4. Атомно-молекулярное учение. Сущность хим. Реакций в свете аму. Признаки и условия протекания хим. Реакций. Уравнения хим. Реакций.

1.Атомно-молекулярное учение.

Молекула – наименьшая частица в-ва, обладающая его свойствами. Хим. Св-ва в-ва определяются её составом и хим. Строением.

Атом – наименьшая частица элемента, входящих в состав молекулы простых и сложных в-в. Св-ва атома определяется его строением и определяют Св-ва хим. Элемента.

1) Существуют в-ва с молекулярным и немолекулярным строением. Согласно современным представлениям из молекулы состоят в-ва газообразном и парообразном состояниях. В твердом состоянии состоят в-ва, кристаллическая решетка которых имеет молекулярную структуру.

2 )Между молекулами есть промежутки, которые зависят от агрегатного состояния в-ва и t⁰. Наибольшее расстояния между молекулами газов, меньше меду молекулами жидкости, самые маленькие между молекулами твердых в-в.

3)Молекулы находятся в непрерывном движении. Скорость движений зависит от t⁰. С t⁰ скорость молекул возрастает.

4) между молекулами существуют взаимные силы притяжения и отталкивания. В наибольшей степени эти силы выражены в твердых В-вах, в наименьшей в газах.

5)Молекулы состоят из атомов, которые, как и молекулы, находятся в непрерывном движении. Атомы одного вида отличаются массой и св-вами.

6) при физ. Явлениях молекулы сохраняются, при химических, как правило, разрушаются. Сущность хим. Реакций заключается в разрушении хим. Связей между атомами одних в-в и в перегруппировке между атомами других в-в.

2.Сущность хим. Реакций в свете АМУ.

• При протекании хим. Реакции происходит перегруппировка атомов элемента, входящих в состав исходных в-в.

• Связи между атомами в исходных в-вах разрываются, причем этот процесс требует затраты энергии.

• При образовании новых в-в, т.е. новых связей между атомами элементов, выделяется энергия.

• Суммарный энергетический эффект реакции определяется соотношением этих двух процессов.

3.Признаки и условия протекания хим. Реакций.

Признаки хим. Реакций:

1.Образование новых в-в

2.Поглащение или выделение энергии

1.Изменение цвета

2.Выделение газа

3. Образование осадка или растворение осадка

4.Выделение тепла и света.

Условия возникновения хим. Реакций:

1.Обеспечить соприкосновение в-в

2.Нагревание

3.Создание определённого давления

4.Уравнения хим. Реакций:

Закон сохранения массы в-ва

• Закон сохранения массы был открыт М.В.Ломоносовым в 1748г.

• Экспериментально было доказано им в 1756г. На примере обжига металлов в запаянных сосудах

• В 1789г. Закон сохранения массы был установлен Лавуазье, который показал, что при хим. Реакциях сохраняется не только общая масса в-в, но и масса каждого из элементов , входящих в состав взаимодействующих в-в.

• Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения хим. Реакций и проводить расчеты по ним.

Примеры:

1.Реакция соединения - хим. Реакции, в ходе которых из 2 и более простых или сложных в-в образуется 1 новое сложное в-во:

3Н₂О+В₂О₃=2Н₃ВО₃

Р₂О₅+3Н₂О=2Н₃РО₄

СаО+Н₂О=Са(ОН)₂

2.Реакция разложения – хим. Реакция, в результате которой из 1 сложного в-ва получается 2 и более простых из 2и сложных в-ва:

2 КСIО₃=2КСl+3О₂

HgO=2Hg+O₂

CaCO₃=CaO+CO₂

3.Реакция замещения – Хим. Реакция, взаимодействие простого и сложного в-ва с образованием нового простого и сложного в-ва:

2l+3CuCl=2AlCl₃+3Cu

CuO+H₂=Cu+H₂O

Mg+CuO=MgO+Cu

4.Реакция обмена – хим. Реакция, в результате которой из 2-х сложных в-в получается 2 новых сложных в-ва

N aOH+HCl=NaCl+H₂O

CuSO₄+BaCl₃=BaSo₄ +CuCl₂

№6 Химические реакции:

а) Экзотермические – реакции, происходящие с выделением теплоты (реакции горения)

б) Эндотермические – реакции, происходящие с поглощением теплоты (все реакции разложения)

Энергия активации – энергия, которая требуется для разрушения связей между атомами.

Тепловой эффект реакции – кол-во теплоты, которое выделиться в результате реакции.

Закон сохранения массы.

Закон сохранения массы был открыт Ломоносовым в 1748 году. Экспериментально доказан им в 1756 году на примере обжигания металлов в запаянных сосудах.

В 1789 году закон сохранения массы был установлен Лавуазье, который доказал, что при химических реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ.

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять химические уравнения и проводить расчеты по ним.

Закон сохранения энергии.

Энергия в результате химической реакции не исчезает бесследно и не появляется из неоткуда, возможен лишь переход из одного вида энергии в другой.

№7 Вещества в природе. Химическая технология – это отрасль химической наук, изучающая вещества и процессы их превращения в ходе крупномасштабного промышленного экономически выгодного производства.

Сырьё – это природные материалы, используемые в производстве промышленной продукции. Это основной элемент производства, от которого во многом зависит выбор технологии и аппаратуры, а так же качество готовой продукции.

Материалы – это вещества, прошедшие промышленную подготовку и служащие основой для производства полуфабрикатов, деталей и изделий.

Продукты – это вещества, полученные в конце технологического процесса.

Если что, вещество – это вид материи, имеющий определенный состав (природу составляющих его частиц и их число), строение (пространственное расположение частиц) и характерные, постоянные в данных условиях свойства.

Техносфера - область, которая содержит искусственные технические сооружения, которые изготавливаются и используются человеком.

Чистые вещества – это вещества, состав которых одинаков в каждой точке а физические свойства постоянны.

Смеси – это вещества, состоящие из 2 или более веществ. Они делятся на однородные (гомогенные) – это смеси, состав которых одинаков в каждой точке а физические свойства постоянны. И на неоднородные смеси (гетерогенные) – их состав неодинаков в каждой точке а компоненты видны невооруженным глазом или по небольшим увеличением.

Способы разделения смесей.

А) просеивание – это СП. Разд. Смесей, основанный на разном размере частиц компонентов.

Б) фильтрование – это СП. Разд. Смесей, состоящих из твердых и/или жидких компонентов, основанный на разном размере частиц компонентов.

В) отстаивание – это СП. Разд. Смесей, состоящих из твердых и/или жидхих компонентов или несмешивающихся жидкостей, основанный на различной плотности вещества.

Г) центрифугирование – это СП. Раз. Смесей, разделение которых невозможно ни фильтрованием ни отстаиванием, основанный на разной плотности компонентов и осуществляется с использованием центробежных сил.

Д) выпаривание – это способ разделения однородных смесей (растворов), основанный на разной температуре кипения компонентов, заключающийся в полном удалении растворителя, при этом второй компонент не должен претерпевать изменений.

Е) упаривание – это СП. Разд. Однородных смесей (растворов) твердого вещества и жидкого основанный на разной температуре кипения компонентов, заключающийся в полном удалении растворителя, при этом второй компонент не должен претерпевать изменений.

Ж) перекристаллизация – это способ очистки вещества, при котором вещество вначале расворяют в воде, а затем воду выпаривают и вещесво остается виде кристаллов.

З) дистилляций (перегонка) – это СП. Раз. Однородных смесей, основанный на разных температурах кипения компонентов, представляет собой испарение более лёгко кипящего компонента с конденсацией его паров.

И) вымораживание – это СП. Разд. Веществ, у которых различаются температуры плавления, осуществляется охлаждая раствор.

К) действие магнитом – это СП. Разд. Однородных и неоднородных смесей, компоненты которых различаются магнитными свойсвами.

Л) хроматография – это СП. Разд. Однородных смесей, основанный на разной скорости протекания адсорбции и десорбции компонентов смеси на каком либо носителе.

Адсорбция – это способность некоторых твердых веществ поглощать своей поверхностью газообразные или жидкие вещества.

М) экстрагирование – это СП. Разд однородных смесей основанный на различной растворимости веществ в разных растворителях.

№8 Растворы – это гомогенные смеси переменного состава, состоящие из 2 или более веществ.

Всякий раствор состоит из растворенного вещества и растворителя, т.е. среды, в которой это вещество равномерно распределено. Растворенное вещество существует в растворе виде молекул или других частиц (ионов).

Насыщенные растворы – это растворы, находящиеся в равновесии, с избытком растворенного вещества.

Ненасыщенные растворы- это растворы, содержащие меньше растворенного вещества, чем насыщенные.

Перенасыщенные растворы – это растворы, содержащие больше растворенного вещества, чем насыщенные.

Разбавленные растворы – содержат мало растворенного вещества.

Концентрированные растворы – содержат много растворенного вещества относительно насыщенного раствора.

Способы выражения концентрации – В % и долях от единицы! (0.5)

Значение – ну тут мы писали целое микросочинение!

Природа растворов – пусто!< Лева про это забыл *(

№9 Растворимость – это способность данного вещества растворятся в данном растворителе. По растворимости вещества бывают нерастворимыми, малорастворимыми, растворимыми. Чем выше температура, тем выше растворимость. «Люди, дальше смотрите в тетради там графики мы рисовали там легко все, просто нужно немного отличится от овоща и подумать. Ну если уж че пишите в личку.» < Это писал Лева, тчто материть его, а не меня :p

№10 Газообразное состояние. В газообразном состоянии у веществ маленькая плотность т.к. молекулы находятся далеко друг от друга. Газы занимают все пространство сосуда, в котором находятся.

Газовые законы.

Закон объёмных отношений (Гей-Люссак)

Объёмы вступающих в реакцию газов при одинаковых условиях (т.е. температуре и давлении) относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктах продуктов реакции как простые целые числа.

Закон Авогадро (1811г.)

В равных объёмах газов при одинаковых условиях содержится равное число молекул.

Следствия из закона Авогадро:

При одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объём.

При нормальных условиях (н.у.) (T=273K (t = 0 гр. C); р = 1 атм. = 760 мм РТ.ст. = 101350 Па), объём любого газа равен 22,4 л/моль!

Исходя из представления о равенстве молярных объёмов можно рассчитывать относительную плотность газов. Примечание: Авагадро (кто не помнит) - любимый химик Ольги Викторовны, тчто если вы тупанёте с законом будут дополнительные вопросы)

«Так ну на этом моя часть работы закончена. Кому что не понятно, есть предложения, претензии, вопросы, так же по опечаткам или просто личные пишите в личку или можете спросить на аске. По вопросам неправильным ответам пишите Ярику с просьбой исправить и/или дописать САМИМ.» <вообще неслабо, он лажанулся где-нибудь, а «пишите Ярику», но т.к. я сам все проверил и исправил ошибки то в принципе правильный совет

Билет 11. Воздух.

Состав воздуха: N₂ (Азот) = 78%

О₂ (Кислород) = 21%

Инертные газы = 1%

Инертные газы.

Ar (Аргон), Ne (неон), CO₂ (Углекислый газ), O₃ (Озон), H₂O_пар ,твердые примеси, SO₂ , NO₂ .

Азот – используется, как сырье, в производстве аммиака. N₂+3H₂=2NH₃

Кислород – Исп. Для горения, для плавки, в металлургии, в медицине.

Инертные газы – лампы накаливания, неоновые лампы.

Углекислый газ – фотосинтез. (Образование органических веществ из неорганических)

Озон – озоновый слой, ультрофиолетовое излучение.

Горе́ние — сложный физико-химический процесс превращения компонентов горючей смеси в продукты сгорания с выделением теплового излучения, света и энергии. Описать природу горения можно как бурно идущее окисление.

Примеры:

C+O₂=CO₂ 2Ca+O₂=2CaO

S+O₂=SO₂ CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

4P+5O₂=2P₂O₅ C₂H₅OH+3O₂=2CO₂=3H₂O

Думаю пожар потушить сможете) 1) Закрыть доступ кислорода. Накинуть плед, ковер или просто ткань на огонь. Проверять приборы. Тушить огнетушителем, так как в огнетушителе содержится углекислый газ, который не поддерживает горение) Импровизируйте. Все в ваших руках.

Билет 12. Кислород.

Кислоро́д — элемент 16-й группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл. При нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂). Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Получение.

В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO₄:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑;

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑.

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑.

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II)

2HgO → 2Hg + O₂↑.

Физические свойства.

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде.

Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.

Твёрдый кислород (температура плавления −218,79 °C) — синие кристаллы.

Химические свойства.

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре: 4Li+O₂=2Li₂O .

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления: 2NO+O₂=2NO₂ .

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na+O₂=Na₂O₂ 2BaO+O₂=2BaO₂

Применение: широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, В металлургии: способ производства стали. В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединен

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезахия. В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных коктейлей

14.Оксиды: классификация, физические и химические свойства, способы получения.

Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых О.

Название оксидов состоит из двух слов, первое слово - оксид, второе – элемент, который его образует, если его В переменна, то В должна быть указана.

Оксиды:

1. Несолеобразующие (не соответствуют ни кислотам, ни основаниям)

• СО

• N₂O

• NO

• SiO

• SO

2. Кислотные (оксиды типичных не металлов, а также металлов побочных подгрупп в высшей валентности, которым соответствует какая-либо кислота, одинаковая валентность оксида и вещества)

• HNO₃

• N ₂O₅

• NO₂ HNO₂(азотистая кислота-нитрит)

• N₂O₃

• SO₂-H₂SO₃

• CO₂-H₂CO₃

• SO₃-H₂SO₄

• SIO₂-H₂SIO₃

• P₂O₅-H₃PO₄

• MnO₃-H₂MnO₄(марганцовистая)

• Mn₂O₇-HMnO₄

VI

• CrO₃-H₂CrO₄ (хромовая)

H₂Cr₂O₇ (дихромат)

3. Амфотерные (оксиды переходных элементов, а также оксиды металлов побочных подгрупп в промежуточной В, гидроксиды, которые им соответствуют и обладают и кислотными, и основными свойствами)

• Al₂O₃

• BeO

• ZnO

IV

• MnO₂

• Fe₂O₃

4. Основные (оксиды типичных металлов I и II групп, главных подгрупп, а также оксиды металлов других групп и подгрупп в низших В, основным оксидам соответствуют основания)

• N₂O

• CaO

• BaO

II

• MnO

II

• FeO

• CrO

• PbO

Физические свойства:

Основные оксиды, амфотерные оксиды при комнатной температуре представляют собой твердые вещества, они как правило тугоплавкие, чаще всего имеют окраску, причем окраска оксидов одного элемента в разных В состояниях может отличаться: Cu₂O (кирпичного цвета), CuO (черного); Сr₂O₃ (зелёный), CrO₃ (красный)

Кислотные оксиды при комнатной температуре и атмосферном давлении могут быть твердыми: SiO₂, P₂O₅, N₂O₃, Cl₂O₇, Mn₂O₇, SO₂, CO₂.

Наиболее типичные кислотные оксиды имеют молекулярное строение, характеризуются низкими температурами плавления и кипения, большинство из них хорошо растворяется в воде, образуя кислоты.

Химические свойства:

1. Оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды взаимодействуют с водой:

• Na₂O+H₂O=2NaOH

• Tl₂O+H₂O=TlOH

• P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

• B₂O₃+3H₂O=2H₃BO₃

2. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами.

• FeO+H₂SO₄=FeSO₄+H₂O

• Fe₂O₃+3H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+3H₂O

• Al₂O₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O

• 3ZnO+2H₃PO₄=Zn₃(PO4)₂+3H₂O

3. Кислотные и амфотерные оксиды со щелочами

• CO₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+H₂O

• SO₂+2NaOH=Na₂SO₃+H₂O

• SO₃+2NaOH=Na₂SO₄+H₂O

• Al₂O₃+2NaOH=2NaAlO₂+H₂O

• ZnO+2NaOH=Na₂ZnO₂+H₂O

• Al₂O₃+6NaOH+3H₂O=2Na₃[Al(OH)₆]

• ZnO+2NaOH+2H₂O=Na₂[Zn(OH)₄]

4. Основные , амфотерные реагируют с кислотными оксидами

• CaO+CO₂=CaCO₃

• 3Na₂O+P₂O₅=2Na₃PO₄

• Al₂O₃+3SO₃=Al₂(SO₄)₃

• ZnO+SO₂=ZnSO₃

5. Разложение некоторых оксидов

• 2HgO=2Hg+O₂

6. Металлотермия

• Al+Fe₃O₄=Al₂O₃+Fe

Получение оксидов

Пролучение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды. Например, если раскалённое железный прутик, да и не толко железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, сивнец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO: 2Fe+O₂=2FeO Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами, Например: Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка 2Zn+O₂=2ZnO Горение укгля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа 2C+O₂=2CO - образование угарного газа. C+O₂=CO₂ - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом уганый газ окисляется, превращаясь в углекислый газ. Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения. Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов: Fe(OH)₂=FeO+H₂O 2Al(OH)₃=Al₂O₃+3H₂O, а также при разложении отдельных кислот: H₂CO₃=H₂O+CO₂ - разложение угольной кислоты H₂SO₃=H₂O+SO₂ - разложение сернистой кислоты Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании, например: CaCO₃=CaO+CO₂ - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашеннуя известь) и углекислый газ. Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂ - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO₂ (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета). Ещё одним способом, которым можно осуществить получение оксилов - это окислительно-восстановительные реакции, например Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O  S + H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ + 2H₂O