Программа для поступающих в вузы (ответы)

Простыми веществами называются такие, молекулы которых состоят из атомов

одного элемента. Молекулы простых веществ могут состоять из одного, двух и

большего числа атомов одного элемента. В настоящее время является

неоспоримым факт существования одного и того же элемента в свободном

состоянии в виде ряда различных форм, т.е. в виде нескольких простых

веществ.

Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется

аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом,

называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Эти

видоизменения отличаются как числом, так и расположением одних и тех же

атомов в молекуле.

Сложными веществами или химическими соединениями называются такие,

молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов. Атомы,

вступившие в химическое соединение, не остаются неизменными. Они оказывают

друг на друга взаимное влияние. В различных молекулах атомы находятся в

различных состояниях.

Химическая формула – это изображение состава вещества посредством

химических знаков. Химические формулы обозначают молекулу вещества, ее

качественный и количественный состав.

Валентность. Составление химических формул по валентности.

Важным понятием химии является валентность. Валентность – способность

атома соединяться с другими атомами определенным числом химических связей.

Числовое значение валентности определяется общим числом атомных орбиталей,

участвующих в образовании химической связи:

|^v|^ |^ | |

| |

|^ |^ |^v|^v|

СО: С?О С: 1s22s22p2 валентность:3

O: 1s22s22p4

Все сказанное относится к соединениям с ковалентной связью. Если элемент

образует ионные связи, то его валентность называется стехиометрической. Она

ничего не говорит о числе связей. Высшая валентность равна номеру группы, в

которой находится элемент, однако N, O и F имеют высшую валентность – 4.

Это объясняется тем, что атомы этих элементов не могут переходить в

возбужденное состояние из-за отсутствия вакантных орбиталей на ВЭУ.

Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера

химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное

строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная

орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме.

Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го

периодов периодической системы.

Атом любого элемента состоит из ядра и и электронной оболочки (QA = 0,

QЯ = 1, MЯ = 1). Ядро состоит из протонов (Q = 1) и нейтронов (Q = 0).

Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в

ядре равно разности между массовым числом изотопа и порядковым номером.

Массовое число – сумма количества нейтронов и протонов в ядре. Оно

получается округлением относительной атомной массы изотопа до целого числа.

Атомы одного элемента с разными числами нейтронов в ядре называются

изотопами (Протий – 1p0n, Дейтерий – 1p1n, Тритий – 1p2n, Квадрий – 1p3n).

Число электронов в электронной оболочке равно заряду ядра (или

порядковому номеру элемента). Электроны в атоме различаются энергией,

формой электронных облаков, размерами электронных облаков, расположением их

в пространстве.

Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения

чисел нейтронов и протонов. При нарушении устойчивого протонно-нейтронного

соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным.

Радиоактивность – самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в

другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. Основными

типами радиоактивного распада являются ?-распад и ?-распад.

Чем больше расстояние от ядра до электрона, тем выше энергия последнего.

Все электроны с одинаковым запасом энергии образуют один энергетический

уровень. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода.

В пределах одного уровня электроны могут иметь различную форму облаков.

Электронное облако – область околоядерного пространства, в которой

вероятность пребывания электрона равна 90-95%. Электроны одного уровня с

одинаковой формой облаков образуют один энергетический подуровень. Число

подуровней на данном уровне равно его номеру.

S P D

F

Электроны одного подуровня различаются расположением электронных облаков

в пространстве. Каждому варианту расположения соответствует одна орбиталь.

S – 1

P – 3

D – 5

F – 7

S: P:

y

y

z

z

D:

Атомы разных элементов с одинаковым числом нейтронов в ядре называются

изотонами (K и Ca). Атомы элементов с одинаковыми массами называются

изобарами.

Каждый электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: n –

главное, l – орбитальное (побочное), m – магнитное, ms – спиновое. Главное

квантовое число характеризует энергию электронов на данном уровне и размер

электронного облака: чем больше значение n, тем больше энергия электронов и

размер электронного облака. Число n изменяется от 1 до 7. Значение n

данного электрона равно номеру уровня, на котором он находится.

О ) ) ) )

1 2 3 4

Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и

принимает значения от 0 до n–1. Число значений l равно числу подуровней на

данном уровне:

L – 0 1 2 3 4

s p d f g

Магнитное квантовое число характеризует расположение облаков в

пространстве и принимает значения + l….0….- l. Число значений m равно числу

орбиталей в главном подуровне:

S l=0 m=

P l=1 m=

D l=2 m=

F l=3 m=

Спиновое квантовое число характеризует собственный момент количества

движения электрона и принимает значения +1/2 и –1/2. Спин – чисто квантовое

понятие, не имеющее аналогов в макромире. Это собственный момент импульса

электрона, не связанный с движением в пространстве.

Принцип минимальной энергии – атомные орбитали заполняются электронами

последовательно с увеличением суммы n+l:

1s—>2s—>2p—>3s—>3p—>3d—>4s—>4p—>4d—>….

1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2

1 2 3 3 4 5 4

5 6

Если сумма n+l для двух орбиталей одинакова, то в первую очередь

заполняется орбиталь с меньшим n.

где x – молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе; k –

коэффициент пропорциональности, называемый константой (коэффициентом)

Генри; р – парциальное давление.

Закон Генри справедлив для случая сравнительно разбавленных растворов,

невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами

растворяемого газа и растворителя.

Присутствие посторонних веществ, как правило, уменьшает растворимость

данного вещества. Уменьшение растворимости веществ в присутствии солей

называется высаливанием. Растворимость малорастворимых электролитов

уменьшается при введении в насыщенный раствор одноименных ионов.

На практике состав растворов выражают с помощью следующих величин:

безразмерных – массовая и молярная доли и размерных – молярная концентрация

вещества, молярная концентрация вещества эквивалента, моляльность и

массовая концентрация вещества.

Массовая доля растворенного вещества w – отношение массы растворенного

вещества m1 к общей массе m:

[pic]

Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы.

Молярная доля i-го компонента раствора xi – отношение количества

вещества данного компонента к общему количеству вещества раствора. Для

бинарного раствора:

[pic] [pic]

Молярная доля также выражается в процентах и в долях единицы.

Моляльность раствора b(X) – отношение количества растворенного вещества

Х к массе растворителя m:

[pic]

Моляльность выражается в моль/кг.

Молярная концентрация вещества в растворе частиц Х с(Х) – отношение

количества вещества к объему раствора:

[pic]

Молярная концентрация выражается в моль/л.

Молярная концентрация вещества эквивалента (1/z*)X в растворе c[(1/z*)X]

– отношение количества растворенного вещества эквивалента (1/z*)X к объему

раствора:

[pic]

Она выражается в моль/л.

Массовая концентрация вещества Х в растворе Т(Х) – отношение массы

растворенного вещества Х к объему раствора:

[pic]

Массовая концентрация выражается в г/л.

Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и

слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете

теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их

необратимости.

Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать

распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под

действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией

или ионизацией веществ в растворах.

Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы

определяется природой растворенного вещества и растворителя.

Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные

соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода относится

к наиболее сильноионизирующим растворителям.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно

заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются

электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.

Ионы в растворе сольватированы (гидратированы), т.е. окружены оболочкой

из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной

оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных

пар; доноры – атомы кислорода Н2О.

Анионы А – связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо

водородной связью, при образовании которой они – доноры электронных пар.

Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:

[pic][pic]

Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической

диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.

По степени диссоциации ? в растворах электролиты подразделяют на

сильные и слабые:

[pic]

Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты,

у которых ? Na2[Zn(OH)4] + H2

По химическим свойствам оксиды делятся на солеобразующие и

несолеобразующие.

Солеобразующие оксиды – оксиды, которые в результате реакций образуют

соли.

CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O;

CuO + SO3 > CuSO4

Несолеобразующие оксиды солей не образуют!

Элементы, обладающие постоянной СО, образуют оксиды одной из

перечисленных групп. Элементы, проявляющие переменную СО могут образовывать

различные оксиды. Как правило, в низшей степени окисления элемент образует

основный оксид, в переходной СО – амфотерный, в высшей – кислотный.

|Основные |Кислотные |

|Na2O + H2O > 2NaOH |SO3 + H2O > H2SO4 |

|Na2O + SO3 > Na2SO4 |CO2 + CaO > CaCO3 |

|CuO + H2SO4 > CuSO4 + H2O|CO2 + Ba(OH)2 > BaCO2 + |

| |H2O |

Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и

химические свойства.

Основаниями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из

атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп.

Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от степени

скисления металла и равно ее абсолютной величине.

Все основания – твердые вещества, имеющие различную окраску. Основания

щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и называются

щелочами. Остальные основания плохо растворяются в воде.

Химические свойства оснований обусловливаются отношением их к кислотам,

ангидридам кислот и солям.

1. CO2 + Ba(OH)2 > BaCO3 + H2O

2. 2KOH + H2SO4 > K2SO4 + 2H2O

Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией

нейтрализации, т.к. после ее окончания среда должна стать нейтральной.

3. 2NaOH + CuSO4 > Cu(OH)2 + Na2SO4.

Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические

свойства.

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят

атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на металл.

По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе,

кислоты делят на одноосновные, двухосновные и трехосновные.

По составу кислоты делятся на бескислородные и кислородсодержащие.

Получение кислот:

1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном

взаимодействии неметалла с водородом:

H2 + S > H2S

2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при растворении

кислотных оксидов в воде:

SO3 + H2O > H2SO4

3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по

реакции обмена между солями и другими кислотами:

BaBr2 + H2SO4 > BaSO4 + 2HBr

CuSO4 + H2S > H2SO4 + CuS

4. В некоторых случаях для получения кислот могут быть использованы ОВ

процессы:

3P + 5HNO3 + 2H2O > 3H3PO4 + 5NO

Химические свойства кислот обусловлены отношением их к основаниям,

металлам, солям и основным оксидам.

1. CuO + H2SO4 > CuSO4 + H2O

2. 2KOH + H2SO4 > K2SO4 + 2H2O

3. Zn + 2HCl > ZnCl2 + H2

4. CuCl2 + H2SO4 > CuSO4 + 2HCl

Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей.

Гидролиз солей.

Солями называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов

металлов и кислотных остатков.

Соль представляет собой продукт полного или частичного замещения атомов

водорода кислоты металлом. Отсюда различают следующие группы солей:

1. Средние соли – все атомы водорода в кислоте замещены на металл.

2. Кислые соли – не все атомы водорода в кислоте замещены на металл.

Разумеется, кислые соли могут образовывать только двухосновные или

трехосновные кислоты.

3. Двойные соли – атомы водорода кислоты замещены не одним, а

несколькими металлами.

4. Основные соли – продукт неполного или частичного замещения

гидроксильных групп оснований кислотными остатками.

5. Смешанные соли – в них содержится один катион и два разных аниона.

Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических

соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли

бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном

взаимодействии металла с неметаллом.

Химические свойства:

1. 2NaCl + H2SO4 > Na2SO4 + 2HCl

2. Ba(OH)2 + CuSO4 > BaSO4 + Cu(OH)2

3. NaCl + AgNO3 > AgCl + NaNO3

4. Fe + CuSO4 > FeSO4 + Cu

Обменная реакция между водой и соединением называется его гидролизом.

Гидролиз солей представляет собой реакцию, обратную реакции нейтрализации

слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых

кислот слабыми основаниями. Гидролизу по аниону подвергаются соли,

образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Создается щелочная среда.

Na2SO3 > 2Na+ + SO32-

Na+ + HOH > реакция не идет

SO32- + HOH ? HSO3- + OH-

HSO3- + HOH ? H2SO3 + OH-

Na2SO3 + HOH ? NaHSO3 + NaOH

NaHSO3 + HOH ? H2SO3 + NaOH

Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные катионом слабого

основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда.

CuCl2 > Cu2+ + 2Cl-

Cl- + HOH > реакция не идет

Cu2+ + HOH ? CuOH+ + H+

CuCl2 + HOH ? CuOHCl + HCl

Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.

Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом

слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от

соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

CuF2 > Cu2+ + 2F-

Cu2+ + HOH ? CuOH+ + H+

F- + HOH ? HF + OH-

Cu2+ + F- + HOH ? CuOH+ + HF

CuF2 + HOH ? CuOHF + HF

Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Если кислота и

основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и

малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных

продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически

необратимо:

Al2S3 + 6H2O > 2Al(OH)3v+ 3H2S^

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:

[pic]

Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ? НА + ОН– , согласно

закону действующих масс, приближенно справедливо

[pic].

Используя соотношение [pic], получаем

[pic].

Для гидролиза по катиону К+ + НОН ? КОН + Н+ аналогично

[pic].

Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ? КОН + НА

[pic]

В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону)

усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).

Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.

1. Металл > соль:

2Na + Cl2 > 2NaCl (t);

2. Соль > металл:

NiSO4 + 2H2O > Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);

2AgNO3 > 2Ag + 2NO2 + O2 (t);

3. Неметалл > соль:

2Na + Cl2 > 2NaCl (t);

4. Соль > неметалл:

SiCl4 + 2Zn > Si + 2ZnCl2;

5. Металл > оксид металла:

2Mg + O2 > 2MgO;

6. Оксид металла > металл:

2Fe2O3 + 3C > 4Fe + 3CO2 (t);

7. Неметалл > оксид неметалла:

4Р + 5О2 > 2Р2О5;

8. Оксид неметалла > неметалл:

SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO (t);

9. Оксид металла > соль:

CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O;

10. Соль > оксид металла:

СаСО3 > СаО + СО2 (t);

11. Оксид неметалла> соль:

СО2 + 2NaOH > Na2CO3 + H2O;

12. Соль > оксид неметалла:

СаСО3 > СаО + СО2 (t);

13. Оксид металла > основание:

CaO + H2O > Ca(OH)2;

14. Основание > оксид металла:

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9