Скачать

Билеты по химии 10 класс

Билеты по химии за курс 10 класса.

Билет №1

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:

Свойства простых тел... и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели­чины атомных масс элементов.

На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти­кальные столбцы — группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюда­лась периодичность повторения свойств. Например, пришлось "поменять местами" теллур и йод, а также аргон и калий.

Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.

После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:

Свойства химических элементов и соединений на­ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.

Эта формулировка объяснила "нарушения" Перио­дического закона.

В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для эле­ментов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.

Причиной периодического изменения свойств химиче­ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.

Научное значение периодического закона. Периоди­ческий закон позволил систематизировать свойства хи­мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест­вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст­ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие.

Билет №2

Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IV-A группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.

При перемещении слева направо вдоль периода металлические свойства элементов стано­вятся все менее ярко выраженными. При перемещении сверху вниз в пределах одной группы элементы, наоборот, обнаруживают все более ярко выраженные металлические свойства. Элементы, расположенные в средней части коротких периодов (2-й и 3-й периоды), как правило, имеют каркасную ковалентнуто структуру, а элементы из правой части этих периодов существуют в виде простых ковалентных молекул.

Атомные радиусы изменяются следующим образом: уменьшаются при перемещении слева направо вдоль периода; увеличиваются при перемещении сверху вниз вдоль группы. При перемещении слева направо по периоду возрастает электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону, которые достигают максимума у галогенов. У благородных же газов электроотрицательность равна 0. Изменение сродства к электрону элементов при перемещении сверху вниз вдоль группы не столь характерны, но при этом уменьшается электроотрицательность элементов.

В элементах второго периода заполняются 2s, а затем 2р-орбитали.

Главная подгруппа IV группы периодической системы химических элементов Д. М. Менделеева содержит углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Внешний электронный слой этих элементов содержит 4 электрона (конфигурация s²p²). Поэтому элементы подгруппы углерода должны иметь некото­рые черты сходства. В частности, их высшая степень окисления одинакова и равна +4.

А чем обусловлено различие в свойствах элементов подгруппы? Различием энергии ионизации и радиуса их атомов. С увеличением атомного номера свойства элементов закономерно изменяются. Так, углерод и кремний — типичные неметаллы, олово и свинец — металлы. Это проявляется прежде всего в том, что углерод образует простое вещество-неметалл (алмаз), а свинец типичный металл.

Германий занимает промежуточное положение. Согласно строению электронной оболочки атома p-элементы IV группы имеют четные степени окисления: +4, +2, – 4. Фор­мула простейших водородных соединений — ЭН₄, причем связи Э—Н ковалентны и равноценны вследствие гибридизации s- и р- орбиталей с образованием направленных под тетраэдрическими углами sp³ -орбиталей.

Ослабление признаков неметаллического элемента означает, что в подгруппе (С—Si—Ge—Sn—Pb) высшая положительная степень окисления +4 становится все менее характерной, а более типичной становится степень окисления +2. Так, если для углеро­да наиболее устойчивы соединения, в которых он имеет степень окисления +4, то для свинца устойчивы соединения, в которых он проявляет степень окисления +2.

А что можно сказать об устойчивости соединений элементов в отрицательной степени окисления —4? По сравнению с неме­таллическими элементами VII—V групп признаки неметалличе­ского элемента р-элементы IV группы проявляют в меньшей степени. Поэтому для элементов подгруппы углерода отрицатель­ная степень окисления нетипична.

Билет №3.

Виды химической связи и способы ее образования в неорганических соединениях: ковалентная (полярная, неполярная, простые и кратные связи), ионная, водородная.

Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков двух атомов. Каждый атом предоставляет один неспаренный электрон для образования одной химической связи, при этом происходит образование общей электронной пары. Если ковалентная связь образуется между двумя одинаковыми атомами, она называется неполярной.

Если ковалентная связь образуется между двумя различными атомами, общая электронная пара смеща­йся к атому с большей электроотрицательностью (электроотрицательностью называется способность атома притягивать электроны). В этом случае возникает полярная ковалентная связь.

Частным случаем ковалентной связи является донорно-акцепторная связь. Для ее образованья у одного атома должна быть свободная орбиталь на внешнем электронном уровне, а у другого — пара электронов. Один атом (донор) предоставляет другому (акцептору) свою электронную пару, в результате она становится общей, образуется химическая связь. Пример — моле­кула СО:

Ионная связь образуется между атомами с сильно отличающейся электроотрицательностью. При этом один атом отдает электроны и превращается в положи­тельно заряженный ион, а атом, получивший электро­ны, в отрицательно заряженный. Ионы удерживаются вместе за счет сил электростатического притяжения.

Водородная связь образуется между полярными мо­лекулами (вода, спирты, аммиак) за счет притяжения разноименных зарядов.

Прочность водородной связи существенно (~20 раз) меньше, чем ионной или ковалентной связи.

Билет №4.

Классификация химических реакций в неорганической химии.

Классификация 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 — в ходе реакции происходит изменение степеней окисления элементов:

Реакции ионного обмена — изменения степеней окисления не происходит:

Классификация во тепловому эффекту.

Экзотермические реакции — в ходе реакции выделя­ется тепло:

Эндотермические реакции — в ходе реакции погло­щается тепло:

Билет №5.

Электролиты и неэлектролиты. Электролическая диссоциация неорганических кислот, солей, щелочей. Степень диссоциации.

Электролиты и неэлектролиты

Электрический ток — направленное движение заря­женных частиц под действием внешнего электромагнит­ного поля.

Заряженные частицы:

электроны — ток в металлах;

ионы — ток в растворах.

Электролиты — вещества, растворы которых проводят электрический ток: растворимые кислоты, щелочи, соли. Связь ионная или сильнополярная.

Неэлектролиты — вещества, растворы которых не проводят электрический ток: большинство органических веществ. Связь неполярная или слабополярная.

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Основы теории электролитической диссоциации – С.Аррениус, 1887г.:

1. Электролиты при растворении в воде диссоциируют.

2. Под действием электрического тока ионы движутся в растворе: положительно заряженные - к катоду, отри­цательно заряженные — к аноду.

3. Диссоциация – обратимый процесс

В молекуле воды связь ковалентная полярная, моле­кула угловая, следовательно, молекула воды — диполь.

Причина диссоциации веществ с ионной связью: ди­поли воды разрушают кристаллическую решетку.

Причина диссоциации веществ с ковалентной поляр­ной связью: молекулы воды вызывают еще большую по­ляризацию связи вплоть до ее разрыва.

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Степень диссоциации — отношение числа распавших­ся молекул к общему числу молекул растворенного ве­щества:

Если а ® 1, то электролит сильный. В растворе прак­тически нет молекул. Примеры: НСl; NaOH; KBr.

Если а ® 0, то электролит слабый. В растворе много молекул и мало ионов. Примеры: H₂S; NH₃; Fe(SCN)₃.

Диссоциация кислот, щелочей и солей

Кислоты — электролиты, в растворах которых нет дру­гих катионов, кроме катионов водорода.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

Основания — электролиты, в растворах которых нет других анионов, кроме гидроксид-ионов.

Соли — электролиты, в растворах которых есть кати­оны металлов или ион аммония и анионы кислотных ос­татков.

Билет №5. (углубленный)

Электролиты и неэлектролиты. Электролическая диссоциация неорганических кислот, солей, щелочей. Степень диссоциации.

Электролит проводит электрический ток в результате того, что направленное переме­щение его ионов создает поток электрических зарядов. Таким образом, пропускание электрического тока через электролит сопровождается переносом вещества.

Электролитами чаще всего являются такие соединения, как кислоты, основания или соли, находящиеся в расплавленном состоянии или в водных растворах. Способ­ность электролитов проводить электрический ток называется электролитической прово­димостью. Ее следует отличать от электронной проводимости обычных проводников электрического тока, например металлов. В веществах с электронной проводимостью поток заряда обусловлен потоком электронов, а не перемещением ионов. Поэтому пропускание электрического тока через проводники с электронной проводимостью не сопровождается переносом вещества.

Электролиты в свою очередь могут быть подразделены на два типа: сильные и слабые электролиты. Сильный электролит – это соединение, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано. Примером сильного электролита может служить соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде происходит его полная ионизация:

В этом уравнении использована простая (а не двойная) стрелка, чтобы показать, что процесс идет в указанную сторону до полного завершения.

Слабый электролит – это вещество, которое диссоциирует на ионы лишь частично. Следовательно, в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами такого вещества и диссоциированными ионами. Примером слабого электролита является уксусная кислота:

Органические кислоты и основания обычно являются слабыми электролитами.

Неэлектролит вообще не диссоциирует на ионы и поэтому не обладает спо­собностью проводить электрический ток. Большинство органических соединений при­надлежат к неэлектролитам.

Механизм электролитической диссоциации — распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием моле­кул растворителя — был понят несколько позднее. Согласно современным воз­зрениям, такой распад является результатом взаимодействия поляр­ных молекул растворителя, например воды, с молекулами или крис­таллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы раствори­теля атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме сольватированных (гидратированных) заряженных частиц Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочи­вает молекулы растворителя. Естественно предположить, что эта способность к упорядочению молекул растворителя у многозарядных ионов выражена сильнее, чем у однозарядных. В этом и нужно искать причину того, что соли, содержащие многозарядные ионы, плохо растворимы (в ряде случаев практически нерастворимы) в воде. На­пример, хлорид бария растворим хорошо, а сульфат бария — очень плохо. Следовательно, влияние растворенного вещества и растворителя является обоюдным: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку растворяемого вещества на отдельные ионы, а эти ионы, переходя в раствор, вызывают изменение растворителя, заставляя его молекулы упорядочиваться. Кроме того, сольватированные ионы растворенного вещества не индифферентны по отноше­нию друг к другу. Противоположно заряженные ионы имеют тен­денцию притягиваться силами электростатического взаимодействия, образуя нейтральные молекулы или нейтральные группы молекул. Разумеется, в реальном растворе всегда присутствуют как отдельные сольватированные ионы, так и нейтральные молекулы.

Действие растворителя на растворенное вещество настолько ве­лико, что может вызывать электролитическую диссоциацию веществ, не обладающих ионным типом связи. Например, полярные молекулы хлороводорода, растворяясь в воде, разрываются ее молекулами на ионы. При растворении хлороводорода в бензоле, являющемся менее полярным растворителем, чем вода, диссоциации молекул не проис­ходит. Поэтому раствор хлороводорода (кислота) в воде проводит электрический ток, а в бензоле нет.

Степень электролитической диссоциации a – число, показываю­щее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов.

Согласно этому определению

Очевидно, во всех растворах неэлектролитов, где диссоциация на ионы полностью отсутствует, a=0, а в растворах, в которых все растворенное вещество присутствует в форме ионов (полная диссо­циация), a=1. Очень часто для растворов средней и высокой кон­центраций (с»5,0%...с»10,0%) считают, что слабые электролиты характеризуются a£0,03, а сильные – a³0,30. Электролиты сред­ней силы характеризуются промежуточными значениями степени дис­социации: 0,03£a£0,30. Однако необходимо отметить, что предложенная классификация является в значительной степени условной (особенно в случае слабых электролитов и электролитов средней силы). Это объясняется следующим. Степень диссоциации в общем случае зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Для растворов, образованных одними и теми же компонентами (растворителем и растворенным веществом), наи­больший интерес представляет зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Для слабых электролитов типа H⁺B^– (кис­лота) или А⁺ОН^– (основание) степень диссоциации ос и концентрация раствора с связаны зависимостью:

где К_i — константа, характеризующая способность того или иного слабого электролита к диссоциации.

При малых значениях a (a£0,05) разность 1–a приблизитель­но равна 1. Тогда из этого уравнения можно получить:

что является математическим выражением закона разведения Оствальда: степень диссоциации слабого электролита в растворе тем выше, чем более разбавлен раствор.