Otvety_na_bilety_po_khimii

Билет 1

Ковалентные числа

1.Главное ковалентное число(n=1,2,3….)

Определяется по номеру периода в котором наход. элемент

Физич смысл – опредл. энергет. уровень

2.Орбитальное квант.число(от 0 до n-1)

Характеризует геометрич форму орбитали

l=0 s- подуровень, s- орбиталь - орбиталь сфера

l=1 p- подуровень, p- орбиталь - орбиталь гантель

l=2 d- подуровень, d- орбиталь - орбиталь сложной формы

3.Магнитное квантовое число

Опеределяет кол-во одинаковых орбиталей в пределах одного энерг под уровня а также направление электр. облаков

4.Спиновое квантовое число

(s) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и -1/2 соответствующие противоположным направлениям вращения.

Принцип Паули:

 в атоме не может быть даже двух электронов со всеми четырьмя одинаковыми квантовыми числами.

Правило Хунда

в пределах подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы модуль суммы их спиновых квантовых чисел был максимальным. 

Правило Клечковского

Орбитали заполняются электронами в порядке возрастания велечины.

Билет 2

Химич связь – сила удерживающая атомы в молекулах или кристаллах.

Е(а)+Е(б)>Е(аб)

Типы хим связей:

1.Ковалентная(полярная, не полярная)

2.Ионная

3.Металлическая

4.Водородная

Электр отридц – способность атомов данного элемента притягивать к себе электроны осуществл хим связь.

Ме от 0,7 до 1,8

НеМе от 1,8 - 4,0

В хим связи Ме и неМе, общее пары электронов всегда смещины к атому НеМе

Билет 3

Ковалентной связью называется связывание атомов с помощью общих (поделенных между ними) электронных пар.

Основные характеристики:

1.Энергия связи – наз энергия которая выделяется при образовании хим связи или же требуется при разрушении. (Есв(кДж/моль))

2.Длинна связи – расстояние между ядрами атомов в молекулах.

3.Кратность связи – число электронных пар, которое связывает …… …. конретном атоме в молекулах. Чем выше кратность тем меньше энергия и длина.

Способы:

1.Метод валентных связей(МВС)

2.Метод молекулярных орбиталей (ММО)

Мвс - более популярный, но не может реально сущ в природе.

Положения МВС:

1.образ 2мя электр у которых против направл

2.Электронная пара принадлежит в большей или меньшей степени обоим атомам.

3.ков связь образуется в том направл где площадь перекрыв эл облаков максимальна

Билет 4

Важнейший элемент – функ состояния:

1.Внутренняя энергия(U)

2.Энтальпия(H)

3.Энтропия(S)

4.Энергия Гиббса(G)

5.Энергия Гельгольца

Для любой фс ее изменение при переходе сис из нач в конеч не зависит от пути превращения.

Q=дU+А – первое начало терм

дU=Q-A по отдельности не явл ф.с.

A=p*дV=> Q=дU+ p*дV, если V=const =>Q=дU

H=U+p*дV – реакция энтальпии

Изменение энтальпии принято относить к случаю когда все исходные вещества и продукты реак наход в стандарт состоян.

Гесса – «Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».

Следствие: дH =Нобр.нач – Нобр.конеч

Билет 5

 ф-ция состояния S термодинамич. системы, изменение к-рой dS для бесконечно малого обратимого изменения состояния системы равно отношению кол-ва теплоты (dQ) полученного системой в этом процессе (или отнятого от системы) к абс. т-ре Т:

dS=dQ/T

S=k*LnW , где w- термодинамич вероятность.

 — число способов, которыми может быть реализовано состояние физической системы.

Если дS>0, то система переходит в более беспоряд состоян

Билет 6

Энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на вопрос о принципиальной возможности протекания химической реакции.

Формула: дG=дН-Т*дS

дG<0, то такая реакция может протек самопр

дG>0, то такая реакция не идет

H<0 S>0 => G<0

H>0 S<0 => G>0

H>0 S>0 => протек сампроиз при выс Т

H<0 S<0 => G<0 при низких Т

Билет 7

Гомогенные - реакции которые не имеют поверхности раздела между фазами.

Гетерогенные – реакции которые имеют поверхности раздела между фазами.

Vхим реакции – называется изменение концентрации какого либо из веществ за 1 ед времени.

V=+- дС/дt ++ = накапливается -- = расходуется

Факторы влияния:

1.Масса реагирующих веществ

2.Температура

3.Природа реагирующих веществ

4.Произв катализаторов или ингибиторов

Закон действующих масс:

V=k[A]^a * [B]^b

k- константа скорости реакции

a+b – общий порядок

Билет 15

Восстановитель – окисляется

Окислитель – восстанавливается

Степень окислен – число электронов смещенных от атома указанного элемента к другому атому и атому данного элемента если степень окисления отридцательна.

1.В простых веществах равна 0

2.Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в сложных вед равна 0

3.Водород в водород в большинстве соединений имеет +1, кроме гидрометаллов

МеНn^-1

4.Степень окисления Ме всегда +

5.Высшая степень неМе всегда равна № группы.

Типичные восстановители: активные Ме, неМе(H2,C,S); гидриты Ме(NaH,Ca,H2)

Окислители: 02 03 галогены, кислоты окислители НNO3. Соли(KMnO4)

Билет 16

1.Конц H2SO4

При взаимод кислот-окислит с любыми восстанов некогда не образуется Н2,

увеличение активности металла

 увеличение концентр кислоты

увеличение активн восстанов

H2SO4

1.SO2

2.H2S

3.S

Соли-окислит

kMn04

1.Mn+2(MnSO4. MnCl2)ph<7

2.Mn+4(MnO2)ph 6-8

3.Mn+6(K2MnO4)ph>7

Пример:

4Zn+5H2SO44ZnSO4+H2O+4H2S

ZN-2eZN+2 – восстановитель

S+8еS-2 – окислитель

Билет 17

- это электрохимическая система состоящ из проводника 1го рода(металла) погруженного в раствор проводника 2го рода(соль металла).

На границе раздела возникает потенциал

Уравн Неркса

Е=Е+(2,3*R*T/n*F) * Lg[ox]/[Red] (1)

E=E+0,059/2*lg[ox](2)

Хим. Источники тока – это устройства в которых энергия ОВР превращается в энергетическую энергию.

Гальванический элемент состоит из двух электронов сообщ между собой через мембрану.

На катоде всегда восстановитель

На аноде всегда вещества окисляются

Ezn0/zn+2=E0zn0/zn+2+0.059/2 * lg[zn+2]=-0.79В

Билет 9

Хим равновесие - состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Принцип Ла-Шап – если на систему наход в состоянии хим равновесии оказано какое либо воздействие, то равновесие смещается в ту сторону чтобы оказанное возд ослабло

Факторы:

1.Давление

2.Температура

3.Концентрация

1.увелечение Р смещает равновесие в сторону числа меньшей молей газа

3.а)умен Р

б)увел Т

в)увел О2

Билет 8

Правило Вант-Гоффа:  При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза.  v2 = v1*yΔt/10.  v - скорость реакции.  y (гамма) - температурный коэффициент скорости - число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10 градусов.  Δt - разность температур. 

Энергия активвации – энергия, необходимая для достижения системой переходного состояния, называемого активированным комплексом, который превращается в продукты реакции уже самопроизвольно.

Уравн Аррениуса – температурная зависимость константы скорости к элементарной хим реакции

K=Aexp(-Ea/kT)

Катализатор – резко увелич V реакции

Ингибитр – резко замедляет V реакции

Билет 19

Вода — бинарное неорганическое соединение, химическая формула Н2O. Молекула воды состоит из двух атомовводорода и одного — кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью. При нормальных условиях представляет собой прозрачную жидкость, не имеет цвета (в малом объёме), запаха и вкуса. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром.

Вода в нормальных условиях сохраняет жидкое агрегатное состояние, тогда как аналогичные водородные соединения являются газами (H2S, CH4, HF)

Вода обладает также высоким поверхностным натяжением среди жидкостей, уступая в этом только ртути. Относительно высокая вязкость воды обусловлена тем, что водородные связи мешают молекулам воды двигаться с разными скоростями.

В ходе реакций нейтрализации

Восстановлением оксида меди водородом

Вода реагирует при комнатной температуре:

с активными металлами

с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз

Билет 20

Углерод –

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—500 °C, 600—700 °C и 850—1000 °C.

Степени окисления +4 (напр., CO₂), −4 (напр., CH₄), редко +2 (СО, карбонилы металлов), +3 (C₂N₂).

Сера –

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.

Билет 10

Электролиты – в-ва водные р-ры или расплавы которых проводят эл.ток

Относятся:1.соли 2.Кислоты 3.Основания

Оксиды в водных р-рах не являются электролитами, а также газы

Электролит диссоциация – расклад электролита на ионы. (+ - катион;- - анион)

Степень диссоц альфа - величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации вгомогенных системах.

Кислота – на катион водорода и анион кислотного остатка.

Основание – катион металла и анион ОН.

Соли – катион металла и анион кислотного остатка.

Билет 11

Слабые электрол отображается слабым если альфа<30/40%

Любой слаб электр распадается на ионы обратимо

В основном относятся слабые кислоты и Nh4Oh

Закон Осфольда:

K=Cн*альфа^2/1-альфа

Альфа0 => 1-альфа=1(прб) =>k=(прб) Сн*альфа^2=>альфа =(прб)sqrt(k/Cн)

Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Билет 18

Электролиз – это окислительно — восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Электролиз – дословно: «лизис» – разложение, «электро» – электрическим током.

Электролиз  растворов отличается от  электролиза  расплавов  тем, что процессы протекают сложнее  из-за непосредственного участия воды.

Сущность электролиза состоит в том, что за счёт электрической энергии осуществляется химическая реакция, которая не может протекать самопроизвольно.

Первый закон электролиза Фарадея: масса вещества, осаждённого на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного на этот электрод. Под количеством электричества имеется в виду электрический заряд, измеряемый, как правило, в кулонах.

Второй закон электролиза Фарадея: для данного количества электричества (электрического заряда) масса химического элемента, осаждённого на электроде, прямо пропорциональна эквивалентной массе элемента. Эквивалентной массой вещества является его молярная масса, делённая на целое число, зависящее от химической реакции, в которой участвует вещество.

РАЗЛИЧИЕ.В процессе электролиза раствора на катоде может восстанавливаться либо металл, либо вода, а на аноде — либо анион, либо вода. В процессе электролиза расплава на катоде всегда восстанавливается металл, а на аноде анион.

Билет 12

Сильные электрол – элк ты которые распадаются на ионы в воде

Альфа >30/40%

AXA^+ + X^-

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

A=f*Cн

0<f<1 => a<Cн

F зависит от:

1.Состоян

2.заряда

3.Природы иона

Пример: вычислить ионную силу р-ра содерж 0,01 моль/л HgSO4 и 0,01 моль/л HgCl2

I=0.5(значек суммы)n-вверх i=1 С:*Z:^2=0.5(0.01*4 =0.07

F,a – принадлежат лишь сильным электролитам

Билет 13

pH - отрицательный десятичный логарифм равновесной концентрации ионов водорода Н+ Для сильных кислот и оснований:  рН = - lg [H+] Для слабых кислот:  рН = 1/2 (pKa + pCa) pKa = - lg Ka, Ka - константа кислотности - константа диссоциации слабой кислоты (значения в справочниках) pCa = - lg Cа, Са - молярная концентрация кислоты Для слабых оснований:  рН = 1/2 (pKb + pCb) pKb = - lg Kb, Kb - константа основности - константа диссоциации слабого основания (значения в справочниках) pCa = - lg Cb, Сb - молярная концентрация основания.

Всё очень просто: если pH от 0 до 3, то среда сильнокислотная, если от 3 до 6 - то слабокислая, если от 8 до 10 - слабощелочная, 11-14 - сильнощелочная.

K=[H^+]*[OH]^-/[H2O]

[H^+]=[OH]^- - нейтральная среда

[H^+]>[OH]^- - кислые

[H^+]<[OH]^- - щелочные

Билет 14

Гидролиз –где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений.

Кислоты:

Сильные(HCl.HBr.H2SO4.HNO3.HI)

Слабые(H2S/H2SO3.H3PO4)

Основания:

Сильные(все р-ры в воде кроме NH4OH.NaOH.BaOH.CaOH2)

Слабые(любые не раств в воде NH4OH-щел)

1.соль образована сильным основанием и сильной кислотой

Примеры:BaCl2. NaCl. KNo3

NaCl+H2Ox

NaCl+HClNaCl+H2O

2.Соль образована сильным основание и слабой кислотой.

Примеры:Na2CO3.KCN.K2SiO3

В этом случае:

1.образуется такие же соли

2.Гидролизу подверг только анион из соли, катион не учавствует.

3.PH раствора соли, PH>7

Na2CO3+H2O<=>NaHCO3+NaOH

CO3+H2OHCO3+OH

Если образуются слабы электролиты то они на ионы не распадаются.

3.Соль образована слабым основание и сильной кислотой

Примеры:Cu(NO3)2.Al2(SO4)3

В этом случае:

1.В результате образуется гидроксогру

2.Гидролизу подтвер только катион

3.PH<7

AlCl3+H20<=>AlOHCl2+Hcl

Al+H2O<=>AlOH+H

4.Соль образов слабым основанием и сильной кислот

В этом случае гидролизу подвергается и катионы и анионы

Ph=(прб)7

CH3COOH4+H2O<=>CH3COOH+NH4OH

a)CH3COO+H2o<=>CH3COOH+OH

б)NH8+H20<=>NH4OH+H.