Билет 5.

1.Термохимические законы Термохимия-в задачу котор входит опред и изуч тепл эффектов р-ий, а также установление их взаимосвязеё с различными физико-хим параметрами Ещё одной из задач термохимии явл установление теплот фазовых образований веществ. Величиной в термохимии явл стандартная теплота образования/энтальпия Энтальпия-тепловой эффект р-ии образования одного моль этого вещ-ва из простых в-тв Если тепл эффект хим ре-ии рассчитан для образования одного моля из простых ве-тв, то он назыв стандартной теплотой энтальпии. Термохимическая шкала.(тепл эфф экзотерм р-ии считается положит TQ) Тепловые процессы характеризует з. Гесса (Тепл эфф хим р-ии зависит лишь от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути, по котор р-ия в системе протекает) дельта H=дельта Н1+дельта Н2

Заимность этого закона сост в том, что он позволяет теоритич рассчитать величины тепл эфф тех стадий р-ий, экспериментальное опред которых невозможно или затруднено. Следствие из закона: 1.З. Лаувазье-Лапласса. Тепл эффпрямой хим р-ии равен и противоположен по знаку тепл эфф прямой хим р-ии 2.Величина тепл эфф хим р-ии не зависит от времени, в ходе котор она протек 3.Величина тепл эфф хим р-ии равна разности между суммами теплоты образования продуктов р-ии между суммами тепл энтальпии исходн вещ-тв, с учётом коэффмцментов Ур-ие Кирхгофа явл следствием этого закона и использ для расчета тепл эфф при разн темп 2. Кислород. Физ и хим св-ва. Биологическая роль. Кислород находится в VI a группе Явл-ся р-элементом Эл конфигурация Атом кислорода отлич от др атомов своей группы. Не имеет d-подуровня и поэтому может образовывать только 2 связи с атомами др элементов. Физ св-ва При норм условиях-это газ без цвета, вкуса и запаха. Темп кипения -183 При t от -219 до -230 существ твёрд кислород с кубической решётку. При t от -230 до -250 модификация с гемоголальной решёткой При t менее -250 кубическая модификация При повышен давления и низк t получ и др модификации твёрдого кислорода Хим св-ва При комнатной темп обладает малой хим активн из-за двойной связи 0=0 Кислород поддерж горение многих в-тв Сильный окислитель при высок t, реагир с большинством мет и немеет О2+2Н2=2Н2О О2+N2=2NO O2+4Li=2Li2O O2+2Na=Na2O2 Биологические св-ва По содерж в организме чел он относ к макроэлементам.Явл-ся органогеном (незаменим для жив) Кислород входит в сост огромн числа молекул, начиная от простейших, заканч биополимерами Окисление кислорода пит в-в – углеводов, белков, жиров-служит источником энергии, необходим для работы орг жив организмов Большинство ОВР протек при его участии. Защитн ф-ии орг также связаны с налич кислорода. В мед практике кислород примен для вдыхания при болезн состояниях, сопровождающихся кислородн недостаточностью (гипертонией) заболеваниях дых путей, сердечно-сосуд системы, отравлениях угарн газом СО, при забол с наруш ф-ий дыхан

Билет №6.

1.Периодические изменения св-тв элементов и соединений Периодичн измен св-тв элементов в периоде объясн послед заполнен электронами уровней и подуровней в атомах при увелич порядк номера элементов и заряда ядра атома.Т.к. электрон конфиг атомов элементов изменяется переодически, то соответственно переодич измен св-ва элементов, котор опред их электрон строением: размерами атомов, энергетич характеристиками, окислит восстан св-ми. Главн хим св атомов элементов явл их окислительная или восстановит способность, котор опред положен элемента в ПСЭ. В периодах от начала до конца ослаб восстановит активн атомов и возраст окислит, т.е. наблюд перод от атомов с типичн с в-ми металлов к атомам с типичными св-ми неметаллов, электроотриц атомов при этом возрастает. В пределах группы элементов(главн подргруппы) с ростом заряда ядра атомов увелич кол-во энерг уровней атомов.Таким образом восстановит активн атомов по группам сверху вниз возраст, а окисл сниж, уменьш и величина ЭО атомов. Самые сильн окислители (неметллы) наход в правом верхнем углу ПСЭ F, Cl O. Самые сильн восстановит (металлы) наход в левом нижн углу Fe, Ba, Ra.

2.Гидролиз В общем случ по гидролизом понимают р-ии разложения вещ-ва водой. Гидролизу могут подверг хим соедин различн типов: белки, жиры, углеводы, эфиры В неорганич химии чаще всего встреч гидролиз солей. Гидролиз соли назыв взаимодействие соли с молекулами воды, проводящая к образ молекулярн соединений. Процесс гидролиза заключ в переходе молекул воды к данному иону ( CO+NOO=HCO3+OH) или от данного иона ( NH4+HOH=NH3+N3O) В том числе от гидротированного катиона металла к молекуле воды. В завис от природы соли вода выступает либо как кислота, хоть как основание, а соль явл соответсвенно соединённым основанием или соедин кислотой. Возможно 4 варианта гидролиза в завис от типа соли: 1. Соли, образ сильной кислот и слаб основ NH4Cl+HOH=NH3+H2O+HCl NH4+HOH=NH3+H3O (pH<7) Гидролиз идёт по катионы, среда кислая. 2. Соли, образованные сильным основ и слаб кислотой Гидролиз по аниону, среда щелочная CH3COONa+HOH=CH3COOH+NaOH CH3COO+HOH=CH3COOH+OH (pH>7) 3.Соли, образ слаб кислотой и слаб основанием Гидролиз идёт и по аниону и по катиону.(среда завис от степени диссоциации) NH4CN+HOH=NH3+N2O+HCN NH4+CN+HOH=NH3+N2O+HCN Сравнение констант диссоциации позволяет сделать вывод о том, какая среда. В данном случае среда щелочная. 4.Соли, образ сильн кислотой и сильн основ H2C\KNO3 гидролизу не подвергается Это связ с тем, что ионы этих солей не образ с ионами воды соединения.В этом случ равновесие не наруш и среда практически нейтральная pH=7 Факторы, влияющие на гидролиз. Гидролиз=это обратимый процесс, эндотермический процесс. Для увелич его степени нужно: 1. Повысить t 2.Разбавить расствор водой 3.Чем слабее электролит, тем выше степень гидролиза.( гидролиз K2CO3 будет протекать в большей степени, чем K3PO4, т.к. H2CO3 слабее H3PO4) Для уменьшения степени гидролиза: 1, Необход добавить основания для солей образ сильн основ и слаб кислотой 2.Добавить к-ту для солей образ слабым основание и сильн к-ой

Билет 7.

1.Металическая связь.

Метал.связь-это связь в металлах между ионами посредством обобществленных электронов.

Метал.связь характеризуется недостатком валентных электронов.

Механизм метел.связи:

Во всех узлах кристалл.решетки положит. ионы металла.между ними беспорядочно,подобно молекулам газа,движутся валентные электроны,отделившиеся от атомов при образовании ионов.Эти электроны играют роль цемента,удерживая вместе положительные ионы;в противном случае решетка распалась бы под действием сил отталкивания между ионами.Вместе с тем и электроны удерживаются ионами в пределах кристалл.решетки и не могут ее покинуть.

Силы связи не локализованы и не напралены.Поэтому в большинстве случаев проявляются высокие координационные числа(пр. 12или 8)

Характерные кристалл.решетки.

Большинство металлов образуют одну из решеток с плотной упаковкой атомов:

- кубическую объемно центрированную

-кубическую гранецентрированную

-гексогональную

1.В кубической объемно центрированной решетке(оцк) атомы расположены в вершинах куба и один атом в центре объема куба.

Имеют металлы(Pb,k,Na,Li,V,W,Nb,Ba)

2.В кубической гранецентрированной решетке(гцк) атомы расположены в вершинах куба и в центре каждой грани.

Имеют металлы(Pb,Ni,Ag,Au,Cd,Pt,B)

3.В гесогональной решетке атомы расположены в вершинах и в центре шестигранных оснований призмы, и три атома в средней плоскости.

Имеют металлы(Mg,Cd,Re,Os,Ru,Zn,Be)

Свободно движущиеся электроны обуславливают высокую электро- и теплопроводность.

Вещества обладающие мелал.связью часто сочетают прочностью с пластичностью,т.к при смещении атомов друг относительно друга не проиходит разрыва связи.

2.Хлор и его свойства.Биологическая роль.

Хлор в ПС находится в 7 А группе в 3 периоде.Группа называется галогенами.

Р-элемент

Электронная формула

До завершения оболочки хлору не достает 1 электрона.Поэтому галогены обладают большим сродством.

Склонность хлора к присоединению электронов и формированию структуры соответствует благ.газу характеризует его как тип.неметалл.

В группе где находится хлор происходит следующее:

сверху вниз:

-атомный радиус возрастает

-уменьшается энергия ионизации,сродство,оэо,потенциал восстановления.

Проявляет степени окисления:+1,+3,+5,+7.

Это связано с переходом электоронов на d-орбиталь.

Атом хлора имеет один неспаренный электрон в норм. Состоянии и 5 свободный d-орбиталей.

Физ. свойства.

При обычных услових хлор газ желто-зеленого цвета,с резким запахом,ядовит.Он в 2.5 раза тяжелее воздуха.При атм.давлении и температуре 34 градуса хлор переходит в жидкое состояние,а при 100 градусах затвердевает.Хлор хорошо растворим во многих орган.растворителях.

Хим.свойства.

1.Хлор реагирует почти со всеми металлами

2Na+Cl2=2NaCl

2.Взаимодействует с неметаллами(кроме углерода,азота,кислорода)

5Cl2+2P=2PCl5

3.С водородом на свету активно реагирует

Cl2+H2=2HCl

4.При растворении в воде или щелочах дисмутирует

Cl2+H2O=HCl+HClO

3Cl2+6NaOH=NaCl+NaClO3+3H2O

5.Реагирует с аммиаком

4NH3+3Cl2=NCl3+3NH4Cl

6.Окислит.свойства хлора.

Cl2+H2S=2HCl+S

7.Реагирует с орган.веществами.

Биологическая роль.

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.У животных и человека ионы хлора учавствуют в поддержании осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена.Хлорные ионы представлены во многих типах клеток и скелетных мышцах.Эти каналы выполняют важные функции в регуляции обмена жидкости,учавствует в поддержании Ph клеток.

Человек потребляет 5-10г NaCl в сутки.Минимум потребность человека в хлоре составляет 800мг.NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты необходимой для пищеварения и уничтожения бактерий.