Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система




НазваниеБилет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система
страница1/5
Дата06.11.2012
Размер0.52 Mb.
ТипДокументы
  1   2   3   4   5
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций.

Химическая система – совокупность микро и макро количеств веществ, способных воздействием внешних факторов (условий) к превращениям с образованием новых химических соединений.

Вещество - вид материи, обладающее массой покоя и состоящий главным образом из элементарных частиц (электронов, протонов, нейтронов).

Любое вещество состоит из структурных единиц – атомов, молекул, ионов.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Является самой простой электро енйтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Химический элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра (пример: 63Сu и 65Сu – изотопы).

Молекула – наименьшая частица химического вещества, способная к самостоятельному существованию как единая динамическая система, состоящая из положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов (пример: 2Cl2e->Cl2).

Ионы – частицы реального вещества (одно или много атомные), несущие на себе электрический заряд (пример: простые – H+, Na+, Сu2+; сложные – NH4+, SO42-).

Простые вещества – молекулы состоят из атомов одного и того же элемента (пример: металлы и неметаллы атомного строения – Cu, Ag, C, Si; неметаллы молекулярного строения – J2, Br2, O2).

Сложные вещества – молекулы состоят из атомов разных химических элементов (примеры: LiH, NaF).

Химические превращения – такие превращения, при которых происходят изменения только во внешних электронных слоях атомов, не затрагивая внутренние слои и ядра.

Основные признаки химических привращений:

  1. Выделение газа.

  2. Образование осадка.

  3. Выделение или поглащение теплоты Q.

  4. Изменение цвета как результат изменения электронного стороения или степени окисления элементов в молекулах.

Свойство веществ проявлять различные свойства в зависимости от условий среды называется химической двойственностью (пример: амфотерность Al(OH)3)

Типы химических реакций:

  1. Разложения – реакции при которых из одного вещества происходит образование нескольких веществ (пример: 2HgO=2Hg+O2).

  2. Cоединения – оброазование из нескольких веществ одного (пример: H2+I2=2HI).

  3. Обмена – реагирующие вещества обмениваются составными частями (пример: CaO+2HCl=CaCl2+H2O). Частным случаем является реакции нейтрализации – взамодействие кислот с основаниями.

  4. Замещения – простое вещество вытесняет из простое из сложного (пример: Fe+2HCl=FeCl2+H2).

  5. К особому типу относятся окислительно-восстановительные реакции, сочетающие в себе все или отдельные вышеперечисленные типы реакций.


Билет №2. Электронное строение атома, квантовые числа, типы орбиталей. Порядок заполнения энергетических уровней и подуровней (минимум энергии, принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского, вырожденные орбитали). Электронные формулы элементов. Формулы в виде энергетических ячеек. Валентность элемента для основного и возбужденного состояний атома.

Атом – наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Является самой простой электро енйтральной химической микросистемой, подчиняющейся законам квантовой механики.

Для электрона в атоме справедлив принцип двойственности: электрон является одновременно и материальной частицей малой массы и электромагнитной волной.

Принцип неопределнности Гейзенберга: В каждый конкретный момент времени нельзя с одинаковой точностью определить место нахождения электронов (координаты x,y,z) и его скорость (или импульс).

Движение электорона в атоме может быть представлено в виде электронного облака.

Область электронного облака, в которой электрон проводит более 95% времени нывается электронной орбиталью (Э.О.). Больший размер орбитали характеризует большую энергию электрона. Орбитали близкого размера образуют энергетические уровни, которые состоят из подуровней.

Для описания состояния электрона в атоме используются 4 квантовых числа (n,l,m,s). Первые три соответствуют трем степеням свободы электрона в трехмерном пространстве, а четвертое соответсвует вероятности вращения электрона вокруг воображаемой собственной оси. Квантовые числа:

  1. “n” – главное квантовое число. Характеризует уровень энергии электрона в поле атома (удаленность от ядра). Математическая зависимость энергии связи с ядром: Ea=-13,6/n2 Эв, n=1,2,… Для реальных элементов n=1,…,7. n=номеру периода.

  2. “l” – орбитальное квантовое число. Характризует тип подуровня (форма электронного облака). l=0,1,2,…,(n-1). Обозначается буквами. При этом l=0 соответствует s, 1-p, 2-d, 3-f, 4-q, 5-h.

  3. “m” – магнитное квантовое число. Характеризует пространственное расположение орбитали. m=0, 1, 2,…, l. Cумма орбиталей на подуровне: =2l+1.

  4. “s” – спиновое квантовое число. Характеризует вероятность вращения электрона вокруг своей оси в двух противоположенных направлениях. s=1/2. “+” – по часовой стрелке, “-“ – против часовой стрелке. Вращение сообщает электрону собственный магнитный момент, который называется спином электрона.

Принцип Паули (запрет): у атомов, имеющих больше одного электрна не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Или так: на одной орбитали могут находится только два электрона, причем с противоположенными спинами.

Принцип минимума энергии: последовательное заполенние электронов в атоме должно отвечать как минимому энергии самого электрона, так и минимому энерги атома в целом. Или так: минимум энергии соответствует максимому устойчивости. Заполение идет в соответсвии с уравнением энергии орбитали: ns<(n-1)d(n-2)f
Правило Клечковского: сначала заполняются те подуровни, сумма n+l которых наименьшая. Если для двух подуровней сумма n+l равна, то сначала заполняется подуровень с меньшим n.

Правило Хунда: в основном (невозбужденном) состоянии атома на подуровнях np, nd и nf всегда имеется максимальное количество неспаренных электронов (максимальный неспаренный спин).

Подуровни p, d и f состоят из нескольких орбиталей, энергия которых одинакова, поэтому эти подуровни называются «вырожденными»: p подуровень вырожден трехкратно, d пятикратно и f семикратно. Для электронов этих подуровней соблюдается правило Хунда.

Валентность – способность образовывать химические связи.

Основное состояние – состояние с минимальной энергией, т.е электроны находятся ближе к ядру.

Возбужденное состояние – состояние, при котором все или часть электронов в атоме распарены и находятся на подуровне с большей энергией, т.е дальше от ядра.

Максимальная валентность наблюдается в возбужденном состоянии и как правило совпадает с номером группы, в которой находится элемент.


Билет №3. Периодическая система Д.И.Менделеева (ПСЭ). Взаимосвязь химических свойств простых веществ с электронным строением атомов. Случаи несоответствия высшей валентности элемента номеру группы ПСЭ. Характер зависимостей радиусов атомов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности в ПСЭ. Металлы и неметаллы.

Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра и порядкового номера элемента в таблице, т.к. с ростом заряда и порядкового номера периодически возобновляются на более высоких уровнях электронные конфигурации внешних слоев.

Групповые аналоги – элементы одной группы, объединенные по признаку одинакового числа валентных электронов на внешнем слое (пример: 17Cl 3s23p5 и 25Mn 3d54s2).

Электронные аналоги – элементы, объединенные в одну подгруппу и имеющие аналогичную электронную формулу (пример: Cr, Mg, W).

Взаимосвязь химических (физических) свойств с местоположением элемента:

  1. Орбитальный радиус свободного атома R. R в периоде слева направо уменьшается с увеличением порядкового номера. Монотонное уменьшение нарушается при переходе от одного типа элемента к другому. Монотонность нарушается: а) при переходе от d к p - R(Zn)

  2. Энергия ионизации (Э.И.) – энергия, необходимая для отрыва электрона и удаления его от атома на бесконечность. В периодах Э.И. возрастает, но не равномерно. В главных подгруппах уменьшается сверху вниз, т.к. радиус увеличивается.

  3. Энергия сродства к электрону – энергия, выделяемая или поглощаемая, при присоединении электрона к атому. Свойства аналогичны Э.И.

  4. Электроотрицательность (Э.О.) – способность атома притягивать или отталкивать электронные пары химической связи. Если Э.О. > 1,5 – металл; 1,5< Э.О.<2 – переходные свойства; Э.О.>2 – неметаллы. По Полингу абсолютная Э.О. определяется как (Еионср)/z. На практике используется относительная. Э.О. возрастает по периоду, в целом имея сложную зависимость.


Билет №4. Химическая связь. Основные виды (ковалентная, ионная, донорно-акцепторная, водородная и металлическая) и характеристики (энергия, длина, направленность, полярность и Поляризуемость) химической связи. Взаимосвязь вида, свойств химической связи и электроотрицательности элементов. Свойства химической связи, состав и строение молекул. Степень окисления. Межмолекулярные взаимодействия. Структурные формулы молекул и ассоциатов.

Химическая связь - это совокупность сил электростатического притяжения и отталкивания, создающее динамически устойчивую систему из двух и более атомов. Основной принцип образования молекул из атомов – это стремление к минимальной энергии и к максимальной устойчивости (пример: H(г)+H(г)=H2(г) + 435 кДж/моль энергии).

Виды химической связи:

  1. Ковалентная связь – связь атомов за счет обществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика: 0<Э.О.<0,4 (пример: PH3; Э.О.(P)=2,1; Э.О.(H)=2,2; Э.О.=0,1). Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью: 0,4<Э.О.<2 (пример: HCl Э.О.(H)=2,2; Э.О.(Cl)=3,1; Э.О.=0,9).

  2. Ионная связь – это связь между ионами, т.е связь между атомами. Обусловлена электростатическим взаимодействием противоположно заряженных ионов. Рассматривается как отдельный случай ковалентной полярной связи. Для ионной связи Э.О.>2 (пример: NaCl Э.О.(Na)=0,9; Э.О.(Cl)=3,1; Э.О.=2,2).

  3. Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы.

  4. Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки.

Основные характеристики ковалентной связи:

  1. Энергия химической связи (Exc) – определяет прочность связи. Данная энергия необходима для превращения одного моля газообразного (молекулярного) вещества в отдельные газообразные атомы. Энергия ковалентной связи имеет порядок 10-1000 кДж/моль.

  2. Длина химической связи (Lxc) – расстояние между ядрами химически связанных атомов. Чем короче длина химической связи, тем связь прочнее. Длина химической связи имеет порядок 0,1-0,3 нм.

  3. Полярность химической связи – неравномерное распределение электронной плотности между атомами в молекуле из-за разной электроотрицательности. В неполярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. Полярные молекулы являются диполями.

  4. Поляризуемость – способность электронной плотности становится полярной в результате действия на молекулу внешнего электрического поля – в частности поля других молекул, вступающих в реакцию.

  5. Направленность – определенное направление химической связи, которое возникает в результате перекрывания электронных облаков. Направленность определяется строением молекулы.

Механизм возникновения ковалентной связи:

  1. Обменный – механизм возникновения ковалентной связи путем обобществления неспаренных электронов других атомов.

  2. Донорно-акцепторный – механизм возникновения ковалентной связи, при котором один атом, имеющий неподеленную электронную пару (донор), предоставляет ее свободную орбиталь другого атома (акцептор).

К межмолекулярным взаимодействиям относятся: ориентационные – диполь-диполь; индукционные – диполь-не диполь и дисперсионные – за счет микродиполей.


Билет №5. Энергетика химических процессов. Тепловой эффект и энтальпия реакции. Законы термохимии. Энтальпия образования химических соединений. Энтропия. Энергия Гиббса, ее связь с направлением химических процессов. Расчет термодинамических функций химических реакций по справочным данным. Оценка реакционной способности и устойчивости веществ.

Энергетика химических процессов – часть химической термодинамики (часть общей термодинамики).

Энергетическое состояние химической реакции как системы описывается с использованием следующих характеристик: U-внутренняя энергия, H-энтальпия, S-энтропия, G-энергия Гиббса.

Теплота, которую получает система, идет на приращение внутренней энергии и совершение работы: Q=U+A. Если система не совершает никакой работы, кроме работы расширения, то Q=U+pV. Величина H=U+pV при p=const называется энтальпией реакции. Т.к. внутреннюю энергию тела измерить невозможно (можно измерить только изменение U), то точно так же невозможно измерить энтальпию тела – в расчетах используется изменение энтальпии H.

Стандартной энтальпией образования называется изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.

Законы термохимии:

  1. Лавуазье-Лапласа: тепловой эффект образования химических соединений равен, но обратен по знаку тепловому эффекту его разложения.

  2. Гесса: тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме зависит только от начального и конечного состояния системы и не зависит от пути перехода.

Энтропия – количественная мера беспорядка системы. Имеет статистический смысл и является характеристикой систем, состоящих из достаточно большого, но ограниченного числа частиц. Энтропия выражается через термодинамическую вероятность системы – числа микросостояний, соответствующих данному микросостоянию. Принято, что при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна 0. Так же принято, что для гидротированного протона H+ абсолютное значение энтропии в водном растворе равно 0. Энтропия зависит от: от числа частиц в системе, от природы вещества, от агрегатного состояния. Для химических реакций изменение энтропии рассчитывается по абсолютным значениям энтропии компонентов. Для реакций, протекающих в водном растворе, расчет производится по краткой ионной формуле. Для газообразных веществ знак S определяется по изменению объема. Если объем не изменяется, то знак определить нельзя. В изолированных системах возможны процессы, которые идут с увеличением энтропии. Это означает, что знак S можно принять за критерий возможного самопроизвольного протекании реакции (только в изолированных системах!). В общем случае в открытых системах данный критерий применять нельзя.

Суммарное влияние энергетических и энтропийных факторов при постоянном давлении и температуре отражает изменение изотермического потенциала, который называется изменением свободной энергии Гиббса: G=H-TS. Свободной энергией Гиббса называется энергия, складываемая из энергий химических связей. Знак G есть критерий термодинамической вероятности самопроизвольного протекания процесса в данных условиях (p,T=const). При данных условиях могут самопроизвольно протекать только те процессы G для которых меньше 0. Из уравнения видно, что можно определить направление процесса при любой температуре, но данный расчет приблизителен, т.к. не учитывается температурная зависимость энтальпии и энтропии. При низких температурах протекают главным образом экзотермические реакции. При высоких температурах главную роль играет энтропийный член уравнения, что видно на примере того, что реакции разложения сложных веществ на простые в основном протекают при высокой температуре.

Стандартной энергией Гиббса вещества называется энергия получения данного вещества при стандартных условиях. Стандартных условий на практике не существует, поэтому все расчеты с применением стандартных значений – приблизительные.

  1   2   3   4   5

Похожие:

Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconПрограмма по химии для поступающих в Томский государственный университет
Стехиометрия: закон сохранения массы вещества, постоянства состава. Химический элемент, простое вещество, сложное вещество. Аллотропия....
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconАлюминий: химический элемент и простое вещество
Понятия: химический знак “Аl”, химический элемент, простое вещество, электронная оболочка, степень окисления, переходный элемент,...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconКомплекс уроков с использованием модульной технологии при изучении химии в 10 классе (физико-химический профиль) Химические свойства спиртов
Цели: в результате изучения темы учащиеся должны распознавать типы уравнений реакций, уметь составлять уравнения химических реакций,...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconМедь. Осуществите превращения
При добавлении в раствор, содержащий вещество А, цинка выделяется простое вещество красного цвета. Какой состав имеет вещество А?...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconУрок- игра в 8 классе. Тема: «типы химических реакций»
Цель урока: повторить классификацию веществ, типы химических реакций и признак их классификации, научить учащихся применять полученные...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconПрограмма вступительного испытания по химии в фгбоу впо «Госуниверситет унпк» в 2012 году
Предмет химии. Место химии в естествознании. Масса и энергия. Основные понятия химии. Вещество. Молекула. Атом. Электрон. Ион. Химический...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconУметь применять теоретические положения химии при рассмотрении классов неорганических и органических веществ и их соединений
Предмет химии. Место химии в естествознании. Масса и энергия. Основные понятия химии. Вещество. Молекула. Атом. Электрон. Ион. Химический...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconКонтрольная работа №1 по теме «Первоначальные химические понятия»
Расставьте коэффициенты в уравнении химических реакций, укажите типы химических реакций
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconМетодические рекомендации по изучению теоретического материала для студентов специальностей
Методические рекомендации предназначены для студентов специальностей 240706 «Автоматизированное производство химических предприятий»,...
Билет №1. Химическая система. Вещество и химические превращения. Химический элемент. Простое и сложное вещество. Основные свойства химических систем. Химическая двойственность. Типы химических реакций. Химическая система iconРабочая учебная программа дисциплины
Химическая технология неорганических веществ; Химическая технология материалов и изделий электроники и наноэлектроники; Химическая...
Разместите кнопку на своём сайте:
Библиотека


База данных защищена авторским правом ©lib.znate.ru 2014
обратиться к администрации
Библиотека
Главная страница