О2, Оксид растворяется в кислотах(для Со и Ни так же):

MO+2H3O+ +3H2O-->[M(H2O)6]2+ - бледно зеленый.

Так же растворяются и гидроксиды.

Пассивируется на воздухе, во влажном воздухе легко окисляется и покрывается ржавчиной.

4Fe(OH)2(белый)+O2+2H2O-->4Fe(OH)3(ржавчина)

Легко взаимодействует с разбавленными кислотами с образованием солей Фе2+. С HNO3 u H2SO4 (к) пассивируется.

Соли Фе2+ - восстановители (в водн. Р-рах), по этому соли Фе2+ стремятмя окислиться.

Фе2О3 и Фе(ОН)3 обладают преим основными свойствами. При растворении в воде тот же комплекс, только 3+. Свежеосаженный Fe(OH)3+3OH- -->[Fe(OH)6]3-.

K3[Fe(CN)6] (3) – красная кровяная соль

K4[Fe(CN)6] (2) — желтая.

Сплавы железа с С: чугуны (2-4%), стали (до 2%), мягкие стали (менее 0,3%)

С СО образуют жидкость Э(СО)5.

Для Фе2+ коорд ч-ло — 6. Реакция колич определения: +MnO4-+8H3O+-->5[Fe(H2O)6]3++ [Mn(H2O)6]2+6H2O

66. Кобальт и никель. Важнейшие соединения Со 11, Ш и Ни Ш. Образование комплексов. Реакция Чугаева. В12. Примеры из лабы.

Легко взаимодействуют с О2, Оксид растворяется в кислотах(для Со и Ни так же):

MO+2H3O+ +3H2O-->[M(H2O)6]2+ -ярко зеленый

Так же растворяются и гидроксиды.

66. Платиновые металлы. Общая характеристика. Ос и Ру в высшей степени окисления. Комплексные соединения платины 2 и 4. Коорд числа, структура. Реакции ок-восст и замещения. Применение платиновых Ме и их соединений в медицине.

Наиболее устойчивы Ру 4 и Ос 8. Малоактивны. Ос раздробленный окисляется кислородом и конц азотной кислотой до ОсО4. Ру при 450С окисляется до РуО2.

Э+3KClO+2NaOH-->Na2ЭO4+3KCl+H2O

С СО образуют жидкость Э(СО)5