- •Вопрос №1.
- •Вопрос №2.
- •Вопрос №3.
- •Вопрос №4.
- •Вопрос №5.
- •Вопрос №6.
- •Вопрос №7.
- •Вопрос №9.
- •Вопрос № 11.
- •Вопрос 12.
- •Вопрос 13.
- •Вопрос 14.
- •Вопрос 15.
- •Вопрос 16.
- •Вопрос 17.
- •Вопрос 18, 19.
- •Вопрос 20.
- •Вопрос 21.
- •Вопрос 22.
- •Вопрос 24. Характеристики химической связи: длина, энергия, валентный угол. Длина и энергия одинарных и кратных связей. Краткое определение типов химических связей.
- •Вопрос 25. Квантово-механическое объяснение образования молекулы водорода из атомов.
- •Вопрос 28. Возможные значения ковалентности для атомов элементов главных подгрупп в нормальном и возбужденном состояниях. Строение молекулы hno3 по методу вс.
- •Вопрос 31. Возможные значения ковалентности атомов p-элементов 7 группы в нормальном и возбужденном состоянии. Строение молекул ClF3 и jf5. Может ли атом фтора проявлять ковалентность больше единицы?
- •Вопрос 32. Метод вс. Гибридизация волновых функций: sp-, sp2-, sp3-гибридизаций. Гибридизация с участием d-орбиталей (sp3d2). Необходимые условия для гибридизации.
- •45 Вопрос
- •46 Вопрос
- •47 Вопрос
- •49 Вопрос
- •Вопрос 76.Теории кислот и оснований. Теория Аррениуса.
- •Теория Льюиса (Электронная Теория Кислот-Оснований)
- •Сопоставление теорий кислот и оснований
- •Сила кислот и оснований По Аррениусу:
- •1). От чего зависит сила кислот и оснований по теории Аррениуса?
- •2). От чего зависит способность кислоты отщеплять протоны, а основания гидроксил-анионы в полярных растворителях (например, воде)?
Вопрос №1.
Стехиометрические законы.
Стехиометрия - раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. На основании стехиометрических законов проводят расчеты количества веществ, вступающих в химическую реакцию и образующихся в результате ее протекания, устанавливаются химические формулы на основе данных химического анализа. В химии используются следующие стехиометрические законы: закон сохранения массы, закон постоянства состава вещества, закон эквивалентов, закон кратных отношений.
Закон сохранения массы.
Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. ∆Е = ∆mс2
Закон постоянства состава.
Всякое химически чистое соединение независимо от способа его получения имеет вполне определенный состав.
Закон кратных отношений.
Если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то на одну и ту же массу одного из них приходятся такие массы другого, которые относятся между собой как простые целые числа.
Закон эквивалентов.
Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Под эквивалентом понимают то весовое количество вещества, которое взаимодействует с одной весовой частью водорода или замещают ее или то количество вещества, которое взаимодействует с 8 весовыми частями кислорода. m1/m2= Э1/ Э2
Закон Авогадро.
в равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.
Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем. В частности, при нормальных условиях, т.е. при 00 С (273 К) и 101,3 кПа, объем 1 моля газа, равен 22.4 л. Этот объем называют молярным объемом газа. Закон Авогадро используется в расчетах для газообразных веществ. При пересчете объема газа от нормальных условий к любым иным применяют объединенный газовый закон Бойля-Мариотта и Гей-Люссака: (P*V)/T=P0*V0/T0(где P0,V0,T0 - давление, объем газа и температура при нормальных условиях).
Если известна масса (m) или количество (v) газа и требуется вычислить его объем, или наоборот, используют уравнение Менделеева-Клапейрона: PV=vRT, где v = m/М - отношение массы вещества к его молярной массе, R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль·К).
Из закона Авогадро вытекает еще одно важное следствие: отношение масс одинаковых объемов двух газов есть величина постоянная для данных газов. Эта постоянная величина называется относительной плотностью газа и обозначается D. Так как молярные объемы всех газов одинаковы (1-e следствие закона Авогадро), то отношение молярных масс любой пары газов также равна этой постоянной: D=M1/M2 (где М1 и М2 - молярные массы двух газообразных веществ). Величина D определяется экспериментально как отношение масс одинаковых объемов исследуемого газа (М1) и эталонного газа с известной молекулярной массой (М2). По величинам D и М2 можно найти молярную массу исследуемого газа: M1=D*M2.
Закон Гей-Люссака.
Закон объёмных отношений гласит, что объёмы газов, вступающих в химическую реакцию, находятся в простых отношениях друг к другу и к объёмам газообразных продуктов реакции. Другими словами, отношение объёмов, в которых газы участвуют в реакции, соответствует отношению небольших целых чисел. Измеряя при одинаковых условиях объёмы водорода, хлора и хлористого водорода, Гей-Люссак нашёл, что один объём водорода и один объём хлора. соединяясь, дают два объёма хлористого водорода. т. е. отношение объёмов равно1:1:2. Этот закон сыграл важную роль в создании атомно-молекулярной теории. Он послужил толчком для открытия Авогадро закона, с помощью которого Авогадро впервые сделал правильный вывод о составе молекул простых газов (H2, Cl2, N2) и строго разграничил понятия атома и молекулы.
Атомно-молекулярное учение.
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Различными элементам соответствуют различные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют силы притяжения и отталкивания.
Уравнение Клапейрона-Менделеева.
Газы нередко бывают реагентами и продуктами в химических реакциях. Не всегда удается заставить их реагировать между собой при нормальных условиях. Поэтому нужно научиться определять число молей газов в условиях, отличных от нормальных. Для этого используют уравнение состояния идеального газа: РV = nRT
(где n - число молей газа; Р - давление газа (например, в а.т.м); V - объем газа (в литрах); т - температура газа в кельвинах; R - газовая постоянная (0,0821 л* а.т.м/моль* К)). Давление дается в мм ртутного столба – перевести его в атмосферы, исходя из соотношения: 1 атм = 760 мм рт. ст. Давление, заданное в паскалях (Па) – перевести в атмосферы, исходя из того, что 101325 Па = 1 атм.