Экзаменационные вопросы

1. Основные законы и понятия химии.

Химию определяют как науку, изучающую вещества и процессы их превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры.

Ломоносовым в 1741 г были сформулированы основные положения ат/молек. учения:

1)все вещества состоят из атомов (Н, О, С)

2)при химическом взаимодействии атомов образуются молекулы(одноатомные С, Не, S, Си, двухатомные Н2, О2, N2, CO, HCl, трехатомные Н2О, СО2, Н2S, многоатомные, полимерные)

3)При химических явлениях молекулы разрушаются, но атомы сохраняются

4)Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества.

относительная атомная масса (Ar) - это отношение средней массы атома при его природном изотопном составе к 1/12 массы изотопа углерода, это безразмерная величина;

Ar=m(атома)/(1/12 m(12C), Ar(C)=12, Ar(Cl)=35,5

относительная молекулярная масса (Mr), показывает во сколько раз средняя масса молекулы естественного изотопного состава в-ва больше 1/12 массы углерода, величина безразмерная; Мr=Mмолек/ (1/12 m(12C), Мr(Cl2)=71 Mr(C)=12 Mr(H2O)=1*2+16=18

количество в-ва (ν), (единица – это моль) - физическая величина, характеризующая количество однотипных структурных единиц, содержащихся в веществе. ν=N/Na

Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов или

других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода ¹²С.

В настоящее время число структурных единиц, содержащихся в 1 моле вещества (постоянная Авогадро) определено с большой точностью - 6,02*1023 моль-1)

мольная (молярная) масса (M) – масса одного моля в-ва, численно равна его относительной массе; (размерность [г/моль] M=K*Mr, K=1

молярный объем (Vm) – объем одного моля в-ва.Vm=22,4 л/моль ν=N/Nа=m/M=V/Vm

Эквивалент в-ва – его кол-во, к-е соед с 1 молем атома водорода или замещает то же кол-во атома водорода в хим реакциях.

Экв масса (Мэ) – масса 1 эквивалента в-ва (г/моль)

Основные законы:

закон сохранения массы энергии: массы в-в, вступивших в реакцию всегда равна массе в-в, которые образуются в результате реакции; энергия никуда не исчезает, она переходит из одного вида энергии в другой;

закон постоянства состава (Пруст): каким бы способом хим. соединение не было получено, оно имеет постоянный состав (выполняется только для газообразных и жидких в-в);

закон кратных отношений (Дальтон): если элементы образуют друг с другом несколько соединений, то их массы относятся между собой как небольшие целые числа;

закон объемных отношений: при одинаковых условия, объемы, вступивших в реакцию газов, относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа;

стехиометрический коэф. – это коэф. в уравнении реакции уравнивают кол-во Эл-ов.

закон Авогадро: в равных объемах любых газов, взятых при одной и той же температуре и одинаковом давлении, содержится одинаковое число молекул (число Авогадро);

закон Дальтона (парциальных давлений): давление смеси газов, химически не взаимодействующих друг с другом, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь;

основные газовые законы: изотермический (закон Бойля-Мариотта, T=const), изохорный (закон Шарля, V=const), изобарный (закон Гей-Люссака, P=const), объединенный газовый закон (PV/T=const), закон Клайперон-Менделеева(закон ид газа) (PV=(m/M)RT);

закон эквивалентов: массы (объемы) взаимодействующих друг с другом или образующихся в результате реакции в-в пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Основные классы и номенклатура органических и неорганических соединений.

Номенклатура – совокупность названий индивидуальных химических веществ, их групп и классов, а также правила составления их названий.

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые состоят из одного элемента(железо, азот), а сложные из 2х и более(вода). Простые делятся на металлы и неметаллы. Сложные делятся на органические и неорганические. Органические соединения – это сложные соединения, включающие связь между атомами углерода (С). Сложные неорганические вещества разделяют на классы либо по составу (2-х элементные, многоэлементные, кислородосодержащие и т.д.), либо по свойствам, т.е. функциям, которые эти вещества осуществляют в химических реакциях (кислотно-основные, окислительно-восстановительные и т.д.). Все остальные - неорганические. Неорганические вещества делятся на классы либо по составу, либо по функциональным признакам. По составу выделяют: 1) оксиды - соединения с кислородом; (Ag2O) 2) галогениды - соединения с галогенами; (AgCl) 3) нитриды - с азотом; (Mg3N2) 4) карбиды - с углеродом; (СаС2) 5) гидриды - с водородом. (NaH) По функциональным признакам выделяют подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основными называют оксиды, взаимодействующие с кислотами с образованием солей. (CaO+H2O= Ca(OH)2). Кислотными называют оксиды, взаимодействующие с основаниями, с образованием солей. Присоединяя воду, получается кислота. (SO3+H2O=H2SO4). Амфотерными называются оксиды, образующие соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Несолеобразующие не способны взаимодействовать с кислотами или с основаниями с образованием солей.

Строение атома. Модели строения атома.

1903г. – Томсон (атом – круг с колеблющимися в нем электронами)

1911г. – Резерфорд («планетарная» модель атома – в центре находится ядро, вокруг движутся электроны)

атом состоит из положительного заряженного ядра, в котором сосредоточена большая часть массы атома, и вращающихся вокруг него электронов. Положительный заряд ядра нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом электронов, так что в целом атом электронейтрален. Возникающая вследствие вращения электронов центробежная сила уравновешивается силой электростатического притяжения. Размеры ядра очень малы. Из опытов Резерфорда следовало, что заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента в периодической таблице. (Д атома = 10^-8 см, а Д ядра = 10^-13-10^-12 cм) заряд ядра = порядковому номеру эл-та. Но были противоречия 1) устойчивость атома, 2) наличие у атомов линейных спектров

1913г. – Нильс Бор объединил модель атома с квантовой теорией света.

E=h*ν – уравнение Планка, ν – частота излучения, h – постоянная планка=6,626 Дж*с, Е – энергия излучения

Энергия изм-ся скачкообразно, энергетические сост-я квантованы.

Постулаты Бора:

1) е вращ вокург ядра по опред круговым(стационарным) орбитам.

2) Двигаясь по ним е не излучает энергии

3) При переходе е с 1 на др орбиты он поглащ/испуск энергию в виде кванта.

Квантовые числа. Характеристика квантовых чисел.

Квантовое число – численное значение квантованной переменной микроскопического объекта, характеризующее состояние частицы. Любое устойчивое состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами.

Характеристика квантовых чисел:

Главное квантовое число (n) (совпадает с номером периода): n=1, 2, 3, 4, …, характеризует:

1)номер энергетического уровеня,равный номеру периода; 2)запас энергии электрона на данном уровне; 3)размер атома; 4)номер периода.

Орбитальное (побочное) квантовое число (l) l_n=0, 1, 2, 3, …, n-1

Характеризует:

1)энергетический подуровень; 2)изменение энергии в пределах энергетического уровня; 3)рассматривает форму орбитали. (l=0, то s-орбиталь; l=1, то p-орбиталь; l=2, то d-орбиталь; l=3, то f-орбиталь)

Магнитное квантовое число (m): (m = —1, 0, 1)показывает 1)ориентацию электронного облака в пространстве; 2)определяет количество орбиталей на энергетическом уровне.

Спиновое-квантовое число (s) S = ½, — ½: 1)вращение электрона вокруг оси; 2)показывает максимальное число электронов на подуровне; 3)показывает максимальное число электронов на уровне.