Билет №1
Основные понятия химии
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.
Вещество — вид материи с определёнными химическими и физическими свойствами. Совокупность атомов, атомных частиц или молекул, находящаяся в определённом агрегатном состоянии. Из веществ состоят физические тела (медь — вещество, а медная монета — физическое тело).
Атом — мельчайшая, химически неделимая, электронейтральная частица вещества. Состоит из ядра и электронной оболочки.
Химический элемент — определённый вид атома имеющий название, порядковый номер, и положение в таблице Менделеева называют химическим элементом. В настоящее время известно более 110 химических элементов. Каждый элемент обозначен символом, который представляет одну или две буквы из его латинского названия (водород обозначен буквой H — первой буквой его латинского названия Hydrogenium).
Валентность — кол-во связей, которые может образовывать вещество.
Молекула — наименьшая частица вещества сохраняющая его химические свойства и способная к самостоятельному существованию,состоит из атомов.
Молярная масса — (г/моль) масса одного атома элемента
Свойства — совокупность признаков по которым одни вещества отличаются от других, они бывают химическими и физическими.
Физические свойства — признаки вещества, при характеристике которых вещество не изменяет свой химический состав.(плотность, агрегатное состояние, температуры плавления и кипения и т.п.)
Химические свойства — способность веществ взаимодействовать с другими веществами или изменятся под действием определённых условий.Результатом является превращения одного вещества или веществ в другие вещества.
Агрегатные состояния вещества — состояние вещества, характеризующееся определенными свойствами (способность сохранять форму, объем).Выделяют три основных агрегатных состояния: твёрдое тело, жидкость и газ. Иногда не совсем корректно к агрегатным состояниям причисляют плазму. Существуют и другие агрегатные состояния, например, жидкие кристаллы или конденсат Бозе — Эйнштейна.
Моль — мера количества вещества, содержащая Число Авогадро (NA ≈ 6,02×1023</sup) любых структурных частиц. ( NA-кол-во атомов в 12 граммах углерода 12C.)
Простое вещество — вещество, состоящее из атомов одного химического элемента: водород, кислород и т.д.
Сложное вещество — вещество, состоящее из атомов разных химических элементов: кислоты, вода и др.
Относительная атомная масса - масса (а.е.м) 6,02×1023 молекул простого вещества, где а.е.м-атомная единица массы
Относительная молекулярная масса - масса (а.е.м) 6,02×1023 молекул сложного вещества. Численно равна молярной массе, но отличается размерностью.
Физические явления |
химические явления |
новые вещество не образуется |
новые вещество образуется |
Билет №2
Основные законы химии
Основные законы химии
Закон сохранения массы: в результате химических превращений сумма масс веществ к реакции и сумма масс веществ после реакции одинакова.
Закон сохранения энергии: никакая энергия не исчезает и не возникает, а только одни ее виды переходят в другие.
Закон постоянства состава: каждое вещество имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способов ее получения. Вещества, которые получены разными способами, но которые имеют тот же качественный и количественный состав, имеют одинаковые химические понятия свойства.
Закон кратных отношений: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного элемента, которые приходятся на ту же массу другого элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
Закон объемных отношений: объемы взаимодействующих газообразных веществ относятся между собой и к объемам продуктов реакции, как небольшие целые числа.
Закон Авогадро (в 1811 г.): в ровных объемах разных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число частей (молекул, атомов, ионов).
Последствия: 1. Моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л.
2. Моль любого газа при нормальных условиях содержит 6,02 - 1023 частей (стала Авогадро NА).
Закон эквивалентов: 1. химические элементы сообщаются друг с другом, а вещества реагируют и образуются в эквивалентных количествах. 2. Массы (объемы) веществ, которые реагируют, пропорциональны молярным массам (объемам) их эквивалентов.
Классы неорганических соединений
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут раскладываться с образованием других веществ.
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, потому что есть простые вещества (иногда их выделяют в отдельный класс металлоидов), которые обнаруживают двойственные свойства.
Сложные вещества (химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов разных химических элементов). В химических реакциях раскладываются с образованием нескольких других веществ.
Оксиды - вещества, которые состоят из двух элементов, один из которых Оксиген со степенью окисающего - 2. В этих соединениях все атомы Оксигену непосредственно связаны с атомами более электроположительных элементов, а соотношение компонентов отвечает правилам валентности.
По химическим свойствам оксиды разделяют на три группы: основные, кислотные, амфотерні.
Оксиды
Несолетворные (безразличные или индифферентные) CO, N2O, NO
Солетворные Основные - оксиды металлов, в которых последние обнаруживают небольшую степень окисающего 1, 2 (им отвечают основы) : Na2O; MgО; CuО
Амфотерные - оксиды, которые в зависимости от условий обнаруживают и основные, и кислотные свойства, : ZnО; Al2O3; Cr2O3
Кислотные - оксиды неметаллов и металлов со степенью окисающего от 5 до 7, (им отвечают кислоты) : SO2; SO3; P2O5; Mn2O7
Получение
1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом: 4P 5O2 →2P2O5; CH4 2O2 → CO2 2H2O
2. Разложение некоторых оксигеносодержащих веществ (основ, кислот, солей) при нагревании:
Cu(OH) 2 - t°→ CuO H2O; (CuOH) 2CO3 - t°→ 2CuO CO2 H2O; 2Pb(NO3) 2 - t°→ 2Pb 4NO2 O2
Кислоты - сложные вещества, которые состоят из атомов Гидрогену и кислотного остатка.
Классификация 1. За составом: безоксигеновые и оксигеносодержащие.
2. За количеством атомов Гидрогену, способных замещаться на металл: одно-, дво-, трехосновные.
Получение
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для оксигеносодержащих кислот) :
SO3 H2O → H2SO4; P2O5 3H2O → 2H3PO4.
2. Взаимодействие водорода с неметаллом и следующим растворением полученного продукта в воде (для безоксигеновых кислот) : H2 Cl2 → 2HCl; H2 S → H2S.
3. Реакциями обмена соли с кислотой: Ba(NO3) 2 H2SO4 → BaSO4↓ 2HNO3 Na2SiО3 2HCl → H2SiО3↓ 2NaCl 2NaCl(тв.) H2SO4(конц.) - t°® Na2SO4 2HCl↑
Химические свойства
1. Взаимодействие с основами (реакция нейтрализации): H2SO4 2KOH → K2SO4 2H2O
2. Взаимодействие с основными оксидами: CuO 2HNO3 - t°→ Cu(NO3) 2 H2O
3. Взаимодействие с металлами, которые стоят в ряде напряжений к Гидрогену, : Zn 2HCl → ZnCl2 H2↑;
4. Взаимодействие с солями с образованием газа или осадка :
H2SO4 BaCl2 → BaSO4↓ 2HCl 2HCl K2CO3 → 2KCl H2O CO2↑
Основы - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидрооксидными группами.
Получение
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na 2H2O → 2NaOH H2↑ Ca 2H2O → Ca(OH) 2 H2↑
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой: BaO H2O → Ba(OH) 2
3. Электролиз водных растворов солей 2NaCl 2H2O → 2NaOH H2↑ Cl2↑
Амфотерные - гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Гидрогену Н, и ионы гидроксида ОН-. Примером могут быть Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Cr(OH) 3, Be(OH) 2, Ge(OH) 2, Sn(OH) 4, Pb(OH) 2, и тому подобное. Al3 3OH - = Al(OH) 3 H2O Al(OH) 3 =[Al(OH) 4]- H
где [Al(OH) 4]- - гидрооксокомплекс алюминию, который может также существовать в виде [Al(OH) 4(H2O) 2]-.
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. С точки зрения теории химии и электролитической диссоциации соли - электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металлов (или группу NH4 ) и анионы кислотных остатков. Например: NaCl = Na Cl-.
Средние соли (нормальные) - продукты полного замещения атомов Гидрогену в кислотах на атомы металла, или гидрооксидных групп в основах на кислотные остатки. При диссоциации дают только катионы металла (NH4 ли ) : Na2SO4 ⇄ 2Na SO42 -
Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:
1. металлу с неметаллом: 2Na Cl2 → 2NaCl;
2. металлу с кислотой: Zn 2HCl → ZnCl2 H2↑;
3. металлу с раствором соли менее активного металла : Fe CuSO4 → FeSO4 Cu;
4. основного оксида с кислотным оксидом: MgO CO2 → MgCO3;
5. основного оксида с кислотой: CuO H2SO4 - t°→ CuSO4 H2O;
6. основы с кислотным оксидом: Ba(OH) 2 CO2 → BaCO3↓ H2O;
7. основы с кислотой: Ca(OH) 2 2HCl → CaCl2 2H2O;
8. соли с кислотой: MgCO3 2HCl → MgCl2 H2O CO2↑;
9. раствору основы с раствором соли : Ba(OH) 2 Na2SO4 → 2NaOH BaSO4↓;
10. растворов двух солей : 3CaCl2 2Na3PO4 → Ca3(PO4) 2↓ 6NaCl
Химические свойства
1. Термическое разложение: CaCO3 → CaO CO2↑ 2Cu(NO3) 2 → 2CuO 4NO2↑ O2↑
2. Обменные реакции с кислотами, основами и другими солями :
AgNO3 HCl → AgCl↓ HNO3 Fe(NO3) 3 3NaOH → Fe(OH) 3↓ 3NaNO3
3. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.
2KMnO4 16HCl → 2MnCl2 2KCl 5Cl2↑ 8H2O
Кислые соли (гидрогонсоли) образуются в результате неполного замещения атомов Гидрогену многоосновных кислот на атомы металла, например, NaHCO3, KH2PO4, KНSO4. При диссоциации дают катионы металлу (NH4 ), ионы Гидрогену и анионы кислотного остатка :
NaHCO3 ⇄ Na HCO3 - ⇄ Na H CO32 -; KH2PO4 ⇄ K H2PO4-.
Получение
1. Взаимодействие кислоты с недостачей основы: KOH H2SO4 → KHSO4 H2O
2. Взаимодействие основы с излишком кислотного оксида: Ca(OH) 2 2CO2 → Ca(HCO3) 2
3. Взаимодействие средней соли с кислотой: Ca3(PO4) 2 4H3PO4 → 3Ca(H2PO4) 2
Химические свойства
1. Термическое разложение с образованием средней соли: Ca(HCO3) 2 → CaCO3↓ CO2↑ H2O
2. Взаимодействие с лугом, получение средней соли: Ba(HCO3) 2 Ba(OH) 2 → 2BaCO3↓ 2H2O
Основные соли (гидроксосоли) образуются в результате неполного замещения гидроксогрупп многокислотных основ кислотными остатками, например, Bi(OH) 2Cl. К ним принадлежат и оксосоли, например, BiOCl, образованные дегидратацией гидроксосолей. При диссоциации дают катионы металлу, ионы гидроксида и анионы кислотного остатка :
Примеры диссоциации основных солей : MgOHCl ⇄ MgOH Cl -; AlOHSO4 ⇄ AlOH2 SO42-.Получение
1. Гидролиз солей, образованных слабой основой и сильной кислотой, : ZnCl2 H2O→[Zn(OH)]Cl HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств лугов к растворам средних солей металлов :
AlCl3 2NaOH →[Al(OH) 2]Cl 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl2 2Na2CO3 H2O →[Mg(OH)]2CO3↓ CO2 4NaCl
Химические свойства
1. Термическое разложение: [Cu(OH)]2CO3(малахит) ® 2Cu CO2↑ H2O
2. Взаимодействие с кислотой с образованием средней соли: Sn(OH) Cl HCl = SnCl2 H2O
Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы: [Ag(NH3) 2]Br ⇄[Ag(NH3) 2] Br -
Имея основные понятия о классах неорганических соединений, студент должен уметь изображать их графические формулы, складывать уравнение реакций, которые могут проходить между соединениями, знать способы получения тех или других соединений и методы превращения одних веществ в другие.
Уважаемый посетитель сайта естественных и социально-гуманитарных наук! Помни, что пользуясь нашими шпаргалками, лекциями, семинарами и конспектами, Вы автоматически соглашаетесь с достоверностью данных на нашем образовательном сайте. Следует помнить и учитывать, что наш образовательный ресурс описывает основные научные данные о той или иной науке. Поэтому, будьте готовы к тому, что педагог, который Вас обучает может не согласиться с Вашей точкой зрения, ведь сколько людей, работающих в сфере науки - столько и мнений.
Билет№3
Строение атома
Открытие сложного строения атома — важнейший этап становления современной физики, наложивший отпечаток на все ее дальнейшее развитие. В процессе создания количественной теории строения атома, позволившей объяснить атомные спектры, были открыты новые законы движения микрочастиц — законы квантовой механики.
Модель Томсона
Хотя слово атом в первоначальном значении — частица, которая не делится на меньшие части, согласно научным представлениям он состоит из более мелких частиц, которые называют субатомными частицами. Атом состоит из электронов, протонов, все атомы, кроме водорода-1, содержат также нейтроны. Не сразу ученые пришли к правильным представлениям о строении атома. Первая модель атома была предложена английским физиком Дж. Дж. Томсоном, открывшим электрон. По мысли Томсона, положительный заряд атома занимает весь объем атома и распределен в этом объеме с постоянной плотностью. Простейший атом — атом водорода — представляет собой положительно заряженный шар радиусом около 10-8 см, внутри которого находится электрон. У более сложных атомов в положительно заряженном шаре находятся несколько электронов. Однако модель Томсона оказалась в полном противоречии с известными уже к тому времени свойствами атома, главным из которых является устойчивость.
Опыт Резерфорда
Масса электронов в несколько тысяч раз меньше массы атомов. Так как атом в целом нейтрален, то, следовательно, основная масса атома приходится на его положительно заряженную часть. Для экспериментального исследования распределения положительного заряда, а значит, и массы внутри атома Эрнест Резерфорд предложил в 1906 г. применить зондирование атома с помощью α-частиц. Эти частица возникают при распаде радия и некоторых других элементов. Их масса примерно в 8000 раз больше массы электрона, а положительный заряд равен по модулю удвоенному заряду электрона. Это не что иное, как полностью ионизированные атомы гелия. Скорость α-частиц очень велика: они составляет 1/15 скорости света. Этими частицами Резерфорд бомбардировал атомы тяжелых элементов. Электроны вследствие своей малой массы не могут заметно изменить траекторию α-частицы. Рассеяние (изменение направления движения) α-частиц может вызвать только положительно заряженная часть атома. Таким образом, по рассеянию α-частиц можно определить характер распределения положительного заряда и массы внутри атома. Модифицируя экспериментальную установку, Резерфорд попытался обнаружить отклонение α-частиц на бо́льшие углы. Для этого он окружил фольгу сцинтилляционными экранами и определил число вспышек на каждом экране. Совершенно неожиданно оказалось, что небольшое число α-частиц (примерно одно из двух тысяч) отклонилось на углы, большие 90º. Позднее Резерфорд признался, что, предложив своим ученикам провести эксперимент по наблюдению за рассеянием α-частиц на бо́льшие углы, он сам не верил в положительный результат. «Это почти столь же невероятно, — говорил Резерфорд, — как если бы вы выстрелили 15-дюймовым снарядом в кусок тонкой бумаги, а снаряд возвратился бы к вам и нанес вам удар».
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Первоначальная формулировка: "Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел (веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса". Современная формулировка: "Свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов". Физический смысл химической периодичности Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра. Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп. Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6). Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны. В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов. У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств. Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне). В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды). В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам. Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы). Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты. От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается. По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:
Пример На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с порядковыми номерами 21 и 34. Для характеристики химического элемента по периодической системе Д.И.Менделеева следует рассмотреть: 1. Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса). 2. Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов p11, нейтронов n10 и электронов e; число энергетических уровней и подуровней; написать формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента). 3. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; водородных соединений). 4. Сравнить с соседями (по периоду, по группе). Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома элемента (скандия): 21Sc – 21 p11 – +21; число протонов p11:21Sc – 21 p11; число электронов e: 21Sc – 21e; число нейтронов n10= Ar – Z = 65 – 21 = 44 – 44n10 Формула состава атома
Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число энергетических уровней - 4. Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях. Электронная формула скандия
или в виде сокращенной записи: [Ar] 3d14s2 Электронная формула в виде квантовых ячеек:
Скандий – d- элемент. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства. Формула высшего оксида – Sc2O3, гидроксида – Sc(OH)3 обладают слабыми основными свойствами. Соединений с водородом не образует. Порядковый номер 34 имеет селен Se. Элемент находится в IV периоде, значит в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной подгруппе VI группы; его валентные электроны распределены на 4s и 4p-подуровнях. Электронная формула селена: 34Se 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 Внешний уровень в виде квантовых ячеек имеет вид:
Атом селена имеет 6 валентных электронов; поэтому высшая валентность равна 6, что соответствует номеру группы. Селен - p- элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла. Высший оксид SeO3, его гидроксид H2SeO4 и газообразное водородное соединение H2Se имеют кислотный характер. |
Билет№5
Виды химической связи
В настоящее время все виды химической связи делят ковалентную, ионную, донорно-акцепторную, ван-дер-ваальсову, водородную, металлическую.
Ковалентная связь образуется, когда два атома могут «обобщить» электроны:
А . + В . → А:В
Ионная связь образуется, когда "обмен "становится настолько неравными, что электрон отрывается от своего атомаА и полностью переходит к атому B, в результате чего образуется пара ионов:
А . + В . → А+ :В-
Мы считаем, что ионная связь есть крайний случай такого вида химической связи как ковалентный. подробнее >>
Полярная ковалентная связь
Если нет такого понятия, как "абсолютная ионная "связь, может быть есть полностью ковалентная? Ответ "да". Это случай, когда два ядра притягивают электрон с равным усилием. Это положение гарантируется для гомоядерных двухатомных молекул - молекул, состоящих из двух одинаковых атомов. Таким образом, в Cl2, O2, H2 электроны поделены между двумя одинаковыми атомами поровну. В таких молекулах, в центр положительного заряда, в точности совпадает центром отрицательного заряда - по середине между двумя ядрами. Связывающие электроны находятся в пространстве между связываемыми атомами.
Особенностью ковалентной связи является также ее поляризуемость. Если молекула состоит из двух атомов, которые связаны полярной связью, то такая молекула является полярной молекулой, т.е. представляет собойдиполь.
Донорно-акцепторная связь
Другой тип химической связи - донорно-акцепторная. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования связи. Ковалентная связь, образующаяся по донорно-акцепторному механизму (т.е. за счет пары электронов одного из атомов), называется дoнорно-акцeпторной. Так рассмотренный выше пример с LiF -есть пример донорно-акцептороной связи.
А : + В → А:В
Межмолекулярное взаимодействие - взаимодействие молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. В их основе, как и в основе химической связи, лежат электрические взаимодействия.
Ван-дер-ваальсовы силы
Силы Ван-дер-Ваальса включают все виды межмолекулярного притяжения и отталкивания (взаимодействие молекул между собой). Они получили название в честь Я.Д. Ван-дер-Ваальса, который первым принял во внимание межмолекулярные взаимодействия для объяснения свойств реальных газов и жидкостей.
Основу ван-дер-ваальсовых сил также составляют кулоновские силы взаимодействия между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. На определенном расстоянии между молекулами силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая система.
Рис.1 Ван-дер-ваальсовы силы
Ван-дер-ваальсовы силы заметно уступают любому виду химической связи. Например, силы, удерживающие атомы хлора в молекуле хлора почти в десять раз больше, чем силы, связывающие молекулы Cl2 между собой. Но без этого слабого межмолекулярного притяжения нельзя получить жидкий и твердый хлор.
Водородные связи
Водородсодержащие группы атомов (где атом водорода соединен с атомом фтора, кислорода или азота, реже: хлора, серы или других неметаллов) часто образуют устойчивую химическую связь с электроотрицательными атомами, входящими в состав другой или той же самой молекулы. Такой вид химической связи получил названиеводородной связи. Это частный случай Ван-дер-ваальсовых сил.
Ковалентные связи H-O, H-F, H-N являются сильно полярными, за счет чего на атоме водорода скапливается избыточный положительный заряд, а на противоположных полюсах - избыточный отрицательный заряд. Между разноименно заряженными полюсами возникают силы электростатического притяжения - водородные связи. Водородный вид химической связи может быть как межмолекулярным, так и внутримолекулярным. Энергия водородной связи примерно в десять раз меньше энергии обычной ковалентной связи, но тем не менее водородные связи играют большую роль во многих физико-химических и биологических процессах. В частности, молекулы ДНК представляют собой двойные спирали, в которых две цепи нуклеотидов связаны между собой водородными связями.
Одним из признаков этого вида химической связи может служить расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов. Чаще встречаются несимметричные водородные связи, в которых расстояние Н ... В больше, чем А-В. Однако в редких случаях (фтороводород, некоторые карбоновые кислоты) водородная связь является симметричной. Наиболее сильные водородные связи образуются с участием атомов фтора. В симметричном ионе [F-H-F]- энергия водородной связи равна 155 кДж/моль и сопоставима с энергией другого вида связи - ковалентной связью. Энергия водородная связи между молекулами воды уже заметно меньше (25 кДж/моль).
Рис. 2. Водородная связь между молекулами воды
Билет №6
1. Чистые вещества
Чистое вещество имеет определенный постоянный состав или структуру (соль, сахар). Чистое вещество может быть элементом или соединением. Атом - это наименьшая частица элемента, сохраняющая все его свойства. Химический элемент состоит из атомов одного вида. В элементе все атомы одинаковы и имеют одинаковое число протонов. Элементы - это, своего рода, "строительные блоки" любого вещества. Можно привести строительную аналогию: Стройматериалы (кирпич, бетон, песок…) - это элементы Строительные конструкции (дома, мосты, дороги…) - это вещество
В начало страницы
2. Соединения элементов
Соединение состоит, как минимум, из двух элементов. Все та же вода состоит из соединения двух элементов водорода и одного элемента кислорода - H2O. Другими словами, соединив эти два элемента таким образом, мы получим воду и только воду! Несмотря на то, что вода состоит из элементов водорода и кислорода, ее химические и физические свойства отличаются от свойств чистого водорода и кислорода. Чтобы "разделить" воду на водород и кислород, необходимо произвести химическую реакцию.
В начало страницы
3. Смеси
Смеси - это физические сочетания чистых веществ, не имеющие определенного или чистого состава. Примером смеси может служить обыкновенный чай (напиток), который многие самостоятельно готовят и пьют по утрам. Кто-то любит крепкий чай (большое кол-во заварки), кто-то любит сладкий чай (большое кол-во сахара)… Как видим, смесь под названием "чай" всегда получается немного разной, хотя и состоит из одних и тех же компонентов (ингредиентов). Однако, следует отметить, что каждый компонент смеси сохраняет набор своих характеристик, поэтому, разные вещества можно выделить из смеси. Например, можно без особого труда разделить смесь из соли и песка. Для этого достаточно поместить смесь в воду, подождать пока соль растворится и отфильтровать полученный раствор. В результате получим чистый песок. Смеси могут быть однородными и неоднородными. В однородной смеси нельзя обнаружить частицы веществ, из которых состоит смесь. Пробы, взятые в разных местах такой смеси будут одинаковы (например, сладкий чай, в котором полностью растворился насыпанный сахар). Однако, если в стакане с чаем сахар растворится не полностью, то мы получим неоднородную смесь. Действительно, если попробовать такой чай, то с поверхности он будет не таким сладким, как со дна, т.к. концентрация сахара будет разной. Билет№7
Агрегатные состояния вещества
А грегатные состояния вещества (от латинского aggrego — присоединяю, связываю) — это состояния одного и того же вещества, переходам между которыми соответствуют скачкообразные изменения свободной энергии, энтропии, плотности и других физических параметров вещества. Газ (французское gaz, происшедшее от греческого chaos — хаос) — это агрегатное состояние вещества, в котором силы взаимодействия его частиц, заполняющих весь предоставленный им объем, пренебрежимо малы. В газах межмолекулярные расстояния велики и молекулы движутся практически свободно. Газы можно рассматривать как значительно перегретые или малонасыщенные пары. Над поверхностью каждой жидкости вследствие испарения находится пар. При повышении давления пара до определенного предела, называемого давлением насыщенного пара, испарение жидкости прекращается, так как давление пара и жидкости становится одинаковым. Уменьшение объема насыщенного пара вызывает конденсацию части пара, а не повышение давления. Поэтому давление пара не может быть выше давления насыщенного пара. Состояние насыщения характеризуется массой насыщения, содержащейся в 1м массой насыщенного пара, которая зависит от температуры. Насыщенный пар может стать ненасыщенным, если увеличивать его объем или повышать температуру. Если температура пара много выше точки кипения, соответствующей данному давлению, пар называется перегретым. Плазмой называется частично или полностью ионизированный газ, в котором плотности положительных и отрицательных зарядов практически одинаковы. Солнце, звезды, облака межзвездного вещества состоят из газов — нейтральных или ионизованных (плазмы). В отличие от других агрегатных состояний плазма представляет собой газ заряженных частиц (ионов, электронов), которые электрически взаимодействуют друг с другом на больших расстояниях, но не Жидкость - это агрегатное состояние вещества, промежуточное между твердым и газообразным. Жидкостям присущи некоторые черты твердого вещества (сохраняет свой объем, образует поверхность, обладает определенной прочностью на разрыв) и газа (принимает форму сосуда, в котором находится). Тепловое движение молекул (атомов) жидкости представляет собой сочетание малых колебаний около положений равновесия и частых перескоков из одного положения равновесия в другое. Одновременно происходят медленные перемещения молекул и их колебания внутри малых объемов, частые перескоки молекул нарушают дальний порядок в расположении частиц и обусловливают текучесть жидкостей, а малые колебания около положений равновесия обусловливают существование в жидкостях ближнего порядка. Жидкости и твердые вещества, в отличие от газов, можно рассматривать как высоко конденсированные среды. В них молекулы (атомы) расположены значительно ближе друг к другу и силы взаимодействия на несколько порядков больше, чем в газах. Поэтому жидкости и твердые вещества имеют существенно ограниченные возможности для расширения, заведомо не могут занять произвольный объем, а при постоянных давлении и температуре сохраняют свой объем, в каком бы объеме их не размещали. Переходы из более упорядоченного по структуре агрегатного состояния в менее упорядоченное могут происходить и непрерывно. В связи с этим вместо понятия агрегатного состояния целесообразно пользоваться более широким понятием — понятием фазы. Фазой называется совокупность всех частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и находящихся в одинаковом состоянии. Это оправдано одновременным существованием термодинамически равновесных фаз в многофазной системе: жидкости со своим насыщенным паром; воды и льда при температуреплавления; двух несмешивающихся жидкостей (смесь воды с триэтиламином), отличающихся концентрациями; существованием аморфных твердых веществ, сохраняющих структуру жидкости (аморфное состояние). Аморфное твердое состояние вещества является разновидностью переохлажденного состояния жидкости и отличается от обычных жидкостей существенно большей вязкостью и численными значениями кинетических характеристик. Кристаллическое твердое состояние вещества — это агрегатное состояние, которое характеризуется большими силами взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами). Частицы твердых тел совершают колебания около средних равновесных положений, называемых узлами кристаллической решетки; структура этих веществ характеризуется высокой степенью упорядоченности (дальним и ближним порядком) — упорядоченностью в расположении (координационный порядок), в ориентации (ориентационный порядок) структурных частиц, или упорядоченностью физических свойств (например, в ориентации магнитных моментов или электрических дипольных моментов). Область существования нормальной жидкой фазы для чистых жидкостей, жидкого и жидких кристаллов ограничена со стороны низких температур фазовыми переходами соответственно в твердое (кристаллизацией), сверхтекучее и жидко-анизотропное состояние.обладают ни ближним, ни дальним порядками в расположении частиц.
Билет№8
Вода
Существует одна особенность при исследовании свойств гомеопатических растворов. При гомеопатическом растворе на эффект влияют не только растворяемые вещества и потенцирование, но есть и третья особенность, которую не учитывают исследователи. Сам раствор потенцируется в электромагнитном аппарате, и электромагнитные поля прибора оказывают влияние на водородные связи между водными молекулами. Это означает, что при таком способе подготовки гомеопатических растворов нельзя делать фундаментальные выводы об информационных свойствах воды.
Память воды в современной науке - вопрос о том, как долго сохраняется информация водными молекулами, является дискуссионным. С другой стороны, вода обладает целым рядом исключительных свойств, позволяющих ей сохранять и распространять информацию в результате внешнего физического или химического фактора воздействия. В физическом смысле правильным термином является "информативность" воды.
Д-р И.Игнатов, Болгария. Смотрите его статью - Вода для зарождения жизни.
Ваши вопросы о воде:
Задать
свой вопрос вы можете в
комментариях к данной статье (после
регистрации на сайте).
Вода - первоисточник жизни. То, без чего невозможна жизнь. Портал o8ode.ru посвящается воде во всех её проявлениях. Речь пойдёт о питьевой воде и способах её очистки, а также об энергетике воды и её необычных свойствах, о талой воде и о том как талая вода способствует сохранению здоровья. А также читайте о том, что такое реликтовая вода и как она продлевает жизнь.
Читайте материал Мосина О.В. о современной модели воды.
"Чрезвычайно важно понять, что вода является разной. В отношении моделей проф.Зенина и проф. Чаплина, я считаю, что они скорее теоретические. Иначе говоря, эти модели пытаются перевести на язык класической физики результаты квантовой механики. Мои эксперименты показывают, что размер кластеров не превышает 30-50 нанометров. Нелогично, чтобы вода стремилась создавать геометрические фигуры. Мои измерения также показывают, что после шестой потенции информация в гомеопатических растворах уменьшается. Это в согласии с теоретической физикой ". (д-р И.Игнатов).
Мы никогда не будем иметь больше воды, чем имеем сейчас. Вода — единственная субстанция, которая встречается в природе в трех формах: твердой (лед), жидкой и в виде газа.
Хроническое
обезвоживание является первостепенной
причиной большинства дегенеративных
заболеваний человеческого организма. Об
этом - отдельный раздел сайта. Вы
узнаете о том, что сухость во рту - это
не первый, а последний, крайний признак
обезвоживания организма, а также о том,
какие болезни легко излечить, просто
начав пить воду.
Вода
- это древний универсальный символ
чистоты, плодородия и источник самой
жизни. Во
всех известных легендах о происхождении
мира жизнь произошла из первородных
вод,
женского символа потенции, лишенной
формы. Книга Бытия, описывая сотворение
мира, использует очень древний образ –
оживляющие проникание “духа божьего”
к мировым водам, изображаемое (в иудейском
оригинале) через метафору птицы, которая
высиживает яйцо.
Но одновременно вода – плодотворящее мужское семя, заставляющее землю “рожать”. Этот мотив характерен, например, для хананейско – финикийского образа Балу (Баал-Хаддада). Эта же символика отмечается в древнегреческой мифологии, где речные божества выступают как жеребцы и супруги смертных женщин.
Воду также сравнивали с мудростью. Так в даосизме образ воды, которая находит путь в обход препятствий – символ триумфа видимой слабости над силой. В психологии она представляет энергию бессознательного и его таинственные глубины и опасности. Неутомимая вода – буддийский символ бурного потока бытия. С другой стороны, прозрачность спокойной воды символизирует созерцательное восприятие.
Вода
- и источник жизни, и великая тайна.
Человеческий организм примерно на 75% состоит из воды. Считается, что мозг состоит из воды на 85% и отличается исключительной чувствительностью к обезвоживанию. Мозг постоянно омывается соленой спинномозговой жидкостью.
Раствор
[править]
Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 21 сентября 2011; проверки требуют 14 правок.
О растворе в строительстве см. строительный раствор
Растворение соли в воде
Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
Раствор — однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Растворы — гомогенные (однородные) системы, то есть каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов[1].
Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает[1].
Образование того или иного типа раствора обусловливается интенсивностью межмолекулярного, межатомного, межионного или другого вида взаимодействия, то есть, теми же силами, которые определяют возникновение того или иного агрегатного состояния. Отличия: образование раствора зависит от характера и интенсивности взаимодействия частиц разных веществ[1].
По сравнению с индивидуальными веществами по структуре растворы сложнее[1].
Растворы бывают газовыми, жидкими и твёрдыми[1].
Содержание [убрать]
|
[править]Твёрдые, жидкие, газообразные растворы
Чаще под раствором подразумевается жидкое вещество, например раствор соли или спирта в воде (или даже раствор золота в ртути — амальгама).
Существуют также растворы газов в жидкостях, газов в газах и жидкостей в жидкостях, в последнем случае растворителем считается вода, или же компонент, которого больше.
В химической практике обычно под растворами понимают гомогенные системы, растворитель может быть жидким, твёрдым (твёрдый раствор), газообразным. Однако нередко допускается и микрогетерогенность — см. «Золи».
«Раствором» именуют и смесь цемента с водой, песком и так далее. Хотя это и не является раствором в химическом смысле этого слова.
[править]Ионные и коллоидные растворы
Коллоидные и ионные растворы (изучением коллоидных систем занимается коллоидная химия) отличаются главным образом размерами частиц.
В ионных растворах размер частиц менее 1·10−9 м, частицы в таких растворах невозможно обнаружить оптическими методами; в то время как в коллоидных растворах размер частиц 1·10−9м — 5·10−7 м, частицы в таких растворах можно обнаружить при помощи ультрамикроскопа (см. эффект Тиндаля).
[править]Растворение
Растворение — переход молекул вещества из одной фазы в другую (раствор, растворенное состояние). Происходит в результате взаимодействия атомов (молекул) растворителя и растворённого вещества и сопровождается увеличением энтропии при растворении твёрдых веществ и её уменьшением при растворении газов. При растворении межфазная граница исчезает, при этом многие физические свойства раствора (например, плотность, вязкость, иногда — цвет, и другие) меняются.
В случае химического взаимодействия растворителя и растворённого вещества сильно меняются и химические свойства — например, при растворении газа хлороводорода в воде образуется жидкая соляная кислота.
[править]Растворы электролитов и неэлектролитов
Электролиты - вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. В расплавах или водных растворах они диссоциируют на ионы. Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-химическое взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств раствора (химическая теория растворов).
Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.
К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.
[править]Растворы полимеров
Растворы высокомолекулярных веществ ВМС — белков, углеводов и др. обладают одновременно многими свойствами истинных и коллоидных растворов. Средняя молекулярная масса растворенного…
[править]Концентрация растворов
В зависимости от цели для описания концентрации растворов используются разные физические величины.
[править]Мнемонические правила
В случаях приготовления растворов сильных кислот согласно правилам техники безопасности кислоту нужно добавлять в воду, но ни в коем случае не наоборот. Для запоминания этого лабораторного приёма существует несколько мнемонических правил:
Сначала вода, Потом кислота, Иначе случится Большая беда
Не плюй в кислоту, а то она ответит!
Чай с лимоном (здесь нужно представить, как в чай Вы кладете дольку лимона).
"коньяк выдержанный" (кислоту в воду)
[править]
Билет№9
Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей.
ПЛАН ОТВЕТА:
Электролиты.
Положения теории электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации.
Классификация электролитов.
Механизм электролитической диссоциации веществ с ионным типом связи.
Механизм электролитической диссоциации веществ с ковалентной сильнополярной связью.
Диссоциация кислот.
Диссоциация оснований.
Диссоциация солей.
Электролиты – вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Эти вещества имеют ионную и ковалентную сильнополярную связи. Электролитами являются кислоты, основания, соли. Поведение электролитов в растворе объясняет теория электролитической диссоциации, сформулированная Сванте Аррениусом в 1887 году. Теория состоит из следующих положений:
При растворении в воде электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Процесс распада электролита на ионы называется электролитической диссоциацией.Электролитическая диссоциация – процесс обратимый. Обратная реакция называется моляризацией.
Под действием электрического напряжения катионы двигаются к катоду, а анионы – к аноду.
Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита, температуры, концентрации.
Степень электролитической диссоциации – это величина, которая показывает отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул в растворе. Обозначается a. Измеряется в % (долях). N – общее число молекул в растворе, n – число диссоциированных молекул.
В зависимости от величины степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые:
ЭЛЕКТРОЛИТЫ
1.
Сильные
> 0,3
KOH, NaOH, HCl, H2SO4, Na2SO4, Al2(SO4)3.
2.
Слабые
< 0,3
H2S, H2CO3, Cu(OH)2, Fe(OH)3, NH4OH
Сильные электролиты имеют значение степени диссоциации более 0,3. В их растворах практически нет молекул, есть только ионы. Сильными электролитами являются все соли, щёлочи, азотная, соляная и серная кислоты. К слабым электролитам относятся электролиты со степенью диссоциации меньше 0,3. В их растворах есть и ионы, и молекулы, причём молекул больше. К ним относятся нерастворимые основания гидроксид аммония, угольная, фосфорная, сернистая и кремниевая кислоты.,
Рассмотрим механизм диссоциации веществ с ионным видом связи на примере хлорида натрия (см. таблицу). Он состоит из трёх этапов:
ориентация полярных молекул воды (диполей) вокруг кристалла и расшатывание кристаллической решётки под действием хаотичного движения молекул воды;
разрушение кристаллической решётки – диссоциация хлорида натрия;
гидратация – окружение молекулами воды ионов натрия и хлора (образование гидратированных ионов).
Механизм диссоциации веществ с ковалентной полярной связью включает в себя дополнительный этап:
ориентация полярных молекул воды вокруг полярной молекулы электролита;
изменение вида связи с ковалентной полярной на ионную;
диссоциация электролита;
гидратация ионов.
Все кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотного остатка.
Полная диссоциация: H2SO4 ® 2H+ + SO42-
Ступенчатая диссоциация: H2SO4 ® H+ + HSO41-
HSO41- ® H+ + SO42-
Основания в водных растворах диссоциируют на гидроксид-ионы и ионы металла.
Полная диссоциация: Ba(OH)2 ® Ba2+ + 2OH1-
Ступенчатая диссоциация: Ba(OH)2 ® BaOH+ + OH1-
BaOH+ ® Ba2+ + OH1-
Средние соли диссоциируют в водных растворах на ионы металла и ионы кислотного остатка:
CaCl2 ® Ca2+ + 2Cl1-
Al2(SO4)3 ® 2Al3+ + 3SO42-
Кислые соли диссоциируют на ионы металла, ионы водорода и ионы кислотного остатка:
NaHSO4 ® Na+ + H+ + SO42-
Билет №10