1)
1. Периодический закон и Периодическая система химических элементов.
Открытие Периодического закона
Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно.
В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов.
Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств.
Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
На основе Периодического закона Д.И. Менделеев создал Периодическую систему химических элементов.
2. Строение периодической системы.
В ней 7 периодов, 10 рядов, 8 групп. Каждая группа состоит из 2 подгрупп- главной и побочной.
Каждый период начинается щелочными металлами и заканчивается инертными элементами.
В главных подгруппах (сверху вниз) с увеличением относительных атомных масс усиливаются металлические свойства элементов и ослабевают неметаллические.
3. Закономерности выделения в периодической таблице.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
увеличивается заряд ядра, увеличивается число внешних электронов, уменьшается радиус атомов, увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации), увеличивается электроотрицательность, усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"), ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"), ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов, возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.
В группах (с увеличением порядкового номера)
увеличивается заряд ядра, увеличивается радиус атомов (только в А-группах), уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах), уменьшается электроотрицательность (только в А-группах), ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах), усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах), возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах), снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).
4. Значение периодического закона.
Значение периодического закона огромно. С его помощью были систематизированы известные сведения по химии и определены пути развития этой науки на далекое будущее. В нем выражается одно из важнейших положений материалистической диалектики о переходе количества в качество. Значение периодического закона и периодической системы состоит не только в том, что они завершили важнейший этап в развитии химии, но и в том, что они явились и являются поныне исходным пунктом для новых открытий и изысканий. Велико значение периодического закона в развитии естествознания и техники. На основе периодического закона плодотворно развивалось учение о строении атома. Раскрывается значение периодического закона для развития современной химии.
2)
1. Алканы -общая формула гамологов данного ряда.
Среди многообразия органических соединений можно выделить группы веществ, которые сходны по химическим свойствам и отличаются друг от друга на группу СН2.
Гомологи – это соединения, сходные по химическим свойствам, состав которых отличается друг от друга на одну или несколько групп СН2.
Гомологи, расположенные в порядке возрастания их относительной молекулярной массы, образуют гомологический ряд.
Гомологическая разность – это группы СН2.
Примером гомологического ряда может служить ряд предельных углеводородов (алканов).
Простейший его представитель – метан СН4.
Формула любого последующего гомолога может быть получена прибавлением к формуле предыдущего углеводорода гомологической разности.
Состав молекул всех членов гомологического ряда может быть выражен одной общей формулой: СnН2n + 2, где n – число атомов углерода.
Гомологические ряды могут быть построены для всех классов органических соединений. Зная свойства одного из членов гомологического ряда, можно сделать выводы о свойствах других представителей того же ряда. Это обусловливает важность понятия гомологии при изучении органической химии.
2. Электронное и простое строение.
Электронное и простое строение – Не смог найти в интернете =(
3. Химические свойства.
Предельные углеводороды вступают в реакции нитрования, сульфирования, сульфохлорирования и сульфоокисления углеводородов:
RH + НО-NO2 ® RNO2H + H2O
RH + НО-SO3H ® RSO3H + H2O
RH + SO2Cl2 ® RSO2-Cl + HCl
RH + 2SО2 + О2 + H2O ® RSO3H + H2SO4
При обычных условиях алканы устойчивы к действию даже самых сильных окислителей, но при высоких температурах происходит разрыв углеродной цепи с образованием смеси карбоновых кислот, спиртов, кетонов, эфиров; также выделяется углекислый газ. Алканы сгорают на воздухе с образованием оксида углерода (IV) и воды:
CH4 + 2O2 ® CO2 + 2H2O
Алканы получают гидрированием непредельных углеводородов и галогенопроизводных и непосредственным синтезом из оксида углерода и водорода:
C2H4 + H2 ® C2H6
RCl + H2 ® RH + HCl
CO2 + 4H2 ® CH4 + 2H2O
4. Метан и его применение.
Метан — газ, обычно связанный с живыми организмами. Метан — простейший углеводород, бесцветный газ без запаха. Его химическая формула — CH4. Малорастворим в воде, легче воздуха. При использовании в быту, промышленности в метан обычно добавляют одоранты со специфическим «запахом газа». Основной компонент природных (77—99%), попутных нефтяных (31—90%), рудничного и болотного газов (отсюда другие названия метана — болотный или рудничный газ).
Метан — наиболее термически устойчивый насыщенный углеводород. Его широко используют как бытовое и промышленное топливо и как сырьё для промышленности. Так, хлорированием метана производят метилхлорид, метиленхлорид, хлороформ, четырёххлористый углерод.
Билет№2.
1)
1. Современные представления о строении атома.
Современная теория строения атомов и молекул основана на законах, описывающих движение электронов и других частиц, обладающих весьма малой массой - микрообъектов. Эти законы были окончательно сформулированы в 1925 - 1926 гг. Они резко отличаются от законов, определяющих движение больших тел - макрообъектов, к которым принадлежат предметы, видимые в оптический микроскоп или невооруженным глазом.
Современная теория строения атома уже не рассматривает электрон как материальную точку, движущуюся по законам классической механики. Доказано, что электроны сочетают в себе свойства частицы (корпускулы) и волны, так как подвергаются дифракции. Под электронной орбитой в волновой механике понимают лишь ту сферу вокруг ядра, в которой нахождение электрона наиболее вероятно.
Современная теория строения атома, основанная на квантовой (волновой) механике, представляет поведение электрона в атоме очень сложным. Электрон - частица определенной массы, движущаяся с большой скоростью.
2. Изотопы.
Изото́пы - разновидности атомов (и ядер) какого-либо химического элемента, которые имеют одинаковый атомный (порядковый) номер, но при этом разные массовые числа. Название связано с тем, что все изотопы одного атома помещаются в одно и то же место (в одну клетку) таблицы Менделеева. Химические свойства атома зависят от строения электронной оболочки, которая, в свою очередь, определяется в основном зарядом ядра Z (то есть количеством протонов в нём), и почти не зависят от его массового числа A (то есть суммарного числа протонов Zи нейтронов N). Все изотопы одного элемента имеют одинаковый заряд ядра, отличаясь лишь числом нейтронов. Обычно изотоп обозначается символом химического элемента, к которому он относится, с добавлением верхнего левого индекса, означающего массовое число (например, 12C, 222Rn). Можно также написать название элемента с добавлением через дефис массового числа (например, углерод-12, радон-222). Некоторые изотопы имеют традиционные собственные названия (например, дейтерий, актинон).
Пример изотопов: 168O, 178O, 188O — три стабильных изотопа кислорода.
2)
1. Ненасыщенные углеводороды ряда этилена.
Ненасыщенные углеводороды – это углеводороды, молекулы которых имеют меньшее число атомов водорода, чем насыщенные.
Особенности непредельных углеводородов:
Первыми представителями гомологических рядов непредельных углеводородов являются этилен (с двойной связью) и ацетилен (с тройной связью);
Двойная связь изображается двумя одинаковыми черточками, но при этом учитывается их неравноценность;
Особенность тройной связи ацетилена и его гомологов: из электронного строения видно, что кратные связи (двойные и тройные) сравнительно легко (легче, чем одинарные) разрываются при химическом взаимодействии.
2. Общая формула состав электронное и простое строение.
Общая формула - CnH2n+2, CnH2n, CnH2n-2, CnH2n-2, CnH2n, CnH2n-6.
Состав -органические соединения, состоящие исключительно из атомов углерода и водорода.
Электронное и простое строение – Не смог найти в интернете =(
3. Химические свойства этилена и его применение.
Этилен (другое название — этен) — химическое соединение, описываемое формулой С2H4. При хлорировании этилена получается 1,2-дихлорэтан, гидратация приводит к этиловому спирту, взаимодействие с HCl – к этилхлориду. При окислении этилена кислородом воздуха в присутствии катализатора образуется окись этилена. При жидкофазном каталитическом окислении кислородом получается ацетальдегид, в тех же условиях в присутствии уксусной кислоты – винилацетат.
Применение
Этилен является одним из базовых продуктов промышленной химии и стоит в основании ряда цепочек синтеза. Основное направление использования этилена — в качестве мономера при получении полиэтилена (наиболее крупнотоннажный полимер в мировом производстве). В зависимости от условий полимеризации получают полиэтилены низкого давления и полиэтилены высокого давления.
Билет№3.
1)
1. Виды химических связей: ионная, металлическая, водородная, ковалентная, одинарные и кратная связи.
Теория ковалентной связи, основанная Гильбертом Льюисом в 1916 году, заключалась в том, что химическая связь возникает в результате образования общей электронной пары между взаимодействующими атомами. Характеризуется увеличение электронной плотности между ядрами связанных атомов. Каждый атом предоставляет один или несколько электронов для образования химической связи.
Ионная связь является крайним случаем поляризованной ковалентной связи, когда общая электронная пара полностью принадлежит одному из атомов. В таком случае на одном из атомов реализуется полностью положительный заряд, а на другом — полностью отрицательный. Такой тип связи характерен для солей
Металлическая связь характерна только для металлов и их сплавов. Атомы металла образуют остов, каркас кристаллической решетки. Электроны металлов, имеющих малое количество валентных электронов и их достаточно слабую связь с ядром, способны легко от них отрываться, образуя так называемый электронный газ.
Водородная связь возникает между связанным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой молекулы. Водородная связь имеет частично электростатическую, а частично донорно-акцепторную природу. Наглядным примером реализации такой связи может служить объединение нескольких молекул воды в кластеры.
Одинарные и кратные связи Два атома между собой могут образовывать и кратные связи, то есть двойные и тройные. При этом составляющая, образующаяся первой, всегда будет σ-связью (обладает наибольшей прочностью и определяет геометрическую форму молекулы).Вторая и третья составляющие называются π-связями, они образуются при боковом перекрывании любых орбиталей, кроме s -орбиталей.
2)
1. Алкадиены их строение и свойства, получение и практическое значение.
Алкадиены — непредельные углеводороды, содержащие две двойные связи. Общая формула алкадиенов СnН2n-2
Строение.
Если двойные связи разделены в углеродной цепи двумя или более одинарными связями (например, пентадиен-1,4), то такие двойные связи называются изолированными. Химические свойства алкадиенов с изолированными двойными связями не отличаются от свойств алкенов с той лишь разницей, что в реакции могут вступать не одна, а две двойные связи независимо друг от друга.
Если двойные связи разделены в цепи только одной s-связью, то их называют сопряженными. Важнейшие представители сопряженных диенов:
СН2 = СН-СН = СН2 СН2 = С(СН3)-СН = СН2.
Дата добавления: 2015-02-16; просмотров: 152 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |