Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
60
Добавлен:
30.03.2015
Размер:
344.06 Кб
Скачать

1) Фундаментальный закон сохранения массы-энергии (А.Эйнштейн). Закон сохранения массы в химии (М.В.Ломоносов). Закон постоянства состава. Дальтониды и бертоллиды. Закон кратных отношений. Закон удельных теплоемкостей.

В 1905 году Эйнштейн показал, что между массой тела и его энергией существует связь, выражаемая соотношением E=mc^2 , где с – скорость света в вакууме, 2,997925*10^8 м/с^(-1) (или приближенно 300000 км/с). Это уравнение Эйнштейна справедливо как для макроскопических тел, так и для частиц микромира. При химических реакциях всегда поглощается или выделяется энергия. Поэтому при учете массы веществ необходимо принимать во внимание прирост или убыль её, отвечающие поглощению или выделению энергии при данной реакции. Однако из-за громадного значения величины с^2 тем энергиям, которые выделяются или поглощаются при химических реакциях, отвечают очень малые массы, лежащие вне химических реакций, отвечают очень малые массы, лежащие вне пределов возможности измерений. Поэтому при химических реакциях можно не принимать во внимание ту массу, которая приносится или уносится с энергией.

При академии наук Ломоносов создал химическую лабораторию, в ней он изучал протекание химических реакций. При этом он установил ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ: масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Ломоносов впервые сформулировал этот закон в 1748 году, а экспериментально подтвердил его на примере обжигания металлов в запаянных сосудах в 1756 году. В результате установления закона сохранения массы с конца 18 века в химии прочно утвердились количественные методы исследования. Был изучен количественный состав многих веществ.

При этом был установлен ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА: соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способа получения этого соединения. Многие элементы, соединяясь друг с другом, могут образовывать разные вещества, каждое из которых характеризуется определенным соотношением между массами этих элементов.

Изучая подобные явления, Дальтон в 1803 году сформулировал ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного из элементов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа. В связи с открытием изотопов выяснилось, что соотношение между массами элементов, входящих в состав данного вещества, постоянно лишь при условии постоянства изотопного состава этих элементов.

Вещества постоянного состава называются ДАЛЬТОНИДАМИ, а вещества переменного состава БЕРТОЛЛИДАМИ (соединения с титаном).

ЗАКОН УДЕЛЬНЫХ ТЕПЛОЁМКОСТЕЙ был сформулирован Дюлонгом и Пти: произведение удельной теплоемкости простого вещества на атомную массу этого элемента, является величиной приближенно-постоянной и = 25,9 Дж/К*моль. УДЕЛЬНАЯ ТЕПЛОЁМКОСТЬ: это количество теплоты, необходимое для нагревания единицы массы данного вещества на 1К.

_________________________________________________________________

17) Заполнение электронами орбиталей у элементов малых периодов на примере элементов третьего периода.

Na(натрий11) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Mg(магний12) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2

Al(алюминий13) -1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

Si(кремний14) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2

P(фосфор15) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p3

S(сера16) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4

Cl(хлор17) -1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

Ar(аргон18) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

_________________________________________________________________

18) Заполнение электронами орбиталей у d-элементов на примере Mn, Pd, Cd.

Mn(марганец25) -1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5, 4s2.

Pd(палладий46) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10, 5s0.

Cd(кадмий48) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10, 5s2.

_________________________________________________________________

19) Заполнение электронами орбиталей у f-элементов на примере Lu, Sm.

Lu(лютеций71) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10, 4f14, 5s2, 5p6, 5d1,6s2.

Sm(самарий62) - 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10, 4s2, 4p6, 4d10, 4f6, 5s2, 5p6, 5d0, 6s2.

_________________________________________________________________

41) Труднорастворимые электролиты. Равновесие раствор-осадок. Произведение растворимости. Связь растворимости и произведения растворимости на примере BaSo4.

Труднорастворимый электролит находится в растворе в очень малой концентрации, вследствие чего он почти полностью диссоциирован на ионы.

Произведение концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита при данной температуре есть величина постоянная, называемая ПРОИЗВЕДЕНИЕМ РАСТВОРИМОСТИ. ПРВаSO4=S2

2) Понятие эквивалента. Эквивалентная масса. Эквивалентные массы простых и сложных веществ.

Из закона постоянства состав следует, что элементы соединяются друг с другом в строго определённых количественных соотношениях. Поэтому в химию были введены понятия эквивалента и эквивалентной массы. В настоящее время ЭКВИВАЛЕНТОМ ЭЛЕМЕНТА называют такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещают то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССОЙ. Эквиваленты и эквивалентные массы обычно находят либо по данным анализа соединений, либо на основании результатов замещения одного элемента другим. Для определения эквивалента элемента необязательно исходить из его соединения с водородом. Эквивалент можно вычислить по составу соединения данного элемента с любым другим, эквивалент которого известен. Наряду с понятием об эквивалентной массе иногда удобно пользоваться понятием об эквивалентном объёме, т.е. объёме, который занимает при данных условиях 1 эквивалент рассматриваемого вещества. Понятие об эквивалентах и эквивалентных массах распространяется также на сложные вещества. ЭКВИВАЛЕНТОМ СЛОЖНОГО ВЕЩЕСТВА называется такое его количество, которое взаимодействует без остатка с одним эквивалентом водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества.

ЭКВ. оксида = М оксида / (число атомов элемента * валентность элемента)

ЭКВ. кислоты = М кислоты / основность кислоты

ЭКВ. основания = М основания / кислотность основания

ЭКВ. соли = М соли / (Nk * Zk) (Nk – количество катионов, входящих в молекулярную формулу соли; Zk – заряд катиона)

_____________________________________________________________________

3) Закон эквивалентов и следствия из него. Вычисление эквивалентной массы вещества для конкретной химической реакции.

ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ был впервые сформулирован в 1792 году физиком Рихтером: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам. nэк(A)=nэк(B)

Массы (объемы) реагирующих друг с другом веществ, пропорциональны их молярным массам эквивалентов (объемам эквивалентов). mA/mBAB

СЛЕДСТВИЯ:

1) Массы двух веществ, продуктов данной реакции или исходных веществ реакции, пропорциональны их эквивалентным массам; 2) Количество эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в данной реакции, одинаково; 3) Суммы эквивалентных масс исходных веществ данной реакции равны сумме эквивалентных масс продуктов реакции.

ВЫЧИСЛЕНИЕ ЭКВИВАЛЕНТНОЙ МАССЫ ВЕЩЕСТВА ДЛЯ КОНКРЕТНОЙ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ:

Для простого вещества: Эпр.в=A/B ; Э(AxBy)=ЭАB

Для кислоты: Эоснов.=M/кислот(кол-во H) ; ЭH3PO4=98/3=32,6моль экв.

Для основания: Эосн=M/кисл(кол-во OH) ; ЭAl(OH)3=MAl(OH)3/3

Для соли: Эсоли=Mсоли/катион*заряд катиона ; ЭAl2(SO4)3=MAl2(SO4)3/6

_____________________________________________________________________

16) Заполнение орбиталей электронами в атоме. Принцип Паули. Правило Клечковского. Правило Хунда.

При заполнении атомных орбиталей электронами соблюдаются три основные правила. Принцип устойчивости. АО заполняются электронами в порядке повышения их энергетических уровней:

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

ПРИНЦИП ПАУЛИ (1) На одной АО могут находиться не более двух электронов с противоположными спинами. ПРИНЦИП ПАУЛИ (2) В атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырёх квантовых чисел. Электрон может характеризоваться только одним набором четырёх квантовых чисел, а одной пространственной атомной орбитали соответствует состояние с фиксированными значениями трёх квантовых чисел, когда по принципу Паули для конкретной атомной орбитали, возможно лишь столько состояний электрона, сколько различных значений возможно для четвёртого квантового числа. ПРАВИЛО ХУНДА (1) На АО с одинаковой энергией, так называемых вырожденных орбиталях, электроны располагаются по одному с параллельными спинами. ПРАВИЛО ХУНДА (2) Это правило определяет порядок размещения электронов в пределах одной подэлектронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома. Оно гласит: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален.

Состояние атома с меньшими, по сравнению с максимальным, значениями суммарного спина электронов будут энергетически менее выгодными и ,в отличие от первого, называемого основным, будут относиться к возбужденным состояниям. ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО. Электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией. Очередность подоболочек определяется с помощью правила Клечковского. Поясним это. Каждая АО имеет на кривой радиального распределения вероятности нахождения электрона в элементе пространства(говорят - электронной плотности)определенное число максимумов. Всегда присутствует основной максимум. Общее число максимумов в радиальном распределении электронной плотности для конкретной орбитали может быть найдена через ее значение главного и орбитального квантовых чисел: АО(число макс.электр. плотности) = n - l

4) Газовые законы: Авогадро, Бойля-Мариотта, Гей-Люссака. Объединенный газовый закон. Уравнение состояния идеального газа.

ЗАКОН АВОГАДРО: в равных объемах различных газов при заданных условиях содержится одинаковое число молекул.

1) Одинаковое число молекул различных газов при равных условиях занимает равный объем.

2) 1 моль газа при нормальных условиях занимает объем 22,4л. (норм. усл. - t0=00C, p=105Па)

ЗАКОН БОЙЛЯ-МАРИОТТА: при постоянной температуре объем данного количества газа обратно пропорционален давлению, под которым он находится. p*V=const (p - давление, V - объем газа)

ЗАКОН ГЕЙ-ЛЮССАКА: при постоянном давлении изменение объема прямо пропорционально температуре. V/T=const (T - температура в K(Кельвинах), V - объем газа)

ОБЪЕДИНЁННЫЙ ГАЗОВЫЙ ЗАКОН: pV/T=const

Эта формула используется для вычисления объема газа при данных условиях, если известен его объем при других условиях. Если осуществляется переход от нормальных условий, то формулу записывают: pV/T=p0V0/T0 (P0,V0,T0 - давление, объем и температура при нормальных условиях)

УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА:

p*V=n*R*T , p*V=m/M*RT (уравнение Клапейрона – Менделеева) (n - кол-во вещ-ва, m - масса, M - молярная масса, R - универсальная газовая постоянная (R=8,31 Дж/моль*К))

______________________________________________________________________

6) Неметаллы и их основные свойства. Электроотрицательность.

НЕМЕТАЛЛЫ - химические элементы, которые образуют в свободном виде простые вещества, не обладающие физическими свойствами металлов. Всего 22 неметалла. При обычных условиях могут быть газами, жидкостями и твердыми веществами. Благородные газы:

- Гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn - инертные газы. Каждая молекула состоит из 1 атома. На внешнем электронном уровне - 8 электорнов (у He - 2)

- Водород, кислород, азот, хлор, фтор образуют двухатомные молекулы: H2, O2, N2, Cl2, F2.

Аллотропия - способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ(O2 – кислород, O3 – озон).

НЕМЕТАЛЛЫ:

1) Твердые ( сера, фосфор красный и фосфор белый, йод, алмаз и графит). Газообразные (кислород, озон, азот, водород, хлор, фтор, благородные газы). Жидкость (бром).

2) Не имеют металлического блеска (кроме йода и графита)

3) Большинство не проводят электрический ток (проводниками являются – кремний, графит).

4) В твердом состоянии – хрупкие.

ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ - величина, характеризующая способность атома к поляризации ковалентных связей (количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи).

F, O, N, Cl, Br, S, C, P, H, Si → ЭО уменьшается

Если в двухатомной молекуле А-В образующие связь электроны притягиваются к атому В сильнее, чем к атому А, то атом В считается более электроотрицательным, чем А. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент, за ним следует кислород (3,5) и далее азот и хлор (3,0).

Активные щелочные и щёлочноземельные металлы имеют наименьшие значения электроотрицательности, лежащие в интервале 0,7-1,2; а галогены - наибольшие значения, находящиеся в интервале 4,0-2,5.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

- окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами - 4Al + 3C = Al4C3

- неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом

H2 + F2 = 2HF

- любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами, которые имеют низкую ЭО - 2P + 5S = P2S5

- окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами - CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

- неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3

- все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом - 4P + 5O2 = 2P2O5

- многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями - S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

- наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород

ZnO + C = Zn + CO ; CuO + H2 = Cu + H2O

- существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем - Cl2 + H2O =HCl + HClO

5) Простые вещества. Металлы и их свойства. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

Вещества, которые образованы атомами одного и того же химического элемента, называются ПРОСТЫМИ. Из 109 химических элементов периодической системы Менделеева 88 элементов образуют в свободном состоянии простые вещества с металлической связью. МЕТАЛЛЫ - это ковкие, пластичные, тягучие вещества, которые имеют металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток. В периодической системе металлы расположены под диагональю бор - кремний - мышьяк - теллур - астат.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ:

1)Пластичность; 2)Металлический блеск; 3)Непрозрачность; 4)Электрическая проводимость. Объясняется присутствием в металлах свободных электронов, которые под влиянием разности потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного полюса к положительному; 5)Теплопроводность. Высокая подвижность свободных электронов и колебательное движение атомов. Благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла; 6)В обычных условиях большинство металлов существует в твердом состоянии.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ:

1) Металлы являются восстановителями (легко отдают свои электроны и переходят в положительно заряженные ионы); 2) Металлы реагируют с простыми веществами, кислотами, солями менее активных металлов и некоторыми другими соединениями.

2Мg + О2 = 2МgО

4Аl + ЗО2 = 2А12О3

2К + Сl2 = 2КСl

______________________________________________________

Сu + S = СuS

Fе + S = FеS

______________________________________________________

ЗМg + N2 = Мg3N2 (нитрид магния)

ЗСа + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция)

______________________________________________________

Са + Н2 = СаН2 (гидрид кальция) (только активные металлы)

______________________________________________________

2Nа + 2Н2О == 2NаОН + Н2

Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2

- активные металлы (щелочные металлы)

______________________________________________________

ВОДНЫЕ РАСТВОРЫ ЩЕЛОЧЕЙ:

Zn + 2H2O + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] + H2

______________________________________________________

КИСЛОТЫ (слабые окислители)

Zn + 2HCl = ZnCl + H2

Mn + H2SO3 = MnSO3 + H2

Pb + 2CH3COOH = Pb(CH3COO)2 + H2

______________________________________________________

КИСЛОТЫ (сильные окислители)

4Mg + 5H2SO4(к) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

3Zn + 4H2SO4(к) = 3ZnSO4 + S + 4H2O

Cu + 2H2SO4(к) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Ba + 4HNO3(к) = Ba(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Hg + 4HNO3(к) = Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

______________________________________________________

23) Применение метода молекулярных орбиталей (ММО) для описания ковалентной связи в гомоядерных двухатомных молекулах элементов второго периода на примере кислорода. Диамагнетики и парамагнетики.

Молекулы, в состав которых входят только спаренные электроны, не создают собственного магнитного поля. Вещества, состоящие из таких молекул, являются ДИАМАГНЕТИКАМИ - они выталкиваются из магнитного поля. Вещества, молекулы которых содержат неспаренные электроны, обладают собственным магнитным полем и являются ПАРАМАГНИТНЫМИ; такие вещества втягиваются в магнитное поле. В молекуле О2 в образовании хим.связей принимают участие по четыре 2p-электрона каждого атома. Шесть электронов занимают три связывающих МО, а два размещаются на разрыхляющих МО π разр 2p. Здесь избыток числа связывающих электронов над разрыхляющими равен 4, а кратность связи 2. В молекуле О2 имеются два неспаренных электрона, следовательно, она является парамагнетиком. При образовании иона О2+ из молекулы О2 удаляется электрон, находящийся на разрыхляющей орбитали, т.е. электрон обладающий максимальной энергией. Отсюда увеличивается кратность связи и образуется более прочная молекула.

7) Оксиды и их классификация: основные, кислотные, амфотерные, безразличные. Основные химические свойства.

ОКСИДЫ - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na2O, CaO, FeO, NiO являются основными, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Ni(OH)2 . Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания: Na2O+H2O=2NaOH ; CaO+H2O=Ca(OH)2

Оксиды, которые не взаимодействуют с водой, образуют соответствующие им основания из солей: NiSO4+2NaOH=Ni(OH)2+Na2SO4

Основные оксиды образуются только металлами.

КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Например, CO2, P2O5, SO2, SO3 – кислотные оксиды, так как им соответствуют кислоты H2CO3, H3PO4, H2SO3, H2SO4.

Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например: CO2+H2O=H2CO3 ; SO3+H2O=H2SO4

Некоторые оксиды с водой не взаимодействуют, однако сами они могут быть получены из кислоты: H2SiO3=SiO2+H2O

Кислотные оксиды образуются неметаллами и некоторыми металлами, проявляющими высокие степени окисления.

АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ - такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства, то есть обладают двойственными свойствами. К ним относятся некоторые оксиды металлов: ZnO, Al2O3, Cr2O3 и др. Амфотерные оксиды не соединяются с водой, но они реагируют с кислотами и с основаниями. Например: ZnO+2HCl+ZnCl+H2O ; ZnO+2NaOH+H2O=Na2[Zn(OH)4]

Основные, кислотные и амфотерные оксиды являются солеобразующими.

БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ ОКСИДЫ - небольшая группа оксидов, которые не проявляют ни основных ни кислотных свойств и не образуют солей. Оксид углерода (2) CO, оксид азота(1) N2O, оксид азота (2) NO и оксид кремния (2) SiO.

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

FeO+H2SO4=FeSO4+H2O

2) Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду.

SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O

3) Взаимодействие основных и кислотных оксидов приводит к образованию солей.

CaO+CO2=CaCO3

____________________________________________________________________________________________________________________

11) Строение атома. Свойства элементарных частиц, входящих в состав атома. Изотопы.

Согласно модели, предложенной в 1903 г. Джозефом Джоном Томсоном, атом состоит из положительного заряда, равномерно распределённого по всему объёму атома, и электронов, колеблющихся вокруг этого заряда. Резерфорд в 1911 г. предложил следующую схему строения атома, получившую название ядерной модели атома. Атом состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена преобладающая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, поэтому атом в целом электронейтрален. Заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической таблице. Атомные ядра состоят из протонов (p) и нейтронов (n).

Протон – элементарная частица, обладающая массой 1,0728 а.е.м. и положительным зарядом равным по абсолютной величине заряду электрона. Нейтрон также представляет собой элементарную частицу, но не обладающую электрическим зарядом. Масса нейтрона равна 1,00867 а.е.м. Сумма числа протонов и числа нейтронов называется массовым числом атома.

Между образующими ядро частицами действуют два вида сил: электростатические силы отталкивания протонов и ядерные силы, действующие между протонами и нейтронами.

СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТАРНЫХ ЧАСТИЦ: масса, заряд, время жизни, спин, странность, очарование. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, но разным числом нейтронов, называются ИЗОТОПАМИ. Для обозначения изотопов пользуются обычными символами элементов, добавляя к ним слева вверху индекс, указывающий массовое число изотопа. Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определённой величиной положительного заряда ядра.

9) Кислоты. Типы кислот. Основные химические свойства кислот. Классификация. Характер диссоциации в растворе.

КИСЛОТЫ - сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотных остатков. Как правило, кислотные остатки образуют элементы-неметаллы. КЛАССИФИКАЦИЯ:

  • по наличию/отсутствию кислорода:

1) кислородосодержащие: азотная - HNO3; азотистая - HNO2; серная - H2SO4; сернистая - H2SO3; угольная - H2CO3; кремниевая - H2SiO3; фосфорная - H3PO4; 2) бескислородные: HCl - хлороводородная; H2S - сероводородная; HF - фтороводородная; HBr - бромоводородная; HI - йодоводородная

  • по числу атомов водорода:

1) одноосновные: HNO3 - азотная; HF - фтороводородная; HCl - хлороводородная; HBr - бромоводородная; HI - иодоводородная; 2) двухосновные: H2SO4 - серная; H2SO3 - сернистая; H2S - сероводородная; H2CO3 - угольная; H2SiO3 - кремниевая; 3) трёхосновные: H3PO4 - фосфорная

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ:

1) Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты (кроме кремниевой) хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус и метиловый оранжевый окрашиваются растворами кислот в красный цвет. 2) Взаимодействие кислот с основаниями. Эта реакция называется реакцией нейтрализации. Кислота реагируют с основанием с образованием соли, в которой всегда в неизменном виде обнаруживается кислотный остаток. Вторым продуктом реакции нейтрализации обязательно является вода.

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

H3PO4 + Fe(OH)3 = FePO4 + 3 H2O

2 H3PO4 + 3 Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Для реакций нейтрализации достаточно, чтобы хотя бы одно из реагирующих веществ было растворимо в воде. Поскольку практически все кислоты растворимы в воде, они вступают в реакции нейтрализации не только с растворимыми, но и с нерастворимыми основаниями. Исключением является кремниевая кислота, которая плохо растворима в воде и поэтому может реагировать только с растворимыми основаниями - такими как NaOH и KOH:

H2SiO3 + 2 NaOH = Na2SiO3 + 2H2O

3) Взаимодействие кислот с основными оксидами. Поскольку основные оксиды - ближайшие родственники оснований - с ними кислоты также вступают в реакции нейтрализации:

2 HCl + CaO = CaCl2 + H2O

2 H3PO4 + Fe2O3 = 2 FePO4 + 3 H2O

4) Взаимодействие кислот с металлами. Для взаимодействия кислот с металлом должны выполняться некоторые условия. Во-первых, металл должен быть достаточно активным по отношению к кислотам. Например, золото, серебро, ртуть и некоторые другие металлы с кислотами не реагируют. Такие металлы как натрий, кальций, цинк - напротив - реагируют очень активно с выделением газообразного водорода и большого количества тепла.

2 HCl + 2 Na = 2 NaCl + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

По реакционной способности в отношении кислот все металлы располагаются в ряд активности металлов. Слева находятся наиболее активные металлы, справа – неактивные. Чем левее находится металл в ряду активности, тем интенсивнее он взаимодействует с кислотами.

Ряд активности металлов.

Металлы, которые вытесняют водород из кислот

Металлы, которые не вытесняют водород из кислот

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb

Cu Hg Ag Pt Au

Во-вторых, кислота должна быть достаточно сильной, чтобы реагировать даже с металлом из левой части таблицы. Под силой кислоты понимают ее способность отдавать ионы водорода H+.

Сильные кислоты

Слабые кислоты

HI иодоводородная;

HBr бромоводородная; HCl хлороводородная; H2SO4 серная;

HNO3 азотная

HF фтороводородная; H3PO4 фосфорная; H2SO3 сернистая;

H2S сероводородная; H2CO3 угольная ; H2SiO3 кремниевая

С точки зрения электролитической диссоциации, все общие характерные свойства кислот (кислый вкус, изменение цвета индикатора, взаимодействие с основаниями, основными оксидами, солями) обусловлены ионами водорода H+, точнее, ионами гидроксония H3O+

10) Соли. Типы солей: средние, кислые, основные, оксосоли. Химические свойства. Способы получения.

СОЛЯМИ называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Соли - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а так же катион аммония NH4+ ) и анионы кислотных остатков. Соли - это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков. ТИПЫ СОЛЕЙ: 1) средние - это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл; 2) кислые - это продукт неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл; 3) основные - это продукт неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток; 4) оксосоли - это продукт неполного замещения гидроксогруппы на кислотный остаток, при этом остаётся ион кислорода (оксо-ион)

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

- в ряду стандартных электродных потенциалов каждый предыдущий металл вытесняет последующие из растворов их солей

Zn + Hg(NO3)2 = Zn(NO3)2 + Hg

- соли взаимодействуют с щелочами

CuSO4 +2NaOH = Cu(OH)2↓ +Na2SO4

- соли взаимодействуют с кислотами

H2S+CuCl2=CuS↓+2HCl

- многие соли взаимодействуют между собой

Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NaCl (эти реакции протекают до конца только тогда, когда один из образующихся продуктов уходит из сферы реакции)

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ СОЛЕЙ:

- реакция нейтрализации

KOH+HNO3=KNO3+H2O

- взаимодействие кислот с основными оксидами

H2SO4+CuO=CuSO4+H2O

- взаимодействие кислот с солями

H2S+CuCl2=CuS↓+2HCl

- взаимодействие двух различных солей

Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NaCl

- взаимодействие оснований с кислотными оксидами

Ca(OH)2+CO2=CaCO3↓+H2O

- взаимодействие основных оксидов с кислотными

CaO+SiO2=CaSiO3

- взаимодействие щелочей с солями

3KOH+FeCl3=3KCl+Fe(OH)3↓

- взаимодействие металлов с неметаллами

2K+Cl2=2KCl

- взаимодействие металлов с кислотами

2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑

- взаимодействие металлов с солями

Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

_____________________________________________________________________

15) Орбитальное, магнитное, спиновое квантовые числа. Формы орбиталей и их пространственная ориентация.

Форма электронного облака не может быть произвольной. Она определяется ОРБИТАЛЬНЫМ КВАНТОВЫМ ЧИСЛОМ, которое может принимать целочисленные значения от 0 до (n-1), где

n - главное квантовое число. В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит от значения орбитального квантового числа l. Состояние электрона, характеризующееся различными значениями l, принято называть энергетическими подуровнями электрона в атоме. Электроны, характеризующиеся значениями побочного квантового числа 0, 1, 2, 3, называют соответственно s-электронами, затем p-, d- и f-электронами. Электронное облако не имеет резко очерченных в пространстве границ. Поэтому понятие о его размерах и форме требует уточнения. Электронное облако 1s-электрона обладает сферической симметрией, т.е. имеет форму шара. Отсюда следует, что волновая функция 1s-электрона обладает постоянным знаком, будем считать его положительным. Распределению вероятности обнаружения 2p-электрона соответствует форма электронного облака, напоминающая объёмную восьмёрку или гантель, волновая функция этого электрона в разных частях электронного облака имеет различный знак. Ещё более сложную форму имеют электронные облака d-электронов. Каждое из них представляет собой «четырёхлепестковую» фигуру, причём знаки волновой функции в «лепестках» чередуются. Ориентация электронного облака в пространстве определяется МАГНИТНЫМ КВАНТОВЫМ ЧИСЛОМ m. Магнитное квантовое число может принимать любые целочисленные значения от +l до –l. Состояние электрона в атоме, характеризующееся определёнными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, получило название атомной электронной орбитали. Исследования атомных спектров привели к выводу, что электрон характеризуется также квантовой величиной, не связанной с движением электрона вокруг ядра, а определяющей его собственное состояние. Эта величина получила название СПИНОВОГО КВАНТОВОГО ЧИСЛА или просто спина. Спин электрона может принимать значения +0,5 или -0,5. Спин характеризует вращение электрона вокруг своей оси.

13) Движение электрона в атоме. Волновое облако. Волновая функция. Орбиталь.

Электроны в атоме не могут быть неподвижными. Если бы электрон был неподвижным, то под действием силы притяжения к положительно заряженному ядру он немедленно упал бы на ядро. Но электрон и не вращается вокруг ядра. Движение электрона, как и других частиц субатомных размеров (т. е. размеров, меньших атомных), описывается законами квантовой механики. Законы квантовой механики, которым подчиняется движение электрона, указывают (причем точно) вероятность его нахождения в том или другом месте пространства. В одних местах его можно обнаружить чаще, и мы говорим о большей вероятности его нахождения в них, в других – реже, значит, имеется меньшая вероятность застать его там, в третьих он не бывает никогда, тогда говорят о нулевой вероятности. Соответственно говорят о повышенной или пониженной электронной плотности в разных областях пространства около атомного ядра. Об электроне, движущемся в этой области пространства, будем говорить, что он "находится на этой орбитали". Согласно законам квантовой механики на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Исходя из представления о наличии у электрона волновых свойств, Шрёдингер в

1925 г. предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться известным в физике уравнением стоячей электромагнитной волны. Особенно важное значение для характеристики состояния электрона имеет ВОЛНОВАЯ ФУНКЦИЯ ψ. Подобно амплитуде любого волнового процесса, она может принимать как положительные, так и отрицательные значения. Однако величина ψ2 всегда положительна. При этом она обладает замечательным свойством: чем больше её значение в данной области пространства, тем выше вероятность того, что электрон проявит здесь своё действие, т.е. что его существование будет обнаружено в каком-либо физическом пространстве. Более точным будет следующее утверждение: вероятность обнаружения электрона в некотором малом объёме ∆V выражается произведением ψ2∆V. Таким образом, сама величина ψ2 выражает плотность вероятности нахождения электрона в соответствующей области пространства. Представление об электроне как о материальной точке не соответствует его истинной физической природе. Чем плотнее расположены точки в том или ином месте, тем больше здесь плотность ЭЛЕКТРОННОГО ОБЛАКА. Иначе говоря, плотность электронного облака пропорциональна квадрату волновой функции. Электронное облако не имеет чётко очерченных границ, даже на большом расстоянии от ядра существует некоторая, хотя и очень малая, вероятность нахождения электрона. Поэтому под электронным облаком условно будем понимать область пространства вблизи ядра атома, в которой сосредоточена преобладающая часть заряда и массы электрона. ОРБИТАЛЬ - область пространства вокруг ядра, в которой наиболее вероятно существование электрона. Размеры и форму орбитали принято считать размером и формой электронного облака.

_____________________________________________________________________

14) Главное квантовое число. Энергетические уровни. Их энергии. Переходы электронов между уровнями. Основное и возбуждённое состояние атома.

Переход электрона из одного квантового состояния в другое связан со скачкообразным изменением его энергии и размеров его электронного облака. При переходе электрона из более высокой Е в состояние с менее высокой Е происходит с выделением энергии, а при переходе из низкой Е в состояние с высокой Е происходит при поглощении энергии. ВОЗБУЖДЕНИЕ АТОМА происходит при повышении энергии атома (нагревании, электроразряде, поглощении света). ОСНОВНОЕ СОСТОЯНИЕ - состояние атома, когда его электроны находятся на таких энергетических уровнях, что их суммарная энергия в атоме является минимальной из возможных значений энергии.

В основном состоянии атом может находиться неограниченное время. При уменьшении энергии связи с ядром, размеры облака увеличиваются и наоборот. Волновые функции, получаемые при решении уравнения Шрёдингера, соответствуют ЭНЕРГИЯМ, которые описываются формулой

Е= - 21,76*10-19/n2 Дж. ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО - целое число n, значением которого определяются допустимые уровни энергии электрона. ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ УРОВЕНЬ - состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа. Главное квантовое число определяет и размеры электронного облака. Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа, образуют в атоме электронные облака приблизительно одинаковых размеров; поэтому можно говорить о существовании в атоме электронных слоёв или электронных оболочек, отвечающих определённым значениям главного квантового числа.

Соседние файлы в папке Химия