Контрольная работа: Классы неорганических веществ. Растворы электролитов. Размеры атомов и водородная связь
Контрольная работа: Классы неорганических веществ. Растворы электролитов. Размеры атомов и водородная связь
Содержание
1.
Классы неорганических веществ
2.
Размеры атомов. Связь размера атома с положением в периодической системе элементов.
Понятие об ионах
3.
Водородная связь
4.
Энтальпия
5.
Растворы электролитов. Понятие об электролитической диссоциации
6.
Мембранные сенсоры и биосенсоры
7.
Литература
1.
Классы неорганических веществ
Классификация
неорганических веществ прошла долгий путь развития и складывалась постепенно,
начиная с первых опытов алхимиков.
Химические элементы
делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами.
Многие элементы в
соответствии с Периодическим законом проявляют одновременно в той или иной мере
свойства металлов и неметаллов. Такие элементы называют амфотерными.
В силу большого
своеобразия химических свойств особо выделяют благородные газы - элементы VIII
A-группы.
Соответственно
подразделению элементов классифицируют простые (одноэлементные) вещества -
формы существования элементов в свободном виде.
Классификация сложных
веществ (двух- или многоэлементных веществ) по составу основана на наличии в
соединении самого распространенного в природе элемента кислорода и на самом
распространенном соединении кислорода - воде.
Кислород образует
соединения со всеми элементами, кроме He, Ne и Ar. Среди производных кислорода
только соединения со фтором (например дифторид кислорода OF2) содержат кислород
в положительной степени окисления; практически все остальные соединения
кислорода - это оксиды.
При реакции оксидов с
водой (напрямую или косвенным путем) получаются гидроксиды - кислотные,
основные или амфотерные.
Гидроксиды разных типов
реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, состоящие из катионов
и анионов (кислотных остатков). Такие соли называют средними. Если соли
содержат два химически разных катиона или два разных кислотных остатка, их
называют соответственно двойными и смешанными.
При наличии в составе
кислотного остатка атомов водорода, способных к дальнейшему замещению
катионами, соли называются кислыми, при наличии гидроксогрупп OH− (или
оксогрупп O2−) - основными солями.
Еще один обширный класс
сложных веществ - бинарные соединения.
2.
Размеры атомов. Связь размера атома с положением в периодической системе
элементов. Понятие об ионах
Атом состоит из
положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных
частиц‑электронов, составляющих его электронную оболочку. Сумма зарядов
электронов равна по модулю положительному заряду ядра, поэтому атом в целом
представляет собой электронейтральную систему. Размеры атома определяются
размерами его электронной оболочки и составляют величину порядка 10–8 см.
Массы различных
элементов находятся в пределах от 1,6×10–24 до 4×10–22 г.
В ядерной физике масса,
заряд и энергия измеряются специальными единицами. Масса измеряется в атомных
единицах массы (а.е.м.). За атомную единицу принята 1/12 массы атома углерода,
равная 1,66057×10–30 г. Элементарным называется заряд, который равен по
абсолютной величине заряду электрона: 1 е =1,601×10‑19 Кал =
4,802×10‑10 в единицах CГСE. Энергия измеряется в электрон-вольтах
(эВ). Электрон‑вольт соответствует энергии, которую приобретает электрон
при движении в электрическом поле с разностью потенциалов в 1В (Вольт): 1эВ =
3,8276 ×10‑20 кал (калорий). В ядерной физике часто применяется
единица, в миллион раз большая:
МэВ = 106 эВ =
1,602×10‑6 эрг = 3,83×10‑14 кал = 1,60219·10‑13
Дж.
Электроны в оболочке
атома расположены слоями. Число электронных слоев равно порядковому номеру
химического элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.
В первом, ближайшем к
ядру слое К вращается не более двух электронов. В следующем за ним слое L – не
более 8, в слое М – не более 18, а в четвертом слое N – не более 32 электронов.
Таким образом, наибольшее число электронов этих слоев равно удвоенному квадрату
номера слоя Z = 2n2. В последующих слоях это правило нарушается, и количество
электронов может составлять: в пятом слое О – от 1 до 29, в шестом слое Р – от
1 до 9 и в дополнительном (последнем) слое Q – не более 2 электронов.
Каждый атом существует
лишь в определенных дискретных энергетических состояниях, соответствующих
строго определенному значению его энергии.
Переход атома из одного
энергетического состояния в другое сопровождается поглощением или излучением
энергии. В обычном же состоянии атом не излучает.
Если одному из
электронов при столкновении с какой-либо частицей извне будет сообщена
некоторая дополнительная энергия, то он перейдет на более удаленную орбиту того
слоя, которому соответствует его новая энергия. В этом случае атом приходит в
возбужденное состояние, и тогда один из электронов внешнего слоя перескакивает
на освободившееся место. Через короткое время (порядка 10‑8 с) атом
возвращается в нормальное состояние, испуская при этом видимый свет,
ультрафиолетовое или рентгеновское излучение.
Ион (греч.
ιоν — «идущий») — электрически заряженная частица (атом, молекула),
образующаяся, обычно, в результате потери или присоединения одного или
нескольких электронов атомами или молекулами.
Заряд иона кратен
заряду электрона. Понятие и термин ион ввёл в 1834 Майкл Фарадей, который,
изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей,
предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением
ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному
полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные,
движущиеся к положительному полюсу (аноду) — анионами.
В виде самостоятельных
частиц они встречаются во всех агрегатных состояниях вещества — в газах (в
частности, в атмосфере), в жидкостях (в расплавах и в растворах), в кристаллах
и в плазме (в частности в межзвёздном пространстве).
Являясь химически
активными частицами, ионы вступают в реакции с атомами, молекулами и между
собой. В растворах ионы образуются в результате электролитической диссоциации и
обусловливают свойства электролитов.
3.
Водородная связь
Водородная связь —
разновидность невалентного взаимодействия между атомом водорода H, ковалентно
связанным с атомом A группы A-H молекулы RA-H и электроотрицательным атомом B
другой молекулы (или функциональной группы той же молекулы) BR. Результатом
таких взаимодействий являются комплексы RA-H•••BR различной степени стабильности,
в которых атом водорода выступает в роли мостика, связывающего фрагменты RA и
BR. Атом водорода, соединенный с атомом сильно электроотрицательного элемента,
способен к образованию еще одной химической связи с подобным атомом водорода.
Эта связь называется водородной. Возникновение водородной связи можно в первом
приближении объяснить действием электростатических сил. Атом с большой
электроотрицательностью, например, фтор в молекуле HF смещает на себя
электронное облако, приобретая значительный эффективный отрицательный заряд, а
ядро атома водорода (протон) почти лишается электронного облака и приобретает
эффективный положительный заряд. Между протоном атома водорода и отрицательно
заряженным атомом фтора соседней молекулы возникает электростатическое
притяжение, что и приводит к образованию водородной связи. Энергия водородной
связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи (не превышает 40
кДж/моль). Однако этой энергии достаточно, чтобы вызвать ассоциацию молекул,
т.е. их объединение в димеры или полимеры. Именно ассоциация молекул служит
причиной аномально высоких температур плавления и кипения таких веществ, как
фтороводород, вода, аммиак. Водородная связь в значительной мере определяет
свойства и таких биологически важных веществ как белки и нуклеиновые кислоты.
4.
Энтальпия
Энтальпиия, также
тепловая функция и теплосодержание — термодинамический потенциал,
характеризующий состояние системы в термодинамическом равновесии при выборе в
качестве независимых переменных давления, энтропии и числа частиц.
Если термомеханическую
систему рассматривать как состоящую из макротела (газа) и поршня с грузом Р = p
S, уравновешивающего давление газа р внутри сосуда, то такая система называется
расширенной.
Энтальпия или энергия
расширенной системы Е равна сумме внутренней энергии газа U и потенциальной энергии
поршня с грузом
Eпот
= pSx = pV
H = E = U + pV
Таким образом,
энтальпия в данном состоянии представляет собой сумму внутренней энергии тела и
работы, которую необходимо затратить, чтобы тело объёмом V ввести в окружающую
среду, имеющую давление р и находящуюся с телом в равновесном состоянии.
Энтальпия системы H — аналогично внутренней энергии — имеет вполне
определенное значение для каждого состояния, т. е. является функцией
состояния. Следовательно, в процессе изменения состояния
ΔH = H2 − H1
Энтальпией системы
удобно пользоваться в тех случаях, когда в качестве независимых переменных,
определяющих состояние системы, выбирают давление р и температуру Т
H = H(p,T)
Энтальпия — величина
аддитивная, т. е. для сложной системы равна сумме энтальпий её независимых
частей
.
Энтальпия определяется
с точностью до постоянного слагаемого, которому в термодинамике часто придают
произвольные значения (например, при расчете и построении тепловых диаграмм).
При наличии немеханических сил величина энтальпии системы равна
Страницы: 1, 2, 3 |