Лекции по анатомиии / Схемы по ССС / Схемы по ССС - новые / Ответы на билеты

Билет №1

1. Периодический закон Д.И. Менделеева:

«Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов».

Теория строения атома.

Атом – нейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Атом – наименьшая частица элемента, обладающая всеми химическими свойствами элемента.

Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра и одинаковыми химическими свойствами.

• Вся масса атома сосредоточена в ядре

• Размер атома и ядра минимальный

• Элементы вращаются по орбиталям, как планеты вокруг солнца.

2. Характеристика ядра атома.

1. Положительный заряд ядра определяется числом протонов в нем и равен порядковому номеру элемента в периодической системе. Протон – частица, имеющая массу, приблизительно равную одной углеродной единице, и имеет заряд +1 (р¹₊₁);

2. Число протонов и порядковый номер элемента обозначается буквой Z. Нейтрон – частица, не имеющая заряда, её масса равна 1.

3. Электроны движутся по всему объёму атома, создавая электронное облако с плотностью отрицательного заряда. Число электронов в атоме равно числу порядкового номера элемента. Электрон имеет заряд -1, а его масса составляет 1 часть от массы протона или нейтрона.

4. Чем больше заряд атома, тем больше его относительная атомная масса.

Ar – безразмерная величина равная отношению массы атома к 1/12 массы атома углерода.

1/12 массы атома С = 1,993 10^-26

5. Заряд ядра атома определяется числом протонов в ядре, а масса ядра атома равна сумме масс протонов и нейтронов.

6. Зная атомную массу элемента, а также заряд ядра его атома, соответствующий порядковому номеру элемента, можно подсчитать число нейтронов в ядре.

N = Ar – Z; Z= Ar – N; Ar= N + Z, где

N – число нейтронов; Ar – относительная атомная масса; Z – порядковый номер элемента.

3. Рассчитать число нейтронов в ядрах атомов P, Ag, Al, As.

1. P¹⁵₃₁; p=15; Ar=31; 31 – 15=16.

2. Ag⁴⁷₁₀₈; p=47; Ar=108; 108 – 47=61.

3. Al¹³₂₇; p=13; Ar=27; 27 – 13=14.

4. As³³₇₅; p=33; Ar=75; 75 – 33=42.

Билет №2

1. После открытия изотопии стали понятными некоторые «нарушения» последовательного возрастания относительных атомных масс элементов в периодической системе. Например, уменьшение атомной массы от аргона (порядковый номер 18) к калию (порядковый номер 19) объясняется наличием у калия значительной доли лёгких изотопов, а у аргона – тяжёлых. Поэтому при подсчёте средних массовых чисел получается, что у калия эта величина меньше, чем у аргона. То же самое можно сказать о последовательности кобальт – никель, а также теллур – йод.

2. Приведенные в таблице Д.И Менделеева величины относительных атомных масс элементов имеют дробные значения. Это объясняется тем, что каждый элемент встречается в природе в виде разных изотопов. При подсчётах учитывается содержание того или иного изотопа в земной коре и рассчитывается средняя величина атомных масс всех изотопов.

3. Строение электронных орбиталей.

Совокупность точек в пространстве около ядра, где пребывание электронов наиболее вероятно, называют электронной орбиталью. Спин – вращение электрона вокруг своей оси.

Если два электрона имеют одинаковые направления спинового вращения, то это электроны с параллельными спинами.

Если у двух электронов противоположные направления спинового вращения, то это электроны с параллельными спинами.

Билет №3

1. Характеристика электронных орбиталей.

Расположение орбитали относительно ядра, её форма и размеры определяются запасом энергии, которым обладает находящийся на ней электрон.

Стационарная (устойчивая) орбиталь – это орбиталь, имеющая строго определенные размеры.

Двигаясь по такой орбите электрон не выделяет и не поглощает энергию. А полностью сохраняет ее запас.

Если электроны имеют орбитали разной формы, но с близким по величине запасом энергии, то говорят, что такие электроны на одном энергетическом уровне.

Внутри энергетического уровня в зависимости от формы орбиталей, различают подуровни.

Если электрону сообщить дополнительно энергию извне, то он переходит в возбужденное состояние, преодолевает силу притяжения ядра и совершает скачок на более удаленный от ядра (более высокий) энергетический уровень, соответствующий большему запасу энергии. Возвращение электрона с более высокого уровня на более низкий сопровождается излучением ранее поглощенной энергии. Чем дальше от ядра, тем большим запасом энергии обладает электрон, тем слабее удерживается он ядром. Наиболее подвижны электроны внешнего энергетического уровня. Особенно легко с внешнего уровня отрываются электроны, если их немного – 1,2,3 (например в атомах металлов). Чем ближе к ядру, тем меньше запас энергии электрона, тем прочнее удерживается он около ядра.

Энергетических уровней известно семь, они имеют буквенные и цифровые обозначения. Счет их ведется от ядра.

1 уровень (ближайший к ядру) – K

2 уровень – L

3 уровень – M

4 уровень – N

5 уровень – О

6 уровень – P

7 уровень – Q

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле:

N = 2n²

На внешнем энергетическом уровне, каким бы по счету он ни был, может располагаться не более 8 электронов (октет). Такой уровень является завершенным. Исключение – первый уровень. Он становится завершенным, если на нем 2 электрона.

Число энергетических уровней в атоме элемента равно номеру периода в периодической системе.

Электроны заполняют энергетические уровни и подуровни в соответствии с правилами:

1. Принцип минимальной энергии: «электроны занимают положение на уровне и подуровне с минимальным запасом энергии».

2. Принцип Паули: «в энергетической ячейке не может быть более двух электронов».

3. Правило Гунда: «орбитали подуровня заполняются электронами так, чтобы суммарный спин был максимальный».

Валентные электроны – принимают участие в образовании химической связи. Это наиболее удаленные от ядра электроны, наиболее подвижные. Для элементов главных подгрупп это электроны последнего уровня, а для элементов побочных подгрупп – последнего и предпоследнего уровня.

Количество валентных электронов у атомов определяется номером группы, в которой находится элемент.

2. В начале периода располагаются элементы, имеющие больший радиус атома и малое число электронов во внешнем энергетическом уровне.

Металлы сравнительно легко отдают электроны, но не могут принимать их дополнительно для достройки внешнего уровня. В этом случае говорят, что атомы металлов обладают слабой электроотрицательностью.

Электроотрицательность – это свойство атома элемента притягивать и удерживать около себя электроны. Чем выше электроотрицательность, тем ярче выражены у него неметаллические свойства.

По мере возрастания зарядов ядер атомов внутри периода число электронов во внешнем уровне и притяжение их ядрами увеличивается, происходит сжатие электронных оболочек. Радиус атома уменьшается и одновременно уменьшается легкость отдачи электрона с этого уровня, т.е. возрастают э.о. и неметалличность свойств.

Неметалличность – способность атомов присоединять электроны. В периоде слева на право неметалличность возрастает. В главной подгруппе ослабевает с увеличением радиуса атома.

Таким образом, свойства элементов определяются в основном структурой энергетических подуровней внешнего энергетического уровня.

Периодическая повторяемость свойств обусловливается периодической повторяемостью структур внешнего энергетического уровня.

Металличность – это способность атомов отдавать электроны. В периоде слева направо металличность ослабевает. В главных подгруппах сверху вниз металличность увеличивается, т.к. увеличивается радиус атома. Связь внешних электронов с ядром уменьшается, способность возрастать электроны возрастает.

Число электронов, расположенных на внешнем уровне атомов элементов главных подгрупп, всегда совпадает с номером группы.

3. С 1s²2s²2p²; N 1s²2s²2p³; O 1s²2s²2p⁴; F 1s²2s²2p⁵; Ne 1s²2s²2p⁶.

Билет №4

1. Химическая связь – это силы, которые соединяют атомы в молекулах.

2. Ковалентная химическая связь.

Ковалентная связь существует в молекулах простых веществ и в молекулах сложных веществ, которые образованы атомами различных неметаллов. При образовании ковалентной связи возникает общая электронная пара между взаимодействующими атомами.

1. Ковалентная связь – это связь атомов с помощью общих электронных пар.

2. Ковалентная связь – это химическая связь, образованная за счет обобществления электронов связываемых пар.

Область перекрывания электронных облаков – это область высокой плотности отрицательного заряда, который притягивает положительно заряженные ядра атомов.

Ковалентная связь, образованная при помощи пары s-электронов, встречается только у Н. В других молекулах она обычно образована либо 2p-электронами, либо 1-s и 1p электронами.

1. Ковалентная неполярная связь.

Ковалентная неполярная связь – это связь между атомами с одинаковыми э.о. При образовании неполярной связи область перекрывания электронных облаков находится на одинаковом расстоянии от ядер обоих атомов. Неполярными являются связи в молекулах простых веществ.

Заполнение м.о. происходит с соблюдением принципа Паули.

Значительно чаще неполярная связь возникает между разноименными атомами.

2. Ковалентная полярная связь.

Ковалентная полярная связь – это связь между атомами с различной э.о. При образовании полярной связи область перекрывания электронных облаков смещается в сторону атома с большей э.о.

В результате частичного смещения электронных облаков при образовании полярных связей на атоме с большей э.о. появляется отрицательный заряд, а на атоме с большей э.о. – положительный.

Полярные молекулы являются диполями.

3. С возрастанием порядкового номера увеличиваются заряд ядра и число электронов на внешнем энергетическом уровне. В связи с этим происходит уплотнение, «сжатие» электронных оболочек, уменьшается радиус атома, усиливается электроотрицательность. Все это ведет к усилению неметаллических свойств. При заполнении внешнего энергетического уровня до «октета» образуется структура атомов инертных элементов.

Билет №5

1. Ионная связь.

Ионная связь – это связь, возникающая в результате электростатического притяжения катионов и анионов.

Образование связи происходит при взаимодействии типичных металлов и атомами типичных неметаллов. В результате этих процессов атомы металлов превращаются в положительные ионы (катионы), а атомы металлов – в отрицательные ионы (анионы).

В результате электростатического притяжения между положительным катионом и отрицательным анионом образуется молекула.

2. Периодическая повторяемость свойств объясняется периодической повторяемостью электронных конфигураций внешнего и предвнешнего уровней.

3. Инертные элементы имеют завершенный «октет» электронов на внешнем уровне.

Билет №6

1. Водородная связь – это связь между положительно заряженным атомом Н одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы.

Может образовываться, когда атом Н связан с электроотрицательным атомом, который смещает на себя электронное облако. Создавая тем самым положительный заряд на атоме водорода.

2. Ион – это всегда заряженная частица, атом – частица нейтральная. Кальций – это металл, его атом легко отдает 2 электрона с внешнего уровня, следовательно, ион кальция будет иметь заряд +2. Атом серы имеет 6-электронный внешний уровень и может легко принять на него 2 электрона, следовательно, образует отрицательный ион с зарядом -2.

3. У лития больше радиус атома, уем у углерода, а на внешнем уровне только 1 электрон, поэтому ярче выражены металлические свойства.

Билет №7

1. Металлическая связь – это связь между положительными ионами в кристаллах металла, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно вращающихся по кристаллу.

При образовании металлической связи в обобществлении электронов участвуют все атомы. Именно поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупкие, а с металлической, как правило, пластичны, электропроводны и имеют кристаллический блеск.

2. Ионная кристаллическая решетка.

У NaCl кристаллическая решетка образована ионами Na и Cl, поэтому она называется ионной. В ее узлах поочередно располагаются ионы Na и Cl. Они связаны друг с другом силами электростатического притяжения. Таким образом, в твердом агрегатном состоянии (в кристаллах) мы находим только ионы Na и Cl. Лишь в газообразном состоянии (в парах) NaCl существует в виде молекул.

Ионными называют кристаллические решетки, в узлах которых находятся ионы.

Их образуют вещества с ионной связью, которой могут быть связаны как простые ионы Na, Cl, так и сложные So₄, OH.

Ионные кристаллические решетки имеют соли, основания (щелочи), некоторые оксиды.

Связи между ионами в кристалле в форме куба и очень прочны. Поэтому вещества с ионной решеткой обладают сравнительно высокой твердостью и прочностью, они тугоплавки и не летучи.

Атомная кристаллическая решетка.

Атомными называют решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы.

В таких решетках атомы соединены между собой очень прочными ковалентными связями.

Вещества: кристаллические бор, кремний и германий, а также сложные вещества (кремнезем, кварц, песок, горный хрусталь, в состав которых входит оксид кремния (IV) SiO₂.

3. Вода имеет молекулярную кристаллическую решетку, которая разрушается гораздо легче, чем атомная решетка углерода.

Билет №8

1. Ионы, атомы, молекулы.

2. Молекулярная кристаллическая решетка.

Молекулярными называют кристаллические решетки, в узлах которых располагаются молекулы.

Химические связи в этих молекулах могут быть ковалентными полярными и ковалентными неполярными.

Несмотря на то, что атомы внутри молекул связаны очень прочными ковалентными связями, между самими молекулами действуют слабые силы межмолекулярного притяжения. Поэтому вещества с молекулярными кристаллическими решетками имеют малую твердость, низкие температуры плавления, летучесть.

Вещества: лёд, твердый оксид углерода (IV) – «сухой лёд», твердые сероводород и хлороводород, твердые простые вещества, образованные одноатомными (гелий , неон, аргон), двухатомными молекулами (O₂, H₂, Cl₂, N₂, I₂), трехатомными молекулами (O₃), четырехатомными (белый фосфор P₄), восьмиатомными (сера S₈) молекулами.

Большинство твердых органических соединений имеют молекулярные кристаллические решетки (нафталин, глюкоза, сахар).

3. Веществам с молекулярными кристаллическими решетками свойственны низкие температуры плавления.

Билет №9

1. Металлическая кристаллическая решетка.

В узлах таких решеток находятся атомы и ионы (то атомы, то ионы, в которые легко превращаются атомы металла, отдавая свои внешние электроны в общее пользование.

Такое внутреннее строение металлов определяет их характерные физические свойства: ковкость, пластичность, электро- и теплопроводность, металлический блеск.

2. Закон сохранения массы веществ (1748 г. М.В. Ломоносов):

«Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате этой реакции».

Закон постоянства состава (1803 г. Пруст):

«Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения всегда имеет постоянный количественный и качественный состав».

Закон Авогадро (1811 г. Авогадро):

«В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул».

Следствия из закона Авогадро:

1. 1 моль любого газа при нормальных условиях занимает объем равный 22,4 л.

2. В 22,4 л. Любого газа при нормальных условиях содержится 6,02 * 10²³ молекул.

3. Массы равных объемов двух газов, взятых при нормальных условиях относятся друг к другу как их молекулярные массы.

3. В подгруппах с увеличением зарядов ядер возрастают атомные радиусы, электроотрицательность уменьшается. Поэтому металлические свойства усиливаются, а неметаллические – усиливаются.

9