Программа для поступающих в вузы (ответы)

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:

Cu(OH)2 > CuO + H2O (t);

15. Оксид неметалла > кислота:

SO3 + H2O > H2SO4;

16. Кислота > оксид неметалла:

H2SO3 > SO2 + H2O (t);

17. Основание > соль:

NaOH + HCl > NaCl + H2O;

18. Соль > основание:

СuSO4 + NaOH > Cu(OH)2 + Na2SO4;

19. Соль > кислота:

NaCl + H2SO4 > HCl + NaHSO4 (t);

20. Кислота > соль:

NaOH + HCl > NaCl + H2O.

Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические

свойства. Основные способы промышленного получения металлов.

Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд

напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа.

Значение металлов в народном хозяйстве.

В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по

физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе

металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В

свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся

кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все

металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с

характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство

металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы

условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности

различают металлы легкие (?5). Примером легких металлов

служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся

осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура

плавления металлов также различна: от 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам).

Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются

натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром

(последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят

неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим –

ртуть.

В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге,

образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с

другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов

происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо

металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют

собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав

сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом).

Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их

элементов.

Известно, что у металлов на ВЭУ имеется 1-3 валентных электрона. Поэтому

они сравнительно легко отдают свои электроны неметаллам, у которых на ВЭУ 5-

7 электронов. Так, металлы непосредственно реагируют с галогенами.

Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину,

серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с

образованием сульфидов. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют

с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Ме средней активности

реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные Ме с водой вообще не

реагируют. Большинство металлов растворяется в кислотах. Однако химическая

активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов

металла отдавать валентные электроны. По своей активности все металлы

расположены в определенной последовательности, образуя ряд активности или

ряд стандартных электродных потенциалов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,

H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

В этом ряду каждый предыдущий металл вытесняет из соединений все

последующие металлы.

Электролиз – ОВ процесс, протекающий при прохождении постоянного

электрического тока через расплав или раствор электролита. Анодом

называется положительный электрод, на нем происходит окисление; катодом

называется отрицательный электрод, на нем происходит восстановление. При

электролизе расплава происходит распределение ионов соли в анодном и

катодном пространстве. Ион металла восстанавливается до металла, а

кислотный остаток бескислородной кислоты окисляется до соответствующего

газа или элемента. Электролиз растворов солей более сложен из-за

возможности участия в электродных процессах молекул воды. На катоде: 1)

ионы металлов от лития до алюминия не восстанавливаются, но идет процесс

восстановления водорода из воды, 2) ионы металлов от алюминия до водорода

восстанавливаются до металлов вместе с восстановлением водорода из воды, 3)

ионы металлов от висмута до золота восстанавливаются до металлов. На аноде:

1) анионы бескислородных кислот окисляются до соответствующих элементов, 2)

при электролизе солей кислородсодержащих кислот происходит окисление не

кислотных остатков, а воды с выделением кислорода, 3) в щелочных растворах

происходит окисление гидроксид-ионов до кислорода и воды, 4) при

использовании растворимых анодов, на них образуются катионы металла, из

которого сделан анод.

Основные промышленные способы получения металлов:

1. Пирометаллургический:

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8