Строение атомов химических элементов на примере а) элементов одного периода б) элементов одной подгруппы

а)Рассмотрим эту закономерность на примере третьего периода[1]. У атомов всех элементов три энергетических уровня, на внешнем энергетическом уровне идет увеличение числа электронов, вследствие этого уменьшается радиус атома, увеличивается энергия ионизации и энергия сродства к электрону, – и как результат этого, - увеличивается значение электроотрицательности[2]. В связи с этим, металлические свойства в периоде ослабевают, а неметаллические усиливаются, кислотные свойства оксидов и гидроксидов тоже усиливаются, а оснОвные ослабевают.

Б) В группах[3], число электронов на внешнем энергетическом уровне у атомов одинаковое, в связи с этим у элементов одинаковая высшая валентность и высшая положительная степень окисления. Однако, за счет появления нового энергетического уровня у атомов увеличивается радиус, значит уменьшается энергия ионизации, энергия сродства к электрону и электроотрицательность. Металлические свойства элементов усиливаются. а неметаллические ослабевают, кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а оснОвные усиливаются.

3. Виды химической связи в орг-их и неорг-их соединениях – ионная, металлическая, водородная, ковалентная (полярная и не полярная). Ионная связь образуется, когда "обмен "становится настолько неравными, что электрон отрывается от своего атома А и полностью переходит к атому B, в результате чего образуется пара ионов. Металлическая связь – связь, обусловленная электростатическим взаимодействием между обобществленными делокализованными валентными[4] электронами и положительно заряженными катионами в узлах кристаллической решетки. Водородная связь – связь, обусловленная положительно поляризованным водородом в молекуле и электроотрицательным атомом другой или той же молекулы Ковалентная связь[5] – связь атомов за счет обобществления электронной пары с антипараллельными спинами. Ковалентная неполярная связь возникает между неметаллами, разность электроотрицательности между которыми невелика. Соответственно ковалентная полярная связь возникает между элементами с большой электроотрицательностью.

4. Классификация химических реакций в органической и неорганической химии. Классификация[6] по составу исходных веществ и продуктов реакции. Реакции соединения – из нескольких веществ (простых или сложных) образуется сложное вещество: Реакции разложения – сложное вещество превра­щается в несколько веществ (простых или сложных): Реакции замещения – из простого и сложного веществ образуется простое и сложное вещества: Реакции обмена – из двух сложных веществ образуются два сложных вещества: Классификация по изменению степени окисления. Окислительно-восстановительные реакции[7] – в ходе реакции происходит изменение степеней окисления элементов: Реакции ионного обмена – изменения степеней окисления не происходит. Классификация во тепловому эффекту. Экзотермические реакции[8] – в ходе реакции выделяется тепло. Эндотермические реакции – в ходе реакции поглощается тепло.

5.Химическое равновесие и условия его смещения. Изменение концентраии веществ, температур, катализатора. Химическое равновесие[9] — состояние химической системы, в которой протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямой-обратной реакции равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. Смещение химического равновесия. Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняется закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским учёным Ле Шателье. Факторы, влияющие на химическое равновесие:1) температура. При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении — в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO3=CaO+CO2 -Q t↑ →, t↓ ← N2+3H2↔2NH3 +Q t↑ ←, t↓ → 2) давление. При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении — в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, то есть если в реакции участвуют твёрдые вещества, то они в расчёт не берутся. CaCO3=CaO+CO2 P↑ ←, P↓ → 3) концентрация исходных веществ и продуктов реакции. При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при понижении концентрации – в сторону исходных веществ. S+O2=SO2 [S], [O2]↑ →, [SO2]↑ ← Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия.

6. Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы, концентрации веществ, температур, катализатора. Условия, влияющие на скорость химических реакций 1) Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Проще говоря, разные вещества реагируют с разной скоростью. Например, цинк бурно реагирует с соляной кислотой, а железо довольно медленно. 2) Скорость реакции тем больше, чем выше концентрация веществ. С сильно разбавленной кислотой цинк будет реагировать значительно дольше. 3) Скорость реакции значительно повышается с повышением температуры. Например, для горения топлива необходимо его поджечь, т. е. повысить температуру. Для многих реакций повышение температуры на 10 °C сопровождается увеличением скорости в 2–4 раза. 4) Скорость гетерогенных реакций увеличивается с увеличением поверхности реагирующих веществ. Твердые вещества для этого обычно измельчают. Например, чтобы порошки железа и серы при нагревании вступили в реакцию, железо должно быть в виде мелких опилок. 5) Скорость реакции зависит от наличия катализаторов или ингибиторов.

7. Окислительно-восстановительные реакции. ОВР – реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих молекулы реагирующих веществ. Процесс окисления – процесс отдачи электронов Процесс восстановления – процесс принятия электронов Окислитель[10] – принимает электроны, восстанавливается и понижает степень окисления Восстановитель – отдаёт электроны, окисляется и повышает степень окисления. Типы ОВР[11]: 1. Межмолекулярные – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекул различных исходных веществ. MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O 2. Внутримолекулярные – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя, входят в состав молекулы одного и того же исходного вещества и являются атомами различных элементов или одного элемента, но с различной степенью окисления. 2KClO3 = 2KCl + 3O2. 3. Самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования) – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного и того же исходного вещества, являются атомами одного и того же элемента и имеют одинаковую степень окисления. 4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S. 4. Контрпропорционирования – реакции, в которых атомы окислителя и восстановителя входят в состав различных исходных веществ, но являются атомами одного элемента в различной степени окисления, при этом образуются молекулы одного и того же продукта. SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

8. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты[12] Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты[13] (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2). В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. Слабые электролиты -вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.К слабым электролитам относятся:1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.); 2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.); 3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH) 4) вода[14]. Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.

9. Реакции ионного обмена. Условия их необратимости. Реакции ионного обмена — окислительно-восстановительная реакция, которая идет в направлении связы­вания ионов, но при которой не происходит изменения степеней окисления. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, выделяется газ или образуется малодиссоциирующее вещество (вода).[15]

10. Металлы. их положение в периодической системе Д.И. Менделеева. Строение их атомов, металлическая химическая связь. Начальные элементы образуют главную подгруппу I группы и называются щелочными металлами. Свое название они получили от названия соответствующих им гидроксидов, хорошо растворимых в воде, — щелочей. Атомы щелочных металлов содержат на внешнем энергетическом уровне только один электрон, который они легко отдают при химических взаимодействиях, поэтому являются сильнейшими восстановителями. Понятно[16], что в соответствии с ростом радиуса атома восстановительные свойства щелочных металлов усиливаются от лития к францию. Следующие за щелочными металлами элементы, составляющие главную подгруппу II группы, также являются типичными металлами, обладающими сильной восстановительной способностью (их атомы содержат на внешнем уровне два электрона). Из этих металлов кальций, стронций, барий и радий называют щелочноземельными металлами. Такое название эти металлы получили потому, что их оксиды, которые алхимики называли «землями», при растворении в воде образуют щелочи. К металлам относятся и элементы главной подгруппы III группы, исключая бор. 3. Физические свойства металлов Твердость. Все металлы, кроме ртути, при обычных условиях - твердые вещества. Однако это свойство различно у различных металлов. Электро[17]- и теплопроводность. Высокая электро- и теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны в металле под воздействием приложенного электрического напряжения приобретают направленное движение, то есть проводят электрический ток. (При повышении температуры металла возрастают амплитуды колебаний находящихся в узлах кристаллической решетки атомов и ионов. Это затрудняет перемещение электронов, их электрическая проводимость падает. При низких температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость металлов резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля сопротивление у металлов практически отсутствует у большинства металлов появляется сверхпроводимость) Чаще всего в той же последовательности, как и электропроводность, изменяется и теплопроводность[18] металлов. Она обусловлена большой подвижностью свободных электронов, которые сталкиваясь с колеблющимися ионами и атомами, обмениваются с ними энергией. Поэтому происходит быстрое выравнивание температуры по всему куску металла. Металлический блеск. Электроны, заполняющие межатомное пространство, отражают световые лучи (а не пропускают, как стекло), причем для большинства металлов в равной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра. Поэтому большинство металлов имеют серебристо-белый или серый цвет. Только золото и медь в большей степени поглощают короткие волны (близкие к фиолетовому цвету) и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый и медный цвета. В порошке все металлы, кроме А1 и М§[19], теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет. Самые блестящие металлы — ртуть, серебро, палладий. Пластичность. Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов, а не сопровождается разрывом связи, поэтому металлы характеризуются высокой пластичностью. Аналогичное воздействие на твердое вещество с ковалентными связями (атомной кристаллической решеткой[20]) приводит к разрыву ковалентной связи. Разрыв связи с ионной решеткой приводит к отталкиванию одноименно заряженных ионов. Поэтому вещества с атомными и ионными кристаллическими решетками хрупкие.

12.Общие химические свойства металлов как восстановителей. 1. Взаимодействие с неметаллами. Как вы уже знаете[21], металлы образуют с неметаллами бинарные соединения – оксиды, хлориды, сульфиды, фосфиды и т.д.С кислородом воздуха легко взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы[22]: 4Li + O2 = 2Li2O. 2. Взаимодействие с водой. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой[23], восстанавливая катионы водорода до свободного водорода, и образуют при этом растворимые гидроксиды – щелочи. 3. Взаимодействие с кислотами[24]. Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2. 4. Взаимодействие с солями. Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

13. Неметаллы, их положение в периодической таблице Д.И. Менделеева, их строение. У атомов неметаллов на последнем уровне от 4 до 8 электронов (бор – 3 электрона). Эти элементы расположены в правой части Периодической системы, выше[25] диагонали алюминий-германий-сурьма-полоний. Все неметаллы - это р-элементы. Химическая связь в простых веществах неметаллах ковалентная неполярная. Кристаллическая решётка может быть молекулярная или атомная. Она определяет физические свойства неметаллов. Неметаллы бывают газообразными, жидкими, твёрдыми. Неметаллы проявляют в основном окислительные свойства. К подгруппе кислорода относятся O, S, Se, Te. Они являются довольно сильными окислителями (особенно кислород), но иногда проявляют и восстановительные свойства 2Cu + O2 → 2CuO, Cu + S → CuS, H2 + S → H2S. Восстановительные свойства S + 2H2SO4 → 3SO2 + 2H2O, O2 + 2F2 → 2OF2, S + O2 → SO2.

14. Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода. Слева направо и снизу вверх окислительные свойства неметаллов усиливаются, а восстановительные – ослабевают[26].

15. Электрохимический ряд напряжения металлов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами. По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются. Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов[27]: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, H2, Cu, Ag, Hg, Au. Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото[28] (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый. Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить[29], что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой. Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них. Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

16.Химическая и электрохимическая коррозия металлов. Условия, при которых происходит коррозия. Это самопроизвольное разрушение металлов и сплавов в результате химического, электрохимического взаимодействия с окружающей средой. Химическая коррозия протекает при воздействии на металл сухих газов и неэлектролитов. Электрохимическая коррозия происходит при действии на металл жидких электролитов - водных растворов солей, кислот, щелочей, а также влажного воздуха, то есть сред, содержащих ионы.[30]

17. Меры защиты металлов и сплавов от коррозии. 1- применение защитных покрытий.2- приготовление сплавов стойких к коррозии.3- электрохимические методы защиты (применение заклепок сделанных из более активных металлов).4- изменение состава среды (добавление ингибиторов).

18. Железо положение в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Железо Fe расположено в 4-м периоде VIII группы побочной подгруппы. Строение атома – . Возможные степени окисления +2, +3[31], средней активности, восстановитель. Свойства: при хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной плёнкой оксида[32], препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Взаимодействие с кислородом- 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄. Галогенами - . С кислотами – . С солями- (Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu.)

19. Роль железа в современной технике. Сплавы железа. Роль металлов в современной технике очень велика. Они широко используются во многих областях народного хозяйства, в том числе в тяжёлой отрасли промышленности, станкостроение, в производстве машин и механизмов, в авиационной и автомобильной отраслях промышленности, в космической технике. В металлургии железо и все его сплавы называют чёрными металлами. Все сплавы железа разделяют на стали и чугуны.

20. Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д.И.Менделеева. Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений[33], в большинстве которых неметалл имеет низшую степень окисления.В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства элементов в водных растворах усиливаются. В группах сверху вниз отрицательно заряженные ионы (F-,CL-,Br-, I-) все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода H+.

21. Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе. Высшие оксиды и гидроксиды – это соединения, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления. В периоде слева направо металлические свойства химических элементов ослабевают, соответственно, свойства высших оксидов и их гидратов постепенно изменяются от основных к кислотным (кислотные свойства оксидов и их гидратов слева направо в периоде усиливаются).

22. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных. Основные оксиды – это оксиды, проявляющие основные свойства, образованные щелочными и щелочноземельными металлами в степенях окисления +1,+2, а также переходными металлами в низших степенях окисления. Амфотерные оксиды – это оксиды, проявляющие основные и кислотные свойства, образованные переходными металлами в степенях окисления +3,+4. Кислотные оксиды – это оксиды, проявляющие кислотные свойства, образованные типичными неметаллами в степенях окисления от +4 до +7, а также некоторыми переходными металлами.[34]

23. Высшие кислотосодержащие кислоты[35] химических элементов третьего периода. Их состав и сравнительная характеристика свойств. Al(OH)3- амфотерные свойства, Na[Al(OH)4], H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4. Сверху вниз увеличиваются кислотные свойства соединений, в таблице Менделеева с увеличением номера группы.

24. Окислительно-восстановительные возможности серы и ее соединений. Сера может проявлять степени окисления от -2 до +6. Сера может быть как окислителем, так и восстановителем: 2H2S + 3O2 =2SO2+2H2OS(-2) - 6e = S(+4) – восстановитель. Fe + S = FeS, S(0) + 2e = S(-2) – окислитель.

25. Важнейшие классы неорганических соединений. К важнейшим классам неорганических соединений[36] относятся оксиды, кислоты, основания и соли. Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух видов химических элементов, одним из которых является кислород. Кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, которые могут замещаться на металл, и кислотных остатков. Основания — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп (OH). Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Например, NaCl, CaCl2, K2SO4, CuSO4 и т. д.

26. Высшие кислотосодержащие кислоты химических элементов третьего периода. Их состав и сравнительная характеристика свойств. Al(OH)3- амфотерные свойства, Na[Al(OH)4], H2SiO3, H3PO4, H2SO4, HClO4. Сверху вниз увеличиваются кислотные свойства соединений, в таблице Менделеева с увеличением номера группы.

27. Минеральные удобрения. Минеральные удобрения – неорганические соединения, содержащие необходимые для растений элементы питания. Делятся на: калийные, фосфорные, азотные, борные.

28. Кислоты, их классификации и свойства на основе представлений о электрической диссоциации. Кислоты - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы Водорода и анионы кислотных остатков. За наличием атомов Кислорода их делят на кислородсодержащие (H2SO4,HNO3) и бескислородные (HCl,H2S). По количеству атомов Водорода кислоты бывают одноосновные (HNO3,HCl), двухосновные (H2CO3,H2S) и трехосновные (H3PO4). По степени диссоциации кислоты делят на сильные (HCl), средней силы( H3PO4) и слабые (H2CO3)

Химические свойства:

1.Диссоциация 2.Взаимодействуют с основными оксидами: 3.С основаниями (щелочами и нерастворимыми): 4. С амфотерными оксидами и гидроксидами: 5. С солями более слабых кислот: 6. С металлами:

29. Особенности свойств концентрированной серной кислоты. Не реагирует с платиной и золотом. На холоде концентрированная серная кислота не взаимодействует с такими сильными металлами, как алюминий, железо, хром. Это объясняется пассивацией металлов. Данную особенность широко используют при ее транспортировке в железной таре.

30. Основания, их классификация и свойства на основе представлений о электрической диссоциации. Основания-электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид – ионы. Классификация: растворимые и нерастворимые, сильные и слабые, однокислотные и многокислотные.

Реакции: 1 основание + кислота = соль + вода 2 щёлочь + оксид неметалла = соль + вода 3 щёлочь + соль = новое основание + новая соль (должен образоваться осадок или газ) 4 нерастворимые основания при нагревании распадаются на оксид металла и воду.

31. Соли, их состав и название; взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена.Соляминазываются сложные вещества, молекулы которых, состоят из атомов металлов и кислотных остатков (NaCl, СаSO₄ )

1.Взаимодействуют с кислотамис образованием новой соли и новой кислоты. (2NaCl + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HCl↑.)

2. Взаимодействуют с основаниями, образуя новую соль и новое основание: (Ba(OH)₂ + Mg SO₄ → BaSO₄↓ + Mg(OH)₂).

3. Взаимодействуют с металлами, которые стоят в ряду активности до металла, который входит в состав соли: (Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓).

4. Взаимодействуют друг с другомс образованием новых солей: (NaCl + AgNO₃ → AgCl + NaNO₃).

32.Генетическая связь между основными классами неорганических соединений кратко. Генетическая связь[37]— это связь между веществами разных классов, основанная на их взаимопревращениях и отражающая единство их происхождения. Из простого вещества получается более сложное, простое вещество – кальций в результате взаимодействия с кислородом превращается в оксид: 2Ca+O₂= 2CaO.

33. Причины многообразия неорганических и органических веществ в том, что даже в земных условиях молекулы могут соединяться в немыслимо большое количество комбинаций друг с дружкой. Под воздействием солнечных лучей[38] также появляются новые вещества. Образование органических в-в происходит и в живых организмах .Такое многообразие органических соединений (10 млн. органических в-в) связано со способностью атомов углерода соединяться в цепи различной длины.