Искусство
Языки
Языкознание
Вычислительная техника
Информатика
Экономика
Финансы
Психология
Биология
Сельское хозяйство
Ветеринария
Медицина
Юриспруденция
Право
История
Физика
Экология
Этика
Промышленность
Энергетика
Связь
Автоматика
Электротехника
Философия
Религия
Логика
Химия
Социология
Политология
Геология
готовая шпора по химии 35 билетов. Билет 1 Химия
 Скачать 152.5 Kb.
|
|
Билет №1 Химия — это наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также о фундаментальных законах, которым эти превращения подчиняются. Поскольку все вещества состоят из атомов, которые благодаря химическим связям способны формировать молекулы, то химия занимается в основном изучением взаимодействий между атомами и молекулами, полученными в результате таких взаимодействий. Моль — мера количества вещества, содержащая Число Авогадро (NA = 6,021023 моль) любых структурных частиц. ( NA-кол-во атомов в 12 граммах углерода 12C.) Закон сохранения массы веществ : Масса реагирующих веществ равна массе продуктов реакции. Закон постоянства состава (Ж. Пруст): Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом. Закон эквивалентов (И. Рихтер): В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты. Закон Авогадро: В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул: Из закона Авогадро вытекают два следствия: 1. Одинаковое число молекул любых газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем. 2. Относительная плотность одного газа по другому равна отношению их молярных масс. Билет №2 Эквивалентом вещества называется реальная или условная частица вещества, равная одному иону водорода в кислотно–основных или ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.. Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества. Закон эквивалентов Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны их эквивалентным массам. m1/m2=Эм1/Эм2 Билет№3 Считается, что ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Однако представления квантовой механики не позволяют считать, что электроны движутся вокруг ядра по сколько-нибудь определённым траекториям. Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Позиция атома в таблице Менделеева определяется количеством протонов, в то время как количество нейтронов на химические свойства практически не влияет; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов . Количество электронов в нейтральном состоянии по определению соответствует количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, в то время как массовая доля электронов в общей массе атома незначительна Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных 1/12 от массы атома изотопа углерода 12C. Первый постулат. Атом может находиться не во всех состояниях, допускаемых классической физикой, а только в особых стационарных состояниях, каждому из которых соответствует своя определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает. Второй постулат. При переходе атома из одного стационарного состояния в другое излучается или поглощается фотон, равной разности энергии стационарных состояний. Третий постулат. В стационарном состоянии электрон может двигаться только по определенной орбите. Билет№4 Главное квантовое число n характеризует энергию электронной орбитали. Главное квантовое число принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞, обозначаемые также буквами K, L, M, N , O, P, Q … Чем больше n, тем выше энергия орбитали. Переходы электронов с одной орбитали на другую сопровождается излучением или поглощением квантов энергии Главное квантовое число характеризует также удаленность максимума электронной плотности от ядра. Чем больше n, тем больше объем орбитали. Совокупность электронов с одинаковым значением n называют энергетическим уровнем или оболочкой, слоем.Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения от 0 до (n-1) и характеризует форму граничной поверхности атомной орбитали. Обозначения: 0-s; 1-p; 2-d; 3-f и т.д. Совокупность электронов, имеющих одинаковые значения l и n, называют энергетическим подуровнем (подоболочкой). Граничная поверхность s-орбиталей имеет форму сферы р-орбиталей – гантели Граничные поверхности d-орбиталей показаны на рис.4.1,e-i. Форма граничных поверхностей f-орбиталей сложнее, чем d-орбиталей Орбитальное квантовое число характеризует также энергию электронов подуровня в пределах данного энергетического уровня. Билет№5 Условная запись, представляющая распределение электронов атома по энерге- тическим уровням и подуровням (атомным орбиталям), называется электронной формулой атома. Для составления электронной формулы, в которой представ- лено состояние каждого электрона (его энергия, форма орбитали, магнитные ха- рактеристики), необходимо знать: − последовательность заполнения подуровней электронами (принцип наименьшей энергии), − максимальную емкость каждого подуровня. При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководство- ваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех квантовых чисел, т.е. атомная орбиталь не может содер- жать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть проти- воположными ↑↓ правило Клечковского. Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел n+l. При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n. Билет№6 Открыт Д. И. Менделеевым в марте 1869 года при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных масс. Периодический закон получил современную формулировку: «Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядер атомов элементов». Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В 1988 году был синтезирован 110 химический элемент. Из 109 химических элементов 89 обнаружены в природных объектов. Все остальные элементы синтезированы искусственно. Все элементы, которые располагаются после урана называются трансурановыми химическими элементами. Они синтезированы при помощи ядерных реакций. Билет№7 s-элементы: у них заполняется внешний nS подуровень, это первые два элемента любого периода. (Все металлы, кроме H и He) p-элементы: у них заполняется внешний nP подуровень, это последние 6 элементов любого периода (амфотерные металлы и неметаллы) d-элементы: у них заполняется предвнешний (n-1)d подуровень. Находятся в больших периодах между S и P элементами. (Все металлы) f-элементы: у них заполняется предвнешний (n-2)f подуровень. Расположены в нихжней части таблицы (лантаноиды и актиноиды). (Все металлы) Билет№8 Электронно-графические формулы - расположение электронов по орбиталям, где сами электроны отмечены стрелочками, а орбитали – квадратиками. Принцип Паули: Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируется так: В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Правило Гунда: орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму с противоположными, т.е суммарное спиновое число электронов должно быть максимально. Валентность – это способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов. В нормальном состоянии валентность соответствует кол-ву неспаренных электронов. В возбужденном состоянии один из спаренных электронов переходит на свободную орбиталь. (валентность увеличивается на 2). Так происходит, пока есть спаренные электроны и свободные орбитали. Билет№9 Период – это серия элементов, атомы которых характеризуются одинаковым числом энергетических уровней, но различным кол-вом валентных электронов. При увеличении порядкового номера атома в периоде уменьшаются металлические свойства, атомные радиусы уменьшаются. Группа – это совокупность элементов, с одинаковым кол-вом валентных электронов, но разным кол-вом энергетических уровней. В каждой группе (S, P) при увеличении порядкового номера элемента уменьшаются неметаллические свойства, радиус атома увеличивается. Билет№10 Энергия ионизации Е1 – минимальная энергия, которую требуется затратить на то, чтобы удалить данный электрон с атомной орбитали невозбужденного атома на бесконечно большое расстояние от ядра без сообщения ему кинетической энергии. Энергия ионизации соответствует следующему процессу: Э + ЕI → Э+ + е, где ЕI - кДж / моль. Энергии ионизации возрастает в периоде по мере увеличения порядкового номера элемента. Наименьшее ее значение имеют щелочные металлы, находящиеся в начале периода. Наибольшее значение энергии ионизации характерно для инертных газов, находящихся в конце периода. В группе элементов энергия ионизации уменьшается с повышением порядкового номера элемента. Это обусловлено увеличением размеров атомов и экранированием внешних электронов внутренними. Сродство к электрону атома ЕА – энергия, которая выделяется (или затрачивается) при присоединении к нейтральному атому электрона с образованием отрицательного иона: Э + е → Э- + ЕА где ЕА - кДж / моль. Сродство к электрону считают положительным, если присоединение электрона сопровождается выделением энергии (ЕА> 0). Если для присоединения электрона нужно затратить энергию, то сродство к электрону считается отрицательным (ЕА<0). Сродство к электрону зависит от электронной структуры атома. Наибольшим сродством к электрону обладают элементы подгрупп 7А (галогены) у большинства металлов и благородных газов сродство к электрону невелико или даже отрицательно. Наименьшее значение сродства к электрону у атомов с заполненными и наполовину заполненными s и р-подуровнями. В подгруппах сверху вниз сродство к электрону атомов уменьшается, но не всегда монотонно. Вследствие экспериментальных трудностей значение сродства к электрону известны не для всех атомов. Понятие электроотрицательности элементов ввел американский физикохимик Полинг. По определению Полинга электроотрицательность – это способность атома в молекуле или сложном ионе притягивать к себе электроны, участвующие в образовании химической связи. Электроотрицательность зависит от типа соединений, валентного состояния элемента. Поэтому такая характеристика имеет условный характер. Однако ее использование полезно для качественного объяснения типа химических связей и свойств соединений. В периоде электроотрицательность возрастает с увеличением порядкового номера элемента (слева направо), а в группе, как правило, убывает по мере увеличения заряда ядра (сверху вниз). Таким образом , наименьшее значение электроотрицательности имеют s-элементы 1 группы, а наибольшее р-элементы 6 и 7 групп. Билет№11 Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. Для ее образования каждый из атомов предоставляет по одному неспаренному электрону. При образовании простой ковалентной связи формальные заряды атомов остаются неизменными. Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О2, N2, Cl2. Но не только неметаллы одного типа могут образовывать ковалентную неполярную связь. Ковалентную неполярную связь могут образовывать также элементы-неметаллы, электроотрицательность которых имеет равное значение, например в молекуле PH3 связь является ковалентной неполярной, так как ЭО водорода равна ЭО фосфора. Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью. ИОННАЯ СВЯЗЬ – образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности. (Например, NaCl, K2O, LiF). Механизм образования связи: Атом неметалла забирает наружные электроны у атома металла и превращается в анион (отрицательно заряженный ион). Атом металла теряет электроны и превращается в катион (положительно заряженный ион). Ионы связаны электростатическими силами. Происходит полная отдача (принятие) валентных электронов, перекрывание облаков отсутствует, обобществления электронов не наблюдается. Билет№12 МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ - хим. связь, обусловленная взаимод. электронного газа (валентные электроны) в металлах с остовом положительно заряженных ионов кристаллич. решетки. Идеальная модель металлической связи отвечает образованию частично заполненных валентными электронами металла зон энергетич. уровней , наз. зонами проводимости. Донорно-акцепторный механизм (координационная связь) — химическая связь между двумя атомами или группой атомов, осуществляемая за счет неподеленной пары электронов одного атома (донора) и свободной орбитали другого атома (акцептора). Донорно-акцепторный механизм возникает часто при комплексообразовании за счет свободной пары электронов, принадлежавшей (до образования связи) только одному атому (донору) и обобществляемой при образовании связи. Донорно-акцепторная связь отличается от обычной ковалентной только происхождением связующих электронов. Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь). Водородная связь обусловлена электростатическим притяжением атома водорода (несущим положительный заряд δ+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд δ−. В большинстве случаев она слабее ковалентной, но существенно сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах. В отличие от межмолекулярных взаимодействий водородная связь обладает свойствами направленности и насыщаемости, поэтому ее нередко считают одной из разновидностей ковалентной химической связи. Она может быть описана с помощью метода молекулярных орбиталей как трехцентровая двухэлектронная связь. Билет№13 Основные характеристики ковалентной связи – 1)Энергия связи – энергия, выделяющаяся при ее образовании, или необходимая для разъединения двух связанных атомов. Энергия связи характеризует ее прочность. 2) Длина связи – расстояние между центрами связанных атомов. Чем меньше длина, тем прочнее химическая связь. 3) Направленность связи обусловливает молекулярное строение органических веществ и геометрическую форму их молекул. Углы между двумя связями называют валентными. 4) Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Количество связей, образуемых атомом, ограничено числом его внешних атомных орбиталей. 5) Валентный угол - Угол между воображаемыми линиями, которые можно провести через центры связанных атомов. Билет№14 Sp гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. sp2-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. sp3-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Билет№15 Экзотермические реакции – сопровождаются выделением теплоты. Эндотермические обратно. IЗТ – Теплота подведенная к системе из вне, затрачивается на изменение её внутр. энергии и на совершения системы работы. Внутренняя энергия – это функция состояния системы существования вещества - температурой и давлением. Термохимические ур-ия – записываются как обычные, но с указанием величины и знака теплового эффекта реакций. При этом в формуле у каждого вещ-ва обознач. его агрегатное состояние. Билет№16 Энтальпия – это тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещ-ва из простых вещ-в при станд.условиях. Закон Гесса: тепловой эффект хим. реакции не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния исходных вещ-в и конечных продуктов. Следствие закона: Тепловой эффект хим. реакции = разности сумм стандартных энтальпий образования продуктов реакции и энтальпии образования исходных вещ-в. ∆H=(∑Ʊj*∆fHпрод.р-ии)-(∑Ʊj*∆fHисх.в-в) Билет№17 |