Аттестационная работа по химии

1.Химия – часть естествознания. Физические Химические процессы.

Химия – часть естествознания.

Химия-наука о веществах. Она изучает вещества и их превращения, сопровождающиеся изменением внутреннего строения вещества и электронной структуры взаимодействующих атомов, но не затрагивающие состав и структуру ядер.

Химия – одна из фундаментальных дисциплин. Она является частью естествознания, наук о природе. Она связана с множеством других наук, таких как физика, медицина, биология, экология.

 

Вещество - это вид материи, обладающей при определенных условиях постоянными физическими свойствами. Однако с изменением этих условий свойства вещества меняются. Все изменения, происходящие с веществом, называются явлениями. Явления бывают физические и химические.

 Физическими называются такие явления, которые приводят к изменению, например, температуры вещества или агрегатного состояния. Химический состав веществ в результате физического явления не изменяется. Так, воду можно превратить в лед, в пар, но ее химический состав при этом не изменится.

 Химическими называются такие явления, при которых происходит изменение состава и свойств вещества. Химические явления также называются химическими реакциями. В результате химических реакций одни вещества превращаются в другие, т. е. образуются молекулы новых веществ, но атомы при химических реакциях остаются неизменными. Примером может служить разложение известняка

 СаСО3 = СаО + СO2

 или образование оксида меди

2Cu + O2= 2CuO

 

 

 

 

 

2. Типы химических соединений. Химическая  номенклатура. Номенклатура средних, кислых, основных солей.

 

Оксиды:

1. Основные ( соединение кислоты с металлом валентность которого не более 2х, искл Fe2O3)
2. Кислотные ( соединение кислорода с неметаллами или нек металлами в высшей степени окисления)
3. Амфотерные (ZnO, BeO, Al2O3,Cr2O3, PbO, PbO2, SnO2)

Соли:

1. Нормальная ( продукт полного замещания Н в кислоте катионом металла)
2. Кислая ( продукт неполного замещения Н в кислоте катионом металла)
3. Основные( продукт неполного замещения гидроксогрупп основания кислотным остатком)

 

В настоящее время для названия химических элементов используют тривиальную и рациональную номенклатуру, причем последняя делится на русскую, полусистематическую (международную) и систематическую.

В тривиальной номенклатуре используют исторически сложившиеся собственные имена химических веществ. Они не отражают состав химических соединений. Использование таких названий чаще всего дань традиции. Пример: СаО – негашеная известь, N2О – веселящий газ.

В рамках русской номенклатуры используют для названия химических соединений корни русских названий, а в полусистематической – латинских. Чтение формул химических соединений начинается справа налево. И русская и полусистематическая номенклатуры в полной мере отражаю состав химических соединений. Пример: СаО – окись кальция (оксид кальция), N2O – полуокись азота (оксид азота I).

В целях унификации и упрощения формирования названий международный союз теоретической и прикладной химии предложил иную систему формирования химических соединений. Согласно этим правилам называть эти вещества следует слева направо. Пример: СаО – кальций оксид, N2O – диазот оксид.

В настоящее время самые распространенные в использовании русская и полусистематическая номенклатура.

Номенклатура средних, кислых, основных солей.

По химическому составу различают средние, кислые, основные соли. Существуют еще двойные, смешенные и комплексные соли. Большинство солей независимо от их растворимости в воде являются сильными электролитами.

 

 

 3. Закон Авогадро и его следствия. Эквивалент. Эквивалентная масса. Эквивалентные массы сложных соединений.

Закон Авогадро.

Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул.

Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. Таким образом, при соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, которые образуют молекулы хлористого водорода. Из одной молекулы хлора и одной молекулы водорода образуется две молекулы хлористого водорода.

Следствия закона Авогадро.

Равные количества газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (давлении и температуре), занимают равные объемы. В частности: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22.4 литра. Этот объем называют молярным объемом газа.

 

Эквивалент.

Эквивалентом вещества (элемента) Э называется такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества (элемента). Например, найдем эквивалент некоторых веществ: HCl – 1 моль, H2O. С одним молем водорода соединяется 1 моль хлора и ½ атомов кислорода, и следовательно эквиваленты равна соответственно 1 и ½.

Эквивалентная масса.

Эквивалентная масса (Эм) называется масса одного эквивалента вещества (элемента).

Эквивалентные массы ранее рассмотренных элементов равны Эм(Cl)=35.3 г/моль, Эм(O)=8 г/моль.

Эквивалентную массу любого элемента можно определить по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная величина степени окисления в соединениях. Поскольку большинство элементов имеют переменную степень окисления, то значения их эквивалентов в различных соединениях различно.

Закон эквивалентов.

Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны изх эквивалентным массам. m1/m2=Эм1/Эм2

Для химической реакции:

νаА+νвВ=νсС+νдД справедливо nЭм(А)=nЭм(В)=nЭм(С)=nЭм(Д)

Где nЭм – число эквивалентных масс

Эквивалентные массы сложных соединений.

Эм(оксида)=μ(оксида)/∑СОэл-та ,где ∑СОэл-та – суммарная степень окисления одного из элементов (она равна произведению степери окисления элемента на число атомов этого элемента)

Эм(соли)=μ(соли)/∑z , где ∑z – суммарный заряд иона (катиона или аниона).

Эм(кислоты)=μ(кислоты)/nh(основность-число Н)

Эм(основания)=μ(осн)/nон(кислотность основания – число ОН)

H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O

3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O

Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4

 

 

 

 

4 Строение  атома. Принцип квантовой механики. Волновая функция. Квантовые числа. Атомная орбиталь. Порядок заполнения атомами. Принцип минимума энергии. Принцип Паули. Правило Хунда. Характер изменения свойств химических элементов по мере увеличения порядкового номера.

 

Электрон является объектом микромира и в своем поведении он подчиняется особым законам, не похожим на законы макромира. Движение объектов микромира описывается законами квантовой механики. Квантовая механики основывается на двух основных принципах.

Для

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

f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы

 

55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1

 

Принцип корпускулярно-волнового дуализма.

Согласно этому принципу поведение объектов микромира может быть описано как движение частицы (корпускулы) и как волновой процесс. Физически это представить невозможно. Математически это описывается уравнением Де Бройля:

ק=(h*ν)/m*υ, где  ν – длина волны, соответствующая электрону массой m и движущегося со скоростью υ.

Принцип неопределенности Гейзенберга.

Для электрона не возможно с какой либо точностью определить координату х и импульс (px=m*Vx, где Vx – скорость электрона в направлении координаты х)

ΔxΔp≥h/2∏

Мы можем говорить лишь о вероятностном расположении электрона в этом месте. Чем точнее мы определяем х, тем неопределеннее для нас становится величина рх.

Из этих двух принципов складывается ветоятностно-статистический характер квантовой механики.

 

Понятие волновой функции.

Так как электрон обладает волновыми свойствами, поэтому характер его движения в вакууме описывается при помощи волновой функции (Ψ – пси), которая в свою очередь зависит от трех переменных: x,y,z; квадрат волновой функции определяет относительную вероятность нахождения электрона в данной точке. С точки зрения квантовой механики электрон может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью. Чем плотнее расположены точки, тем больше плотность электронного облака, тем больше значение квадрата волновой функции и тем чаще встречается электрон в этих местах. Электронное облако не имеет четких границ, так как и на большом расстоянии от ядра есть вероятность обнаружить электрон.

 

Квантовые числа и их сущность.

1. Главное квантовое число.

n=1, 2, 3, 4..

Определяет энергию электрона в атоме и его среднюю удаленность от ядра. Чем больше n тем больше энергия электрона. Чем меньше n тем меньше энергия электрона, тем меньше его энергия, тем сильнее он связан с ядром, тем меньше размер электронного облака.

2.Второе квантовое число.

Второе квантовое число называется побочным и обозначается l. При данном n, l принимает следующие значения l=0,1,2,3,..,(n-1)(n значений).

Число значений l при данном n определяет число подуровней уровня.

Численным значениям l соответствуют буквенные обозначения.

l=0,1,2,3……..(0-s,1-p,2-d,3-f……..)

Таким образом, побочное квантовое число определяет форму электронного облака.

s-сферические, симметричные облака; p-в форме гантелей или восьмерки;d-более сложной формы

3. Третье квантовое число.

Третье квантовое число называется магнитным. Обозначается m. При данном l, m принимает следующие значения: m=0, ±1, ±2, … ±l.Итого 2l+1 значений.

Магнитное квантовое число определяет ориентацию электронного облака в пространстве, то есть описывает поведение электрона во внешнем магнитном уровне.

Волновая функция определенная данным набором квантовых чисел, называется атомной электронной орбиталью.

Орбиталь указывает на вероятностный характер  описания электрона в атоме. АО-состояние электрона в атоме, характеризуемое значениями квантовых чисел, то есть определенными размерами, формой, расположением в пространстве электронных облаков. Графически атомная орбиталь изображается в виде квантовой ячейки. Число значений m при заданном l определяет число орбиталей в квантовом уровне.

4.Четвертое квантовое число.

Четвертое квантовое число - спиновое. Изучение атомных спектров показал, что электрон помимо орбитального момента количества движения обладает еще и собственным моментом количества движения, которое называется – спин.

 

 

 

Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов Согласно принципу минимума энергии, наиболее точным состоянием атома будет то, при котором электроны размещаются на орбиталях с наименьшей энергией. Состояние атома, которое характеризуется минимальным значением энергии электрона называется невозбужденным.

Порядок заполнения орбиталей энергетически определяется:

1).принцип минимума энергии

2).принцип Паули

3).правило Хунда

Принцип наименьшей энергии

Порядок чередования подуровней определяется двумя правилами Клечковского:

1).Меньшая энергия отвечает подуровню  с меньшим значением суммы  n+l

2).При одинаковых значениях суммы  меньшая энергия отвечает подуровню  с меньшим значением m

Таблица. 4s подуровень по энергии ниже, чем 3d подуровень, т.к. s электроны меньше экранируются, чем d электроны, т.к. могут ближе проникнуть к ядру.

Принцип Паули

В атоме не может быть двух электронов с одинаковым наборов квантовых чисел. Таким образом, на одной орбитали может находится не более двух электронов, причем с разными спинами вращения.

Правило Хунда

Подуровень заполняется таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. То есть в пределах подуровня сначала заполняется максимальное число квантовых ячеек.

 

Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера.

При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера.

Кроме того, периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется числом электронов на их внешних энергетических уровнях.

 

 

6. Химическая связь. Виды химической  связи. Электроотрицательность и ее изменение в переодической системе. Метод валентных связей. Ковалентность в методе ВС. Обменный донорно-акцепторный механизмы в образовании ковалентных связей.

 

Химическая связь.

Химическая связь – взаимодействие атомов, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы, т.е. выделением энергии.

Типы связи

Металлическая связь

Ковалентная связь

Ионная связь

Ван-дер-ваальсова связь

Водородная связь

Двухэлектронная трёхцентровая химическая связь

 

Метод валентных связей.

Основные положения метода валентных связей:

1. При описании связи  молекул, считается, что взаимодействующие  атомы обмениваются между собой  электронами, которые образуют общие  связывающие электронные пары. Обобществление  происходит таким образом, что  в пространстве между атомами  возникает новая электронная  плотность, которая обеспечивает  их связь. Т.е. электронные облака  атомов перекрываются, ядра при  этом связываются.

2. Два обменивающихся электрона  согласно принципу Паули должны  иметь анти параллельные спины.

3. Валентная связь направлена  в сторону максимального перекрывания  облаков.

Различают сигма и пи связи.

Сигма – связь, обобществленное электронное облако которой имеет ось симметрии проходящую через центры атомов.

Пи – химическая связи, связывающиеся электронные облака которой имеют плоскость симметрии проходящую через центр ядер.

 

Электроотрицательность элементов.