Шпаргалка по "Химии"

Билет № 1

1. Периодический  закон и периодическая система  химических элементов Д. И.  Менделеева. Закономерности изменения  свойств элементов малых периодов  и главных подгрупп в зависимости  от их порядкового (атомного) номера.

Периодическая система стала  одним из важнейших источников информации о химических элементах, образуемых ими простых веществах и соединениях.

Дмитрий Иванович Менделеев  создал Периодическую систему в  процессе работы над своим учебником  «Основы химии», добиваясь максимальной логичности в изложении материала. Закономерность изменения свойств  элементов, образующих систему, получила название Периодического закона.  
 
Согласно периодическому закону, сформулированному Менделеевым в 1869 году, свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от их атомных масс. То есть с увеличением относительной атомной массы, свойства элементов периодически повторяются.*  
 
Сравните: периодичность смены времен года с течением времени.  
 
Данная закономерность иногда нарушается, например, аргон (инертный газ) превышает по массе следующий за ним калий (щелочной металл). Это противоречие было объяснено в 1914 году при изучении строения атома. Порядковый номер элемента в Периодической системе – это не просто очередность, он имеет физический смысл – равен заряду ядра атома. Поэтому

современная формулировка Периодического закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической  зависимости от заряда ядра атома.

Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке  возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся  инертным газом.

В периоде, с увеличением  заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует  бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце  фтор – галоген и неон – инертный газ.

(Третий период снова  начинается щелочным металлом  – это и есть периодичность) 

1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят  из 18 и более элементов. 

Составляя периодическую  систему, Менделеев объединил известные  на тот момент элементы, обладающие сходством, в вертикальные столбцы. Группы – это вертикальные столбцы  элементов, имеющих, как правило, валентность  в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы:

Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A).

(химические знаки элементов  главных подгрупп в периодической  системе располагаются под буквой  «А» или, в очень старых таблицах, где нет букв А и Б –  под элементом второго периода) 

Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы.

(под буквой «Б» или  «B») 

В главных подгруппах с  увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.

 

* точнее, веществ, образованных  элементами, но это часто опускают, говоря «свойства элементов» 

2. Опыт. Проведение  реакций, подтверждающих химические  свойства хлороводородной кислоты. 

Хлороводородная кислота:

1. Окрашивает растворы индикаторов лакмуса и метилового оранжевого в красный цвет, вследствие диссоциации в водном растворе: 
   HCl → H⁺ + Cl^-
2. Взаимодействует с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода, например, с цинком, с образованием соли и газообразного водорода: 
   Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
3. Взаимодействует с оснóвными оксидами с образованием соли и воды: 
   CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O 
   (при проведении реакции с оксидом меди (II), пробирку желательно слегка подогреть)
4. Взаимодействует с основаниями с образованием соли и воды: 
   NaOH + HCl = NaCl + H₂O
5. Вытесняет слабые кислоты из растворов их солей: 
   Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑
6. Качественная реакция на хлорид-ион – при сливании с раствором соли серебра, образуется белый творожистый осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кислоте: 
   AgNO₃ + HCl = HNO₃ + AgCl↓

 

 

 

 

Билет № 2

1. Простые и сложные  вещества: различие в их составе.  Основные классы неорганических  соединений: примеры соединений, различие  в их составе. 

Простые вещества состоят из одного химического элемента. К ним относятся металлы и неметаллы.

Сложные вещества состоят из двух или более химических элементов. Сложные вещества, или соединения, подразделяют на классы:

• оксиды
• кислоты
• основания
• соли

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на оснóвные, кислотные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).

Оснóвным оксидам  соответствуют основания. Это оксиды металлов, например натрия Na₂O, кальция CaO. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

Кислотным оксидам  соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов, например,  серы SO₂, фосфора P₂O₅,  или металлов в высшей степени окисления, например, оксид хрома (VI) CrO₃. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды

Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и  со щелочами. Примером могут служить  оксиды цинка и алюминия.

Несолеобразующие  оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относятся  некоторые оксиды неметаллов, например, оксид азота (II) NO.

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl,  сероводородная H₂S, или кислородсодержащими: азотная HNO₃, серная H₂SO₄.

В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят  на однооснóвные, например, азотная HNO₃, двухоснóвные – серная H₂SO₄, трехснóвные – ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H₃PO₄.

С точки зрения теории электролитической диссоциации  кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов  водорода:

HCl → H⁺ + Cl^-

Основания – это сложные вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Основания могут быть растворимыми в воде – щелочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)₂, или нерастворимыми, как гидроксид меди (II) Cu(OH)₂.

С точки зрения теории электролитической диссоциации  основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. оснóвные гидроксиды:

NaOH → Na⁺ + OH^-

С точки зрения протонной теории к основаниям относятся  вещества, способные присоединять ионы водорода, например аммиак:

NH₃ + HOH = NH₄⁺ + OH^-

Соли – это сложные вещества, в составе которых имеется металл (или сложный положительный ион) и кислотный остаток. Соли бывают:  
•   средние – в составе нет ионов водорода и гидроксогрупп, например, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na₂CO₃

•   кислые – содержат в своем составе ионы водорода, например, гидрокарбонат натрия NaHCO₃, дигидрофосфат натрия NaH₂PO₄ 
•   оснóвные – содержат в своем составе гидроксогруппы, например, основный карбонат меди (II) (CuOH)₂CO₃

2. Задача. Вычисление  массовой доли вещества, находящегося  в растворе.

Формулу для вычисления массовой доли в общем виде можно  записать так:

ω = масса компонента / масса целого,

где ω – массовая доля

Для растворенного  вещества формула расчета массовой доли будет иметь следующий вид:

ω = m _{растворенного вещества} / m _{раствора} ,

где ω – массовая доля,

m _{раствора} = m _{растворенного вещества} + m _{растворителя}

Пример:

Рассчитайте массовую долю растворенного вещества, если при  выпаривании 20 г раствора было получено 4 г соли.

Решение:

m _{растворенного вещества} = 4г

m _{раствора} = 20г

ω = 4г/20г = 0,2 = 20%  
Ответ: 0,2 или 20%.

Билет № 3

1. Строение атомов  химических элементов. Состав  атомного ядра. Строение электронных  оболочек атомов первых 20 химических  элементов периодической системы  Д. И. Менделеева 

Атом – наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен -1).

Атомное ядро состоит  из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц – нейтронов, не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:

Название частицы	Обозначение	Заряд	Масса
протон	p	+1	1
нейтрон	n	0	1
электрон	e–	-1	принимается равной 0

Число протонов равно  заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов  в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и  нейтронов) отнять заряд ядра (число  протонов).

Например, в атоме  натрия ²³Na  число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 – 11 = 12

Число нейтронов  в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы  называют изотопами.

Электронная оболочка атома также имеет сложное  строение. Электроны располагаются  на энергетических уровнях (электронных  слоях).

Номер уровня характеризует  энергию электрона. Связано это  с тем, что элементарные частицы  могут передавать и принимать  энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями – квáнтами. Чем выше уровень, тем большей  энергией обладает электрон. Поскольку  чем ниже энергия системы, тем  она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего  большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня  внизу на равнине, когда его энергия  значительно ниже), вначале заполняются  уровни с низкой энергией электрона  и только затем – высокие.

Максимальное число  электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле: N = 2n², где N – максимальное число электронов на уровне, 
n – номер уровня.

Тогда для первого  уровня N = 2 · 1² = 2,

для второго N = 2 · 2² = 8 и т.д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов  главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных  периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в  клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх, что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием :  
1  
8  
2

следует читать так:

на 1-м уровне – 2 электрона,

на 2-м уровне – 8 электронов,

на 3-м уровне – 1 электрон  
Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить  в виде схемы:

₁₁Na ) ) )  
             2  8  1

Если в периодической  таблице не указано распределение  электронов по уровням, можно руководствоваться:

• максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e^–,  
  на 2-м – 8 e^–,  
  на внешнем уровне – 8 e^–;
• числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

1. Общее число электронов равно 11, следовательно,  первый уровень заполнен и содержит 2 e^–;
2. Третий, наружный уровень содержит 1 e^– (I группа)
3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 - (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

 

* Ряд авторов  для более четкого разграничения  свободного атома и атома в  составе соединения предлагают  использовать термин «атом» только  для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех  атомов, в том числе и в составе  соединений, предлагают термин «атомные  частицы». Время покажет, как сложится  судьба этих терминов. С нашей  точки зрения, атом по определению  является частицей, следовательно,  выражение «атомные частицы»  можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

2. Задача. Вычисление  количества вещества одного из  продуктов реакции, если известна  масса исходного вещества.

Пример:

Какое количество вещества водорода выделится при взаимодействии цинка  
с соляной кислотой массой  146 г?

Решение:

1. Записываем уравнение реакции: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
2. Находим молярную массу соляной кислоты: M (HCl) = 1 + 35,5 = 36,5 (г/моль) 
   (молярную массу каждого элемента, численно равную относительной атомной массе, смотрим в периодической таблице  под знаком элемента и округляем до целых, кроме хлора, который берется 35,5)
3. Находим количество вещества соляной кислоты: n (HCl) = m/M = 146 г / 36,5 г/моль = 4 моль
4. Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением – число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом): 
           4 моль           x моль 
   Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑ 
          2 моль            1 моль
5. Составляем пропорцию: 
   4 моль – x моль 
   2 моль – 1 моль 
   (или с пояснением: 
   из 4 моль соляной кислоты получится x моль водорода, 
   а из 2 моль – 1 моль)
6. Находим x:  
   x = 4 моль • 1 моль / 2 моль = 2 моль