Реферат: Контрольные билеты (химия)

Билет 10

1. Соединения сложного состава, у которых можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним молекулы или ионы (лиганды), называются комплексными соединениями. По координационной теории Вернера в каждом комплексном соединении различают внутреннюю и внешнюю сферы. Внутреннюю сферу называют комплексом. При написании химических формул комплексных соединений внутреннюю сферу заключают в квадратные скобки. Например, в комплексном соединении K2[Cd(CN)4] внутренняя сфера представлена ионом [Cd(CN)4], внешняя сфера - двумя положительно заряженными ионами К . Центральный атом внутренней сферы комплексного соединения, вокруг которого группируются ионы или молекулы, называется комплексообразователем(Cd). Частицы, непосредственно связанные с комплексообразователем, называются лигандами(CN). Число лигандов в комплексе называется координатным числом комплексообразователя. Координатное число показывает число мест во внутренней сфере комплексного соединенияили число мест вокруг комплексообразователя, на которых могут разместиться лиганды. Корд. числа имеют значения от 2 до 12.

Различают катионные, анионные и нейтральные комплексы. Комплекс с положительным зарядом называют катионным, с отрицательным – анионным, с нулевым – нейтральным. Лиганды, которые занимают 1 координационное место у центр. атома – монодентатные, 2 и более – полидентатные.

Одна из самых современных систем классификации комп. соединений делит их на 4 класса: 1 – комплексные соединения, содержащие молекулярные монодентатные лиганды; 2 – комплексные соединения содержащие ионные лиганды; 3 – циклические комплексные соединения; 4 – многоядерные комплексные соединения.

2. Во многих реакциях происходит перемещение электронов от одних частиц к другим. Такие реакции называют окислительно – восстановительными. Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Число электронов, смещенных от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении, называют степенью окисления. положительная степень обозначает число электронов, которые смещаются от данного ,а отрицательная – число электронов которые смещаются к данному атому. Из этого определения следует, что в соединениях с неполярными связями степень окисления элементов равна нулю. При определении степени окисления элементов в соединениях с полярными связями сравнивают значения их электроотрицательностей. Любая окислительно - восстановительная реакция состоит из процессов окисления и восстановления. Окисление – это отдача электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента. Восстановление – это смещение электронов к веществу или понижение степени окисление элемента. Вещество, принимающее электроны, называется окислителем. В ходе окислительно- восстановительной реакции степень окисления элемента понижается, восстановитель отдает свои электроны окислителю. Реакции, в которых окислители и восстановители представляют собой различные вещества, называют межмолекулярными. В некоторых реакциях окислителями и восстановителями могут быть атомы одной и той же молекулы. Такие реакции называют внутримолекулярными. Разновидностью окислительно- восстановительных реакций является диспропорционирование (самоокисление – самовосстановление), при котором происходит окисление и восстановление атомов и ионов одного и того же элемента. В окислительно- восстановительных реакциях могут участвовать ионы и молекулы среды.

Билет 11

1. В зависимости от условий окружающей среды и в первую очередь от температуры и давления химические вещества могут находиться в различных агрегатных состояниях.

Аморфное состояние: Методом изобарического охлаждения (при постоянном давлении), изотермического сжатия жидкостей или переохлаждением расплавов можно получить некоторые вещества в аморфном состоянии. Вещество в таком состоянии не имеет дальнего порядка, оно изотропно (т.е. его свойства не зависят от направления), плавится не при определенной температуре, а в некотором температурном интервале. Твердое аморфное состояние вещества может рассматриваться как переохлажденная жидкость. Типичным примерами аморфных тел могут служить стекла, поэтому аморфное состояние называют также стеклообразным.

Кристаллическое состояние: Большинство твердых тел в окружающем нас мире являются кристаллическими, т.е. образующие их частицы расположены регулярно в трехмерном пространстве. В монокристаллах эта регулярность распространяется на весь объем твердого тела, в поликристаллических образцах имеются регулярные области – зерна, размеры которых значительно превышают расстояния между микрочастицами. Регулярное расположение образующих кристалл микрочастиц может быть изображено в виде кристаллической решетки.

Различают молекулярные, ковалентные, ионные, металлические кристаллы и кристаллы со смешанными связями.

Дефекты кристаллов – это структурные нарушения кристаллов. Можно указать две основные причины возникновения дефектов в кристаллах. Первая обусловлена тепловым движением частиц, формирующих кристалл. Другой вид дефектов связан с наличием примесей. Дефекты в кристаллах могут возникать и как следствие воздействия на них внешних механических нагрузок.

Точечные дефекты возникают тогда, когда отдельные, изолированные атомы, молекулы или ионы покидают свои места в узлах кристаллической решетки и переходят или в междоузлие, или на поверхность решетки , оставляя незаполненный узел, называемый вакансией. Более сложным видом нарушений структуры кристалла являются линейные дефекты или дислокации. Их возникновение обусловлено нарушением местоположения целой группы частиц, размещенных вдоль какой –либо воображаемой линии в кристалле.

2.В некоторых реакциях окислителями и восстановителями могут быть атомы одной и той же молекулы. Такие реакции называют внутримолекулярными. Обычно это реакции разложения веществ, например

В данной реакции степень окисления увеличивается (окисления) , а степень окисления водорода уменьшается (восстановление).

Билет 12

1.

2.Электрическая работа равна произведению разности потенциалов на количество электричества. Максимальная разность потенциалов электродов, которая может быть получена при работе гальванического элемента, называется электродвижущей силой (ЭДС) элемента . Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода элемента.

ЭДС элемента равна разности потенциалов равновесных электродов:

Если потенциал одного из электродов принять равным нулю, то относительный потенциал второго элемента будет равен ЭДС элемента. Таким образом, можно определить относительный потенциал электрода. За нуль принят потенциал стандартного водородного электрода. Такой электрод состоит из платинированной платины, контактирующей с газообразным водородом, находящимся под давлением 101кПа (р=1), и раствором, в котором активность ионов Н равна единице. Для определения потенциалов электродов по водородной шкале собирают гальванический элемент, одним из электродов которого является измеряемый, а вторым – стандартный водородный электрод. Схему такого элемента записывают следующим образом: слева – водородный электрод, справа – измеряемый электрод.

Потенциалы металлических электродов. Потенциал, устанавливающийся на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом металла.

Потенциалы газовых электродов. Газовые электроды состоят из металлического проводника, контактирующего одновременно с газом и раствором, содержащим ионы этого газа. Металлический проводник служит для подвода и отвода электронов и, кроме того, является катализатором электродной реакции (ускоряет установление равновесия на электроде). Металлический проводник не должен посылать в раствор собственные ионы. Лучше всего удовлетворяют этому условию платина и платиновые металлы, поэтому они чаще всего используются при создании газовых электродов. Так как в равновесных реакциях газовых электродов участвуют газообразные компоненты, то электродные потенциалы этих электродов зависят от парциальных давлений газов.

Билет 13

1. Кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н . Сильные кислоты диссоциируют практически полностью, у слабых кислот диссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по константе диссоциации. Электролит диссоциирующий с образованием ионов ОН называют основанием. Кислота является акцептором, а основание – донором электронов. При взаимодействии кислот с металлами стоящими в ряду активности до водорода образуется соль и выделяется Н2, а при взаимодействии НNO3 с металлами Н никогда не выделяется, а образуется нитрат этого металла, Н2О и третий продукт, зависящий от концентрации кислоты и от самого металла.

2.Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под действием эл. тока, подаваемого от внешнего источника. При электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Электрод, на котором идет реакция восстановления (катод), у электролизера подключен к отрицательному полюсу источника тока. Электрод, на котором протекает реакция окисления (анод), подключен к положительному полюсу источника тока. Восстановление ионов металла является катодным процессом и происходит на отрицательном электроде, т.е. электроде,на который поступают электроны от внешнего источника тока. Окисление ионов является анодным процессом и происходит на положительном электроде, с которого электроны идут во внешнюю цепь. При прохождении тока изменяются потенциалы электродов электролизера, т.е. возникает электродная поляризация. Вследствие катодной поляризации потенциал катода становится более отрицательным, а из-за анодной поляризации потенциал анода становится более положительным.

Билет 14

1. Многие химические процессы, имеющие большое значение в технике, относятся к числу гетерогенных реакций: горение твердого и жидкого топлива, химическая и электрохимическая коррозия металлов и сплавов. Реакция в гетерогенной системе осуществляется на поверхности раздела фаз.

Двухэлектродная система, в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительный процесс, называется гальваническим элементом. При протекании электрохимического процесса в гальваническом элементе передача электронов от восстановителя к окислителю осуществляется через внешний участок цепи, в котором создается направленный поток электронов – электрический ток. Гальванический элемент состоит из двух электродов, каждый из которых представляет собой металлическую пластинку, помещенную в раствор соли соответствующего металла. Электрическая цепь гальванического элемента состоит из внешнего и внутреннего участков. Внешний участок цепи соединяет металлические пластинки электродов через потребителя электрической энергии или электроизмерительный прибор. Внутренний участок цепи соединяет растворы солей через «солевой мостик» - трубку, заполненную раствором сильного электролита. Характер электродных процессов определяется значениями электродных потенциалов. Окисление протекает на электроде, включающем более сильный восстановитель, т.е. анодом (отрицательным полюсом гальванического элемента) является электрод с меньшим значением электродного потенциала. Электрод с большим значением электродного потенциала является катодом гальванического элемента (положительным полюсом).

2. Хроматографическим методом называют метод разделения, при котором компоненты смеси распределяются между неподвижным слоем твердого поглотителя и потоком газа или раствора. В качестве твердых поглотителей применяют оксид алюминия, активированный уголь и иониты, как природные, так и синтетические. Хроматография широко применяется для анализа сложных смесей компонентов, выделения и разделения разнообразных веществ, получения веществ высокой степени чистоты. Например, очистка полупроводниковых материалов, удаление примесей из газов.

Билет 15

1.Скорость реакции определяется числом молей вещества, превращенного за единицу времени в единице объема. Скорость реакций зависит от следующих основных факторов: природы реагентов, концентрации реагирующих веществ, температуры и присутствия катализаторов. Скорость хим. реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов, если уравнение реакции соответствует механизму проходящей реакции. Константа скорости реакции равна скорости реакции при концентрации всех реагентов, равных единице. С повышением температуры скорости химических реакций сильно возрастают .

2. Полимеры – высокомолекулярные соединения, которые характеризуются молекулярной массой от нескольких тысяч до многих миллионов. Молекулы полимеров, называемые также макромолекулами, состоят из большого числа звеньев. Различают неорганические, органические и элементоорганические полимеры. Органические подразделяются на природные и оптические.

Полимеры получают методами полимеризации и поликонденсации. Полимеризация – это реакция образования полимеров путем последовательного присоединения молекул низкомолекулярного вещества (мономера). Поликонденсация – реакция синтеза полимера из соединений, имеющих две или более функциональные группы, сопровождающаяся образованием низкомолекулярных продуктов.

Билет 4

1.Состояние химического равновесия достигается при равенстве скоростей прямой и обратной реакций(кинетическое условие равновесия ), при этом состав системы остается постоянным , а значение энергии Гиббса достигает минимального значения и со временем не изменяется (∆G=0 – термодинамическое условие равновесия).

Основным законом химического равновесия является закон действия масс (ЗДМ), который в случае гомогенной реакции можно сформулировать следующим образом:

отношение произведения равновесных концентраций (парциальных давлений – для газовых реакций ) продуктов реакции в степени их стехиометрических коэффициентов к аналогичному произведению для исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная.

, где Кс и Кр – константы равновесия реакции, выраженные соотв. через равновесные концентрации и парциальные давления веществ. Величина конст. равновесия указывает на степень протекания реакции (слева направо): если Кс(Кр)>1, то в равновесной смеси преобладают продукты реакции, если выполн. обратное соотношение Кс(Кр)<0 – в равновесной смеси преобл. исходные реагенты. Для гетерогенных реакций с участием газообразных веществ концентрации(парциальные давления) веществ, находящихся в конденсированной фазе (жидкой или твёрдой ) считаются величинами постоянными и в выражение константы равновесия не входят. Константа равновесия связана с термодинамическими параметрами системы уравнением изотермы химической реакции:

При изменении условий протекания реакции (состава смеси, давления, темп.) состояние равновес. смещ. в сторону протекания прямой (слева направо) или обратной (справа на лево) реакции. Направление смещения равновесия в качественной форме подчиняется принципу Ле-Шателье: изменение условий в равновесной системе приводит к смещению равновесия в направлении протекания процесса, ослабляющего произведенное воздействие.

а). Влияние состава реакционной смеси.

При увеличении концентраций(парц. давлений) исходных веществ или при уменьшении конц. продуктов реакции равновесие смещ. в сторону протекания прямой реакции (вправо);

при увелич. конц. продуктов реакции или уменьшении конц. исходных веществ равновесие смещается в сторону протекания обратной реакции (влево).

б). Влияние температуры.

При увеличении температуры равн. смещается в сторону протекания эндотермической реакции(∆H>0);

При уменьшении темп. равновесие смещ. в сторону протекания экзотермического процесса (∆Н<0).

в).Влияние общего давления в системе.

При увеличении общего давления (уменьш. объёма) равновесие смещ. в сторону протек. той реакции, при которой уменьшается колич. газообразных веществ (в сторону уменьш. суммарного объёма газов).

2.В гомоядерных двухатомных молекулах (т.е. в молекулах, содержащих ядра атомов одного итого же элемента) одна или неск. пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам. При образовании молекул Н2 , Cl2 , F2, O2 и т.п. каждое ядро атома с одинаковой силой притягивает пару связывающих электронов. Такая связь назыв. неполярной ковалентной связью.

Согласно Полингу, сила притяжения электрона к атому в ковалентной связи характеризуется электроотрицательностью. Если взаим. атомы харак. различной ЭО, то обобществ. пара электронов смещается к ядру более электроотрицательного атома. Если пара электронов, образ. хим. связь, смещена к одному из ядер атомов, то связь назыв. полярной ковалентной связью.

Билет 5

1.Скорость реакции (v) определяется числом молей вещества (n), превращенного за единицу времени (t) в единице объема (V):

Скорость реакций зависит от следующих основных факторов: природы реагентов, концентрации реагирующих веществ, температуры и присутствия катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действия масс:

скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов, если уравнение реакции соответствует механизму проходящей реакции.

2.Гетерогенные системы из двух или более фаз с сильно развитой поверхностью раздела между ними получили название дисперсных систем. Вещество, которое в дисперсной системе образует сплошную фазу, называется дисперсионной средой, а то (или те), что рассеяно в среде в виде частиц, капель или пузырьков, - дисперсной фазой. Дисперсные системы с частицами размером более 100нм называют грубодисперсными или взвесями. Системы с частицами меньших размеров(1до100нм) называют каллоидными. Если дисперсионная среда газообразна, то дисперсная система является аэрозолем или аэрогелем( туманы, дымы). К системам с жидкой дисп. средой относят суспензии, эмульсии, пены и д.р. Существ. также дисперсные системы с твёрдой дисп. средой: гетерогенные сплавы, стекла, пеноматериалы.

Билет 6

1.Одним из наиболее распространенных методов ускорения химических реакций является катализ. Этот метод осуществляется с помощью катализаторов - веществ, резко увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания. Если катализатор и взаимодействующие вещества образуют однофазную систему, катализ называют гомогенным. Если же катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы, катализ называют гетерогенным.

Гомогенный: Химическое взаимодействие катализатора с исходными веществами направляет реакцию по пути, отличному оттого, что осуществляется в отсутствие катализатора. В результате этого уменьшается энергия активации протекающего взаимодействия и увеличивается его скорость. В общем виде схему гомогенной каталитической реакции можно представить себе так:

в отсутствие катализатора

А В

в присутствии катализатора К

А+К [AK](первая стадия),

[AK] В+К (вторая стадия).

Гетерогенный : Гетерогенный катализ всегда начинается с адсорбции молекул исходных веществ на поверхности катализатора. При этом только обратимая адсорбция является началом каталитической реакции. Необратимая хемосорбция приводит к образованию на поверхности катализатора устойчивых соединений и тем самым к снижению активности катализатора. При обратимой адсорбции молекул исходных веществ поверхностью твердого катализатора происходит ослабление связей между атомами в молекулах адсорбата. За счет этого снижается энергия активации катализируемой реакции, течение которой с высокой скоростью осуществляется на поверхности катализатора. Каталитически активными центрами катализатора являются мультиплеты – совокупности поверхностных атомов, участвующих в акте химического превращения. Катализатор активен лишь в том случае, если соблюдается соответствие расположения атомов в мультиплете и в реагирующей молекуле. Структурное соответствие обеспечивает избирательность катализатора. Вторым условием активности катализатора является энергетическое соответствие связей, которые образуют эти атомы с атомами катализатора.

2.Электролитами называются вещества, которые в растворе или расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, поэтому их растворы и расплавы проводят эл. ток. Для оценки способности электролитов к электролит. диссоциации используют величину –степень диссоциации(α) - это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита. По степени электролиты можно условно разделить на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворе диссоциируют полностью(α=1). Слабые частично(α<<1). Между ионами и недиссоциированными молекулами электролита устанавливается динамическое равновесие, называемое ионным равновесием. Количественно ионное равновесие характеризуется величиной константы равновесия, которая называется константой диссоциации: Кд=[K ]*[A]/[KnAm]

, где [K ], [A], [KnAm] – равновесные концентрации катионов [K ], анионов [A ] и недиссоциированных частиц [KnAm] соответственно.

Среди электролитов можно выделить кислоты, основания, соли. Кислотами называются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют ионы Н . Среди бескислородных кислот сильными электролитами являются HCl, HBr и HI, остальные относятся к слабым электролитам. Для оксокислот силу электролита можно оценивать по степени окисления (С.О.) кислотообразующего элемента, если С.О.+6 или +7 , оксокислота - сильная; если С.О. равна +5 и меньше, то оксокислота – слабая (исключение составляет азотная кислота – HNO3). Основаниями являются электролиты, которые при первичной диссоциации образуют гидроксид – ионы ОН . Сильными электролитами являются гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов(щелочи), они растворимы в воде. Остальные гидроксиды – слабые электролиты. Основания поливалентных металлов диссоциируют ступенчато. Соли - электролиты, при первичной диссоциации которых не образуют ни ионы Н , ни ионы ОН . Большинство хорошо растворимых в воде солей диссоциированы полностью.

Билет 7

1.Одна из первых моделей строения атома была предложена английским физиком Э. Резерфордом. В опытах по рассеянию α –частиц было показано, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объёме – положительно заряженном ядре. Согласно модели Резерфорда, вокруг ядра на относительно большом расстоянии непрерывно движутся электроны, причем их число таково, что в целом атом электрически нейтрален. Позднее наличие в атоме тяжелого ядра, окруженного электронами , было подтверждено другими учеными. Ядро имеет диаметр порядка 10 - 10 м и положительный эл. заряд, плотность массы «ядерного вещества» примерно в 10 раз больше плотности всего вещества. Плотность ядерного эл. заряда также намного превышает плотность заряда вещества в целом, причем здесь также обнаруживается соотношение порядка 10 /1. Положительный ядерный заряд вещества уравновешивается отрицательным зарядом электронов. Величина заряда электрона равна 1,602*10 Кл. В результате ускорения движения электрона расходуется энергия его электростатического взаимодействия с ядром и согласно расчетам через 10 с электрон должен упасть на ядро. Датский физик Н. Бор предложил, что движение электрона в атоме ограничено индивидуальной устойчивой орбитой. До тех пор, пока электрон находится на этой орбите, он не излучает энергии. Если длина круговой орбиты радиусом r равна 2πr, то условие устойчивости орбиты следующее:

nλ=2πrn, n=1,2,3,..., где rn – радиус орбиты, на длине которой укладывается n длин волн. Целое число n названо квантовым числом орбиты. Радиус самой внутренней орбиты атома водорода обычно называется боровским радиусом и обозначается а0. При этом а0= r1=0.053нм. Радиусы других орбит определяются с помощью соотношения rn=n^2a0. Следовательно, расстояния между соседними орбитами соответствуют разные уровни энергии электронов. Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия электрона главным образом зависит от расстояния электрона от ядра: чем ближе к ядру находится электрон, тем меньше его энергия. Главное квантовое число имеет значения ряда чисел от 1 до ∞. Согласно квантово-механическим расчетам, электронные облака отличаются не только размерами, но формой. Форму электронного облака характеризует орбитальное или азимутальное квантовое число. Каждой форме электронного облака соответствует опред. значение механического момента движения электрона μ, определяемого орбитальным квантовым числом:

μ=(h/2π)/√L(L+1)

Орбитальное квантовое число может иметь значения от 0 до n-1.

2. Вода, будучи весьма слабым электролитом, в очень малой степени подвергается диссоциации. При диссоциации она распадается на ионы(ион гидроксония и гидроксид – ион соответственно):

Н2+ Н2↔ Н3О+ОН, или в упрощенном виде уравнение реакции записывают: Н2О↔ Н+ОН. Константа диссоциации воды равна: Кд=[H ]*[OH ]/[H2O]=1.8*10 (при 22С). Так как вода диссоциирована очень слабо, то концентрацию воды [Н2О] можно принимать за постоянную величину, равную: [H2O]=m/MV= 1000/18=55,5моль/л. Следовательно, и произведение Кд[H2O] для данной температуры постоянно: Кд[H2O] =1,8*10 55,5=10 .Это произведение обозначают Кw.

Kw=[H ]*[H2O]=10

Величина Kw называется ионным произведением воды и является постоянной не только для чистой воды, но и для разбавленных водных растворов. Kw зависит от температуры.

Для чистой воды [H ]=[OH ]= √Kw=10 моль/л и среда является нейтральной.

Если концентрация ионов [H ]>10 моль/л, среда будет кислой.

Если концентрация ионов [H ]<10 моль/л, среда будет щелочной.

Кислотность или щелочность раствора можно оценить по величине pH, которая называется водородным показателем и равна pH= -lg[H ]

В нейтральной среде pH=7, в кислой среде pH<7, в щелочной среде pH.>7.

Билет 8

1.Химическая связь возникает при взаимодействии атомов, обусловливающем образование системы(молекулы, кристалла и др.). Различают три вида химической связи: металлическую, ковалентную и ионную. Металлическая связь возникает в кристаллах металлов.

Металлическая связь : Валентные электроны участвуют в образовании связи с восемью или двенадцатью атомами, каждый из которых в свою очередь входит в соседнюю группировку, насчитывающую такое же число атомов. В этих условиях валентный электрон с небольшой энергией ионизации свободно перемещается по доступным орбиталям всех соседних атомов, обеспечивая связь между ними, т. е. является нелокализованным.

Ковалентная связь: Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Ковалентная связь существует между атомами как в молекулах, так и в кристаллах. Ковалентная связь обладает направленностью.

Ионная связь: ионная связь осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов. Ионная связь может возникать лишь при больших различиях в значениях электроотрицательностей атомов.

2. Обязательным условием протекания реакций между между электролитами является удаление из раствора тех или ионов, вследствие образования слабо диссоциирующих веществ, или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа. Для правильного отражения сущности и механизма реакций ионного обмена уравнения реакций необходимо записывать в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, слабые и малорастворимые – молекулярной форме. В растворах сильных электролитов реакция протекает в результате связывания ионов с образованием слабого электролита. Так как процессы разложения на ионы и связывания ионов обратимы, то реакции ионного обмена обратимы. Направление реакций ионного обмена определяют по изменению энергии Гиббса. Самопроизвольное протекание реакции возможно только в направлении, для которого ∆G<0 до достижения состояния равновесия, когда ∆G=0. Количественной мерой степени протекания реакции слева направо является константа равновесия Кс. Константу равновесия рассчитывают через константы диссоциации слабодиссоциирующих электролитов: Кс=Кисх. в-в/Кпрод.

Общим правилом, вытекающим из выражения для Кс, является то, что реакции ионного обмена протекают в направлении более прочного связывания ионов, т.е. в направлении образования электролитов с меньшими значениями констант диссоциации.

Билет 9

1.Молекула представляет собой частицу, способную к самостоятельному существованию. Это устойчивое электрически нейтральное образование . Однако химическая устойчивость отдельных молекул относительна и проявляется лишь в системах, где расстояния между молекулами значительно больше их собственных размеров.

Уже на расстоянии одного или нескольких нанометров между соседними молекулами возникают заметные силы притяжения (вандерваальсовы силы). При вандерваальсовом взаимодействии электронные облака соседних молекул не перекрываются и химические не образуются. При достаточном сближении некоторых молекул может происходить перекрывание электронных облаков и образование новых молекул. Возникающие при этом химические связи могут иметь различную прочность. Относительно малую прочность имеют водородные связи. При взаимодействии молекул по донорно-акцепторному механизму возникают прочные ковалентные связи.

2. Гидролиз соли – реакция ионного обмена между солью и водой. Гидролиз является реакцией обратной реакции нейтрализации:

KatAn +H2O↔KatOH + HAn

соль основание кислота

В зависимости от силы образующийся кислоты и основания раствор соли в результате гидролиза становится щелочным (pH>7) или кислым (pH<7).

Различают четыре случая гидролиза:

1. Соли сильных кислот и оснований - гидролизу не подвергаются, так как при взаимодействии с водой не образуется слабого электролита. Поэтому в растворах таких солей pH=7, т.е. среда нейтральная.

2. Соли сильных оснований и слабых кислот – гидролиз идет по аниону. Для растворов солей сильных оснований и многоосновных кислот гидролиз протекает практически по первой ступени с образованием кислых солей.

3. Соли слабых и сильных кислот – гидролиз идет по катиону. Для солей, образованных сильными кислотами и многокислотными основаниями, гидролиз протекает преимущественно по первой ступени с образованием основной соли.

4. Соли слабых оснований и слабых кислот – гидролиз идет и по катиону и по аниону. в большинстве случаев эти соли гидролизуются полностью образуя основание и кислоту.

Билеты по химии и частичные ответы на некоторые из них

Билет №1

1. Простые вещества . Количество вещества. Число Авогадро.

2. Качественный анализ анионов и катионов.

Билет №2

1. Фазовые состояния. Растворы. Способы выражения концентраций. Кристаллогидраты.

2. Порядок заполнения электронами орбиталей в многоэлектронных атомах.

Билет №3

1. Термодинамические понятия в химии. Свободная энергия. Энтальпия. Энтропия. Закон Гесса.

2. Возбужденное и невозбужденное состояние атома. Ионизация атома. Сродство к электрону.

Билет №4

1. Химическое равновесие. Константа равновесия. Гетерогенное равновесие. Принцип Ле-Шателье.

2. Электроотрицательность. Полярность связи.

Билет №5

1. Скорость химической реакции. Многостадийные химические реакции.

2. Дисперсные системы.

Билет №6

1. Гомогенный и гетерогенный катализ.

2. Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей в растворах. Константа диссоциации.

Билет №7

1. Строение атома. Дуализм свойств электрона. Главные квантовые числа электрона.

2. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Билет №8

1. Основные виды химических связей.

2. Химические реакции обменного типа в растворах электролитов.

Билет №9

1. Межмолекулярные взаимодействия.

2. Гидролиз солей.

Билет №10

1. Понятия о теории комплексных соединений. Типы комплексных соединений.

2. Степень окисления. Окислительно-восстановительные реакции.

Билет №11

1. Аморфное и кристаллическое состояние вещества. Химическая связь в кристаллах. Дефекты кристаллов.

2. Внутримолекулярное окисление.

Билет №12

1. Метод ионно-электронного баланса.

2. ЭДС. Электродные потенциалы.

Билет №13

1. Кислоты как окислители. Взаимодействие с металлами.

2. Электролиз. Анодные и катодные процессы.

Билет №14

1. Гетерогенные окислительно-восстановительные реакции. Гальванический элемент.

2. Понятия о спектроскопическом и хроматографическом способах анализа.

Билет №15

1. Скорость химической реакции. Зависимость от температуры.

2. Полимеры. Способы получения.