14.Что такое поляризуемость? Ответ: это способность подвергаться поляризации. Поляризуемость зависит от радиуса и заряда иона. Реактивы: хлорид железа (III) или железные квасцы роданид аммония (роданид калия) хлорид аммония или хлорид калия.


Чтобы посмотреть этот PDF файл с форматированием и разметкой, скачайте его и откройте на своем компьютере.
«КОНЦЕПЦИИ СОВРЕМЕННОГО ЕСТЕСТВОЗНАНИЯ» (1)

направление 38.03.06 (100700.62)


Содержание семинарского занятия 1.

Методология подготовки реферативной работы


Реферат

(от лат.
refero



сообщаю)


это краткое изложение имеющихся
литературных данных по в
ыбранному вопросу.


Подготовка студентом реферата


это одна из форм самостоятельного
овладения материалом. Поэтому автор должен владеть терминами и
номенклатурой. По объёму реферат должен составлять не менее 15
страниц машинописного текста. Желат
ельно наличие схем, рисунков,
диаграмм, таблиц и т.п. Реферат может быть выполнен от руки.


План реферата включает в себя:

1.

введение;

2.

литературный обзор по выбранному вопросу;

3.

экспериментальная часть;

4.

выводы;

5.

список используемой литературы.


Во

введении обосновывается выбор данной темы через показ её
актуальности и значения.


В литературный обзор включаются имеющиеся в учебной, научной и
научно
-
популярной, а также периодической, печати сведения по данному
вопросу.


При наличии у студ
ента проведённого под руководством преподавателя
эксперимента оформляется экспериментальная часть, в которую заносятся:

-

методики проведения эксперимента, анализов и математической
обработки результатов;

-


наблюдения, расчёты, таблицы полученных в ходе опыт
ов данных,
графики выявленных зависимостей.


В выводах студентом формулируется своё отношение к данному вопросу и
проведённой работе.


В список использованной литературы включаются все использованные
литературные источники. Их количество должно бы
ть не менее пяти.


Подготовленные под руководством преподавателя рефераты выносятся
на обсуждение в студенческой группе. При этом авторы готовят небольшие
сообщения по проделанной работе (не более 10 минут), которые
иллюстрируются плакатами, моделям
и, демонстрационными опытами,
образцами материалов и т.п.


Слушатели (другие студенты и сотрудники кафедры) обсуждают
каждый доклад и отбирают лучшие сообщения на студенческую научную
конференцию. Рекомендуемыми критериями отбора являются: содержа
ние
доклада, качество иллюстративного материала, оформление реферата,
способность докладчика к яркому и интересному выступлению. Авторы
отобранных рефератов готовят выступления (не более 5 минут) на пленарное
заседание научно
-
практической конферен
ции по химии и концепциям
современного естествознания или публикацию, в которых учитывают
замечания и предложения, высказанные при обсуждении в студенческой
группе.


Темы рефератов приведены ниже. Они подобраны таким образом, чтобы
способствовать б
олее глубокому пониманию связи будущей специальности с
естествознанием и его важной роли в жизни современного общества.


Реферат является квалификационной работой по части «Химия» курса
«Концепции современного естествознания». Его содержание
должно
отвечать требованиям Государственного образовательного стандарта
высшего профессионального образования. По согласованию с руководителем
студент может конкретизировать и дополнять темы рефератов.


Для того, чтобы составить реферат, целесообразн
о просматривать
литературу в следующем порядке: энциклопедия


фундаментальный курс


монографии по данному вопросу


указатели реферативных журналов,
начиная с последних лет до лет, охваченных литературными ссылками.
Некоторые темы увлекательно

изложены в научно
-
популярной литературе.
Этим материалом студенты тоже могут воспользоваться при работе над
рефератом.



Темы рефератов:

1.

Как возникают и исчезают химические элементы.

2.

Керамика: прошлое, настоящее и будущее.

3.

Клетка как элементарная ед
иница живого.

4.

Климат: прошлое, настоящее и будущее. Особенности Уральского
региона.

5.

Колебательные реакции.

6.

Азот. Распространённость на Земле. Круговорот азота на Земле.

7.

Кислород. Распространённость на Земле. Круговорот кислорода на
Земле. Проблема нехватки

кислорода в некоторых регионах Земли.

8.

Методы управления химическими процессами. Катализ.
Биокатализаторы.

9.

Нанотехнологии и наноматериалы. Этические проблемы их внедрения.

10.

Периодический закон: прошлое, настоящее и будущее.

11.

Полимерные материалы.

12.

Углерод. Ст
роение и свойства атома углерода, определившие его роль
в природе. Распространённость на Земле. Круговорот углерода на
Земле.

13.

Уникальные свойства воды.

14.

Установление строения и структур ДНК и РНК.

15.

Фосфор. Распространённость на Земле. Круговорот фосфора на З
емле.

16.

Химические элементы
-
органогены в организме человека.

17.

Химические элементы
-
неорганогены в организме человека.

18.

Химия: историческая справка. Проблемы и перспективы современной
химии.


Основные законы химического взаимодействия


Моль


это количе
ство вещества, содержащее 6,02

10
23

частиц любого
определённого свойства.


СТЕХИОМЕТРИЯ



это раздел химии, связанный с применением хим.
формул и уравнений при хим. расчётах и базирующийся на следующих
законах:

1.

ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ И ЭНЕРГИИ
: уст
ановлен великим
русским учёным М.В. Ломоносовым в 1756 году:
масса веществ,
образовавшихся в ходе реакции, равна массе веществ, вступивших в
реакцию.


Несколько позже в 1789 закон сохранения массы был независимо от
Ломоносова установлен французским хим
иком Лавуазье, показавшим, что
при хим. реакциях сохраняется не только общая масса веществ, но и масса
каждого из элементов, входящих в состав взаимодействующих веществ.


В дальнейшем закон был развит теорией А. Энштейна в 1905 году.
E

=
m

c
2
, где
c



скорость света в вакууме. При химических реакциях всегда
выделяется или поглощается энергия

Е. значит, изменение массы должно
быть равно:



E


m

=
------
,
где с


скорость света в вакууме (~ 300 000 000 м/с).


c
2

Однако из
-
за огромно
го значения с
2

изменениями масс (~10
-
12

кг) при
химических реакциях можно пренебречь. Закон сохранения массы является
всеобщим лежит в основе всех химических уравнений и расчётов по ним.

2. ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА
: ( Пруст 1806 г.)

Каждое химическое
вещество независимо от места нахождения и способа
получения имеет один и тот же постоянный состав, то есть соотношения
между массами элементов, входящих в состав данного соединения.


Под местом нахождения Пруст понимал географическое место, например,

минерал
киноварь (
HgS
) японская и испанская, хлористое серебро (
AgCl
) из Перу и Сибири.
Химически чистый сахар имеет состав, независящий от способа его получения


из
сахарного тростника либо сахарной свёклы.


В настоящее время установлено, что этот
закон не является всеобщим


не
соблюдается при непостоянстве изотопного состава вещества. Например, обычная вода

2
О) содержит 11 мас. % водорода, а тяжёлая вода (
D
2
O
)
-

20 мас.% водорода.

3. ЗАКОН КРАТНЫХ СООТНОШЕНИЙ:

(школьный учитель и
профессиональн
ый химик Дальтон 1803 г.)

Если два элемента образуют между собой несколько хим. соединений, то на
одно и то же весовое кол
-
во (массу) одного из них приходятся такие же кол
-
ва (массы) другого, которые относятся между собой как небольшие целые
числа.

Наприм
ер:

Оксид

N
2
O

NO

N
2
O
3

N
2
O
4

N
2
O
5

Количество азота

1

1

1

1

1

Количество кислорода

0,57

1,14

1,71

2,28

2,85

Отношение

1

2

3

4

5


Установлено, что этот закон не является всеобщим. Исключения
наблюдаются:

а). при непостоянстве изотопного состава входящих эл
ементов:

б). в соединениях переменного состава, например, сплавы (интерметаллиды)


NaZn
13
. В начале ХХ века русский учёный Н.С. Курнаков, изучая сплавы
металлов, открыл соединения переменного состава. В этих соединениях на
единицу массы данного элемента м
ожет приходится различная масса другого
элемента. Так, в соединении
Bi

и
Tl
, на единицу массы
Tl

может приходится
1,24
-
1,82 единиц масс Bi. В тридцатых годах ХХ века выяснилось, что
соединения переменного состава встречаются не только среди соединений
мет
аллов друг с другом, но и среди других твёрдых тел, например, оксидов,
сульфидов, нитридов, карбидов, гидридов металлов. Например, оксид титана
TiO
1,9
-
2,0
.

в). в веществах, молекулы которых состоят из большого числа атомов,
например, углеводороды С
20
Н
42
, С
21
Н
44
.

4. ЗАКОН ОБЪЁМНЫХ СООТНОШЕНИЙ.


Первые количественные исследования реакций между газами принадлежат
французскому учёному Гей
-
Люссаку. Закон установлен в 1808 году. Измеряя
объёмы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции,
Г
ей
-
Люссак пришёл к обобщению, известному под названием закона
простых объёмных соотношений:
объёмы вступающих в реакцию газов
относятся друг к другу и к объёмам образующихся газообразных
продуктов реакции как небольшие целые числа.


Например, при взаимо
действии 2 объёмов водорода и 1 объёма кислорода
образуются 2 объёма водяного пара ( при постоянных температуре и
давлении).

5. ЗАКОН АВОГАДРО:

Амадео Авогадро (1811 г.). Сыграл большую роль
в введении в науку представления о молекулах как мельчайших час
тицах
вещества, в установлении атомных масс элементов и молекулярных масс
сложных веществ.

В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре и
давлении) содержится одинаковое количество молекул.
Следствия из закона:

1.

Один моль любого га
за при одинаковых условиях занимает один и тот же
объём. При нормальных условиях моль любого газа занимает объём 22,4
л.

2.

Молярная масса (относительная молекулярная масса) вещества в
газообразном состоянии равна его удвоенной относительной плотности по
вод
ороду (отношение массы газа к водороду).

7. ЗАКОН ЭКВИВАЛЕНТОВ
.
Эквивалент



это реальная или условная
частица вещества, соответствующая в данной кислотно
-
основной реакции 1
иону водорода или в данной окислительно
-
восстановительной реакции 1
электрону. Ис
ходя из определения, эквивалент водорода принят равным
единице.

Пример :

определить эквивалент хлора, серы, азота, углерода в следующих
соединениях


HCl
,
H
2
S
,
NH
3
,
CH
4
.

Решение

Так как эквивалент водорода равен 1, а в соединении Н
Cl

элементы взяты в
соот
ношении 1:1, то эквивалент хлора тоже равен1; в соединении Н
2
S

элементы взяты в соотношении 1:2, следовательно, эквивалент серы равен ½;
аналогично эквивалент
N



1/3; эквивалент
C



¼.

Эквивалентная масса
m
Э



масса одного эквивалента, выражается в г/моль
.

Эквивалентная масса простого вещества
определяется по формуле:


А

m
Э

=
-----

, где А


атомная масса вещества, г/моль; В


его валентность.


В

Пример :

определить эквивалентные массы водорода, кислорода и алюминия

-

водорода


1

m
Э

=
-----

= 1 г/моль.


1

-

кислорода


16

m
Э

=
------

= 8 г/

моль.


2

-

алюминия


27

m
Э

=
-------

= 9 г/
моль.


3

Эквивалентная масса оксида

определяется по формуле:



М
оксида

m
Э

оксида

=
m
Э

элемента

+
m
Э

кислорода

или
m
Эоксида =
-----------------------------


общая валентность

Пример :

определить эквива
лентную массу оксида алюминия

Решение

m
Э

=
m
Эалюминия

+
m
Экислорода

=

9 + 8 = 17 г/моль.

или молекулярная масса оксида алюминия равна 102 г/моль, общая же
валентность определяется как наименьшее общее кратное


кислород
двухвалентен, а алюминий трёхвалент
ен.


102

m
Э

=
-------

= 17 г/моль.


2

3

Эквивалентная масса кислоты

определяется по формуле:


М
кислоты

m
Э

=
-------------------------------------


число Н
+

в молекуле кислоты

Пример :

определить эквивалентную ма
ссу серной кислоты
H
2
SO
4
.

Решение

Молекулярная масса серной кислоты составляет 98 г/моль, а число ионов
водорода равно двум. Тогда:


98

m
Э

=
-------

= 49 г/моль


2


Эквивалентная масса основания

определяется по формуле:


М
основания

m
Э

=
-----------------------------------------
, где


число ОН
-

в молекуле основания

Пример :

определить эквивалентные массы гидроксидов натрия и кальция

Решение

Молекулярные массы гидроксидов составляют соответственно 40 и 74
г/моль.


40

NaOH
,
m
Э

=
------

= 40 г/моль.


1



74

Ca
(
OH
)
2
,
m
Э

=
------

= 37 г/моль.


2

Эквивалентная масса соли

определяется по формуле:



М
соли

m
Э

=
-----------------------------------------


общая валентность по металлу

Пример :

определить эквивалентные массы хлорида натрия, сульфатов меди
и алюминия.


58,5

NaCl
,
m
Э

=
--------

= 58,5 г/моль.



1


160

CuSO
4
,
m
Э

=
-------

= 80 г/моль.


2


342

Al
2
(
SO
4
)
3

m
Э

=
-------

= 57 г/моль.


2

3

Эквивалентный объём для газов

V
Э



это объём, занимаемый
одним
эквивалентом газообразного вещества при нормальных условиях (н.у.).
Нормальные условия
-


273,2 К и 101325 Па (760 мм рт. ст. или 1 атм.)

Пример :

определить эквивалентные объёмы для водорода и кислорода.

Решение

Молярный объём любого газа по следст
вию из закона Авогадро при н.у.
равен 22,4 л/моль, а молекулярные массы Н
2

и О
2

соответственно составляют
2 и 32 г/моль. Эквивалентные массы для газов рассчитывались ранее. Тогда:

-

для водорода
-

для кислорода




22,4 л/моль
; 32 г


22,4 л/моль;




V
Э

=11,2 л/моль
. 8 г
-

V
Э

=
5,6 л/моль
.


Формулировка закона эквивалентов
: вещества взаимодействуют между
собой в количествах, пропорциональных их эквивалентным массам.

m
1

m
2

-----

=
-----

, где

m
Э1
m
Э2

-

m
1

и
m
2



массы реагирующих веществ, г;

-

m
Э1
и
m
Э2



их эквивалентные массы, г/моль.


При решении некоторых задач с газовыми взамодействиями удобнее
пользоваться
другой формулировкой закона эквивалентов:
массы

бъёмы) реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам
(объёмам):

m
1

V
2

----

=
-----
, где

m
Э1
V
Э2

-

V
2



объём газа , приведённый к н.у., в литрах;

-

V
э2



эквивалентный объём газа в л/моль.


Так как большинство хим. реакций с уч
астием газов протекают не при
нормальных условиях, то при стехиометрических расчётах широко
используются газовые законы.

ГАЗОВЫЕ ЗАКОНЫ:

Объединённый газовый закон (объединяет законы Бойля
-
Мариотта и Гей
-
Люссака):

P
1

V
1

P
2

V
2

------

=
--------

, гд
е


Т
1

Т
2

Р
i
,
V
i
,
T
i

-

давление, объём, температура при условиях
i
.

Уравнение Менделеева
-
Клайперона:


m

PV

=
---
RT
, где


М

m



масса газа в
кг;
М
-

молекулярная масса газа в
г/моль
; Р


давление в
к
Па
;
V
-

объём в
м
3
;
Т


те
мпература,
К
;
R



универсальная газовая
постоянная,
кДж/моль
.
R

= 8,31 Дж/моль.


Содержание семинарского занятия 2.


Химический элемент. Строение атома. Периодический закон.
Химическое соединение. Химическая связь.

Прослушивание и обсуждение докладов по ит
огам реферативного
исследования.



Современная квантовомеханическая теория строения атомов и молекул,
разработанная Луи де Бройлем, Эрвином Шредингером, Вернером
Гейзенбергом и др., учитывает двойственность природы электрона и других
микрочастиц, т.е.

их корпускулярно
-
волновые свойства. Если, по де
Бройлю, допустить, что с движущейся материальной частицей ассоциируется
волна, то длина волны должна описываться уравнением:


h



=
-----
, где


m

v

h
-

постоянная Планка 6,626

10
-
34

Дж

с.

Пр
и большой массе частиц длина волны де Бройля становится весьма малой.
Например, у частицы массой 1 г, движущейся со скоростью 1 см/с, равна 6,62

10
-
27

см. Поэтому для макрочастиц невозможно обнаружить волновые
свойства. Для макроскопических тел справедлив
а классическая механика как
предельный случай квантовой (волновой) механики.


В квантовой механике движение микрочастиц описывается уравнением
Эрвина Шредингера (1925, Австрия):

h
2

--------

2


+ (
E
-
U
)


= 0, где

8

2
m



2



2




2


-


2


=
----

+
------

+
-------

-

сумма вторых производных волновой
функции



x
2

y
2


z
2



по координатам
x
,
y
,
z
. Квадрат функции выражает вероятность нахождения
электрона в данном месте пространства.;

-

m


масса электрона;

-

U


потенциальная энергия электрона;

-

Е


полная энергия электрона.

играющим роль, подобную роли уравнений зако
нов Ньютона в классической
механике. Движение волны, частицы (например, электрона) характеризуется
количественно амплитудой волновой функции, которая вычисляется из
уравнения Шредингера.


Уравнение Шредингера играет роль вычисления вероятности нахожден
ия
электрона в данной точке пространства. Вероятностное описание движения
электрона приводит к представлению о том, что электрон как бы «размазан»
вокруг ядра и образует той или иной формы электронное облако, плотность
которого в разных точках определяется

вероятностью пребывания электрона
в них. Поэтому вместо термина «орбита» с 1962 года стали всё больше и
больше употреблять термин «орбиталь», которым мы и будем пользоваться в
дальнейшем. В ней заключено ~90% электронного облака. Это означает, что
около
90% времени электрон находится в этой части пространства.


Из описания состояния электрона в атоме уравнением для трёхмерной
волны (уравнением Шредингера) автоматически вытекает факт
существования стационарных состояний электрона в атоме и легко
описыв
аются все особенности спектра водорода). Необходимость в
боровских допущениях отпадает.


Квантовое описание атома водорода:


Каждое положение электрона в атоме водорода (орбиталь) описывается
определённого вида волновой функцией, вычисляемой из уравн
ения
Шредингера. Значение этой функции зависит от трёх координат, в связи с
чем в решении уравнения появляются три целочисленные квантовые числа:


Главное квантовое число
n



определяет уровень энергии, которому
отвечает данная орбиталь, и её удалённост
ь от ядра. Принимает любые
целочисленные значения. Волновым функциям, характеризующимся одним и
тем же главным квантовым числом, соответствует одинаковая энергия
электрона.


Совокупность электронных состояний, соответствующих одному и тому
же значению
главного квантового числа, называется электронным
(квантовым) слоем. Число заполненных электронами электронных слоёв в
атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент. У
атомов первого периода


один энергетический уровень, второго


два,

третьего


три и т.д. Наибольшее же число электронов на энергетическом
уровне равно
N

= 2
n
2
.


В соответствии с этим уравнением на первом, ближайшем к ядру уровне,
может находиться не более 2 электронов, на втором


не более 8, на третье


не более 1
8, на четвёртом


не более 32.


Находясь в пределах одного квантового слоя, электроны располагаются
на каком
-
то приблизительно одинаковом удалении от ядра. по мере
увеличения главного квантового числа растёт удалённость электрона от ядра.
(рис.)


Помимо главного квантового числа, состояние электрона в атоме
описывается и другими квантовыми числами.


Побочное квантовое число
l



характеризует момент количества
движения электрона относительно центра орбитали. Оно определяет форму
электронного обла
ка. При данном квантовом слое побочное квантовое число
может принимать значения целых чисел от 0 до
n
-
1. Так, если
n
=1, то
l
=0


в
этом случае электронное облако имеет форму шара (только одна форма). При
n
=2,
l

= 0,1 ( два вида формы ). При
n
=3,
l
=0, 1,
2 (три вида формы). Вместо
обозначения
l

числами 0,1, 2, 3« часто пользуются буквенными
обозначениями
s
,
p
,
d
,
f

и говорят о
s
-
,
p
-
,
d
-
,
f
-

состояниях электронов или
s
,
p
,
d
,
f
-
орбиталях.


Учитывая соотношения между квантовыми числами
n

и
l
, можно сдел
ать
выводы, относительно того, какие типы орбиталей дозволены в пределах
данного квантового слоя.


Таблица

Количество дозволенных орбит в к
вантовом слое


Номер квантового слоя

Дозволенные орбиты

1
-
ый слой

(
n=1
)

s (l=0)

2
-
ой слой

(n=2)

s (l=0); p (l=1)

3
-
ий слой

(n=3)

s (l=0); p (l=1); d (l=2)

4
-
ый слой

(n=4)

s (l=0); p (l=1); d (l=2); f (l=3)




Магнитное квантовое число (
m
)


определяет положение плоскости
орбитали в пространстве или, согласно квантовой механике, направление, в
котором вытянуто электронное облако. Это число может иметь все значения
целых чисел от

l

до +
l
.

Например: при
l
=0,
m
=0;


при
l
=1,
m

=
-
1, 0, +1;


при
l
=2,
m

=
-
2,
-
1, 0, +1, +2;


при
l
=3,
m
=
-
3,
-
2,
-
1, 0, +1, +2, +3.

То есть количество дозволенных ориентаций различно для орбиталей
разного типа. Так,
s
-
орбитали могут иметь всего лишь одну ориен
тацию,
p
-
орбитали могут иметь три ориентации,
d
-
орбитали могут иметь пять
ориентаций,
f
-
орбитали могут иметь семь ориентаций.


m
l

= 2
l
+1;
-
l

m
l
+
l


Кроме вышеперечисленных трёх квантовых чисел, описывающих
орбиталь и состояние электрона, существуе
т ещё и


m
s



магнитное спиновое число, учитывающее вращение электрона вокруг
своей оси. Его вращение возможно в двух противоположных направлениях


по часов
ой стрелке и против часовой стрелки. Соответственно, спиновое
квантовое число может иметь только два значения


положительное (+1/2) и
отрицательное (
-
1/2)


соответственно двум возможным направлениям
вращения электрона.



Атом водорода прост, его потенциальная энергия обусловлена только
электростатическим взаимодействием единственного электрона с ядром. Уже
при переходе к следующему атому
гелия эта простота исчезает. Атом гелия
имеет два электрона, поэтому приходится учитывать энергии взаимодействия
каждого электрона с ядром и энергию отталкивания электронов друг от
друга. Математические трудности, естественно, возрастают. Однако уровни
эне
ргии многоэлектронных атомов оказываются непосредственно
связанными с уровнями атома водорода. Эта связь настолько сильна, что
обозначения, принятые для квантовых чисел атома водорода, химики
переносят и на многоэлектронные атомы.


Можно назвать

три основные принципа, в соответствии с которыми
происходит заполнение электронами квантовых слоёв и энергетических
подуровней в реальных атомах.


Правило Хунда (Гунда)
: суммарное спиновое число электронов данного
подслоя должно быть максимальным.



Принцип Паули (1925)
: в атоме не может быть двух электронов с
одинаковыми значениями всех четырёх квантовых чисел.


Закон наименьшей энергии
: в первую очередь заполняются уровни с
меньшей энергией:

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f~5d6p7s
5f~6d7p.



Выводы
:

1.

№ периода в Периодической системе показывает число электронных
слоёв в атоме.

2.

Максимальное число электронов в слое
N
=2
n
2
, где
n



главное квантовое
число.

3.

S



состояние имеется в любом слое и с него начинается каждый новый
электро
нный слой. Максимальное число
s
-
электронов равно 2.

4.

Р
-

состояние начинается со второго слоя. Максимальное число р
-
электронов равно 6.

5.

D



состояние начинается с третьего слоя. Максимальное число
d
-
электронов равно 10.

6.

F



состояние начинается с четвёртого
слоя. Максимальное число
f


электронов равно 14.

7.

порядковый № элемента в Периодической таблице соответствует заряду
ядра и общему числу электронов в атоме.



ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА


Можно изобразить двумя методами:

1.

Электронная формула.

2.

Графическое и
зображение.


Для составления электронной формулы пользуются законами:

-

принцип Паули;

-

закон наименьшей энергии.





Электронные конфигурации атомов
.


При формировании электронных оболочек атомов различных элементов
очере
дной электрон располагается на том свободном подуровне, который
характеризуется наименьшей энергией. Поэтому вначале застраивается
первый слой


1
s



подуровень, пока он не занят нельзя ожидать заполнения
остальных уровней.


Построение электронных конф
игураций атомов начнём с рассмотрения
электронных конфигураций атомов малых периодов


первого, второго и
третьего.

Первый период:

n
=1
1
H

1
s
1


2
He

1
s
2


-

первый квантовый слой завершён.

Обсудить какие степени окисления могут проявлять эти элементы.

Второй период:

n
=2
3
Li

1
s
2
2
s
1



первая группа;


4
Be

1
s
2
2
s
2



вторая группа;


5
B

1
s
2
2
s
2
2
p
1



третья группа;


6
С 1
s
2
2
s
2
2
p
2

-

четвёртая группа;


7
N

1
s
2
2
s
2
2
p
3



пятая группа;


8
О 1
s
2
2
s
2
2
p
4



шестая группа;



9
F

1
s
2
2
s
2
2
p
5



седьмая группа;


10
Ne

1
s
2
2
s
2
2
p
6



восьмая группа.

Обсудить возможные степени окисления атомов.

Третий

период
:


n=3
11
Na 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1


13
Al 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1


17
Cl

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
5


18
Ar

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6



Выводы
: У атомов элементов, находящихся в малых периодах,
последний электронный слой достраивается
s

и р электронами, причём число
электронов в последнем слое равно номеру группы, в которой стоит данный
элемент. У всех инертных
газов (кроме гелия) в последнем квантовом слое
находится 8 электронов, т.е.
s
2
p
6
.


Начиная с четвёртого периода, все последующие периоды являются
большими. В больших периодах закономерности заполнения электронных
слоёв своеобразны. Составляя электронну
ю конфигурацию атомов данных
периодов, важно обращать внимание на то, в каком ряду располагается
элемент


в чётном или нечётном.

Четвёртый период:
n
=4

Чётный ряд начинается с калия. У его предшественника, атома аргона,
s
-

и р
-
подуровни третьего квантовог
о уровня полностью заняты восьмью
электронами. Однако третий слой при этом остаётся незавершённым,
максимальное число электронов в нём 18.

В атоме калия очередной электрон попадает не на 3
d
-
подуровень, а по закону
наименьшей энергии на 4
s
-
подуровень.


19
K

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
4
s
1

Аналогично
20
Са 1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
4
s
2

У атома скандия очередной электрон достраивает 3
d
-
подуровень, энергия
которого ниже, чем для 4р
-
состояния.
21
Sc

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
4
s
2
3
d
1

У всех элементов, следующих за скандием, вплоть до конца этого

ряда
продолжается достройка 3
d
-
подуровня.


22
Ti 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
2


23
V 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
3


24
Cr 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
3d
5


26
Fe 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6


27
Co 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
7


28
Ni 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
8


Закономерность:

в атомах элементов чётн
ых рядов больших периодов,
начиная с третьей группы, происходит достройка предпоследнего уровня
d
-
электронами. У большинства этих атомов на последнем слое находится по
два электрона.


Нечётный ряд начинается с меди, в атоме которой предпоследний слой
з
авешён (18 электронов), а на последнем находится один электрон.

29
Cu

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
4
s
1
3
d
10

30
Zn

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
4
s
2
3
d
10


У последующих элементов в соответствии с законом наименьшей энергии
заполняются электронами 4
s

и 4р
-
состояния.

31
Ga 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3
d
10
4s
2
4p
1

33
As 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
3

35
Br

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
3
d
10
4
s
2
4
p
5


У атомов элементов нечётных рядов больших периодов количество
электронов на последнем квантовом уровне равно номеру группы,
предпоследний слой всегда содержит 18 электронов.



Для атомов элементов пятого периода справедливы обе закономерности,
сформулированные для чётных и нечётных рядов больших периодов.


В чётном ряду шестого периода в соответствии с ранее
сформулированным правилом с третьей группы начинается заст
ройка
d
-
подуровня предпоследнего (пятого) слоя.

57
La

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
3
d
10
4
s
2
4
p
6
4
d
10
5
s
2
5
p
6
6
s
2
5
d
1


Однако 5
d
-
подуровень очень близок по энергии к 4
f
-
подуровню.

Эти элементы за большое химическое сходство с лантаном названы
лантаноидами.

57
Ce 1s
2
2s
2
2
p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
6
4d
10
5s
2
5p
6
6s
2
5d
1
4f
1

64
Gd 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
6
4d
10
5s
2
5p
6
6s
2
5d
1
4f
7

71
Lu

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
3
d
10
4
s
2
4
p
6
4
d
10
5
s
2
5
p
6
6
s
2
5
d
1
4
f
14


У последующих элементов чётного ряда продолжается заполнение
электронами 5
d
-
подуровня.

72
Hf

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
3
d
10
4
s
2
4
p
6
4
d
10
4
f
14
5
s
2
5
p
6
6
s
2
5
d
2


Для нечётного ряда пятого периода характерны те же закономерности, что
и для нечётных рядов четвёртого и пятого периода.

79
Au 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
6
4d
10
4f
14
5s
2
5p
6
6s
1
5d
10

80
Hg 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
6
4d
10
4f
14
5s
2
5p
6
6s
2
5d
10

81
Tl

1
s
2
2
s
2
2
p
6
3
s
2
3
p
6
3
d
10
4
s
2
4
p
6
4
d
10
4
f
14
5
s
2
5
p
6
5
d
10
6
s
2
6
p
1


В седьмом периоде порядок заполнения электронных уровней тот же, что
и в шестом периоде.

Графическое изображение строения атома



Энергетические состояния изображаются в

виде квантовых ячеек, в
которых расположены электроны с антипараллельными спинами.
Распределение электронов подчиняется правилу Гунда. Например, углерод.


Химическая связь


Понятие о химической связи является одним из основополагающих в
современной х
имии. Физико
-
химическая природа вещества целиком
определяется его химическим или кристаллохимическим строением, а
главное в учении о химическом или кристаллохимическом строении


это
химическая связь.

Вопросы для обсуждения

1.

Когда возникает химическая связь
?

Ответ:
при перегруппировке валентных электронов.

2.

Какие электроны участвуют в образовании химических связей?

Ответ:
у
s
-

и р
-
элементов


электроны внешнего слоя; у
d
-
элементов


s
-
электроны внешнего и
d
-
электроны предвнешнего слоёв.

3.

Какие виды химической
связи Вы знаете?

Ответ:

-

ковалентная (универсальный тип химической связи);

-

ионная;

-

металлическая;

-

водородная.

4.

Дайте определение ковалентной связи.

Ответ:
это химическая связь между атомами, осуществляемая
обобществлёнными электронами. Природа ковалентной с
вязи
заключается в электрическом взаимодействии, осуществляемом в
условиях квантово
-
механической системы.

5.

Основные характеристики ковалентной связи.


Ответ:

-

насыщаемость;

-

направленность;

-

поляризуемость.

6.

Что такое насыщаемость ковалентной ковалентной связи?

Ответ:
насыщаемость


это максимальное число ковалентных связей.
Численное значение валентности соответствует числу ковалентных
связей.

7.

В чём, на Ваш взгляд, состоит отличие понятий валентности и химической
связи?

Ответ:
для правильного понимания отличий п
онятий валентности и
химической связи необходимо чётко разграничить понятия валентности и
химической связи.

Впервые понятие о валентности было введено в химию английским
Франклендом (1853). Под валентностью он понимал число атомов другого
элемента, соедин
яющиеся с одним атомом данного элемента. Валентность
водорода была принята за 1. Представления о валентности сыграли
исключительную роль в создании теории химического строения Бутлерова
и Периодической системы Менделеева. Таким образом, валентность
можно о
пределить как формальную числовую характеристику,
отражающую форму химического взаимодействия элемента, в то время,
как химическая связь


это физико
-
химическое явление, отражающее
содержание химического взаимодействия. Поэтому между понятиями
валентность
и химическая связь существует различие в той мере, в какой
разграничиваются философские понятия формы и содержания предмета. В
диалектическом единстве формы и содержания (валентности и
химической связи) определяющим является содержание, т.е. химическая
свя
зь.

8.

Чем определяется максимальная валентность (насыщаемость)?

Ответ:
числом валентных орбиталей.

9.

Расскажите о направленности ковалентной связи.

Ответ:
причиной направленности ковалентной связи является
зависимость атомных волновых функций (за исключением
s
-
орбиталей от
сферических углов). Ковалентная связь всегда направлена в сторону
максимального перекрытия электронных облаков в соответствии с
уравнением Шредингера.

10.

Что такое гибридизация?

Ответ:
способность одного атома смешивать электронные облака
валент
ных электронов и давать одинаковые одинаковые орбитали.

11.


Приведите пример
sp
-
гибридизации.

Ответ:
BeCl
2



молекула линейна. Одна связь
Be
-
Cl

должна быть
sp
-
связью, а другая рр
-
связью. Последняя характеризуется большой
прочностью, т.к. р
-
орбитали более вытя
нуты от ядра по сравнению с
s
-
орбиталями. Гибридизация всегда сопровождается изменением формы
электронного облака. В результате гибридные облака располагаются по
прямой.

12.

Приведите пример
sp
2
-
гибридизации.

Ответ:
BCl
3



молекула представляет собой равностор
онний
треугольник, т.к. комбинация одной
s
-
и двух р
-
орбиталей приводит к
возникновению трёх ассиметричных гибридных орбиталей,
расположенных под углом 120
о
.

13.

Приведите пример
sp
3
-
гибридизации.

Ответ:
СН
4



молекула представляет собой правильный тетраэдр, т.
к.
четыре гибридных облака располагаются под тетраэдрическим углом
109,5
о
. Этот угол является оптимальным, т.е. обеспечивающим
максимальное взаимное отталкивание ассиметричных гибридных облаков
своими утолщёнными частями, что обеспечивает минимум энергии
с
истемы.

14.

Что такое поляризуемость?

Ответ:
это способность подвергаться поляризации. Поляризуемость
зависит от радиуса и заряда иона. Чем выше радиус и заряд, тем выше
поляризуемость.

15.

Какая связь называется неполярной? Приведите примеры неполярных
связей.



Ответ:
разность ЭО взаимодействующих атомов равна 0. Примеры
неполярных связей:
N
2
,
F
2

и др.

16.

Какая связь называется полярной? Приведите примеры полярных связей.


Ответ:
у взаимодействующих атомов 0<ЭО<1,9 . Например для
молекулы
HCl

ЭО=0,9.

17.

Что наз
ывается диполем?

Ответ:
диполь


это система из двух зарядов, равных по величине, но
противоположных по знаку.

18.

Охарактеризуйте ионную связь. Приведите примеры.


Ответ:
природа связи объясняется с позиции электростатического
взаимодействия ионов. Катион
ами являются катионы щелочных и щелочно
-
земельных металлов с малой энергией ионизации, а анионы (простые)


это
анионы р
-
элементов
VII

группы. Такие соединения немногочисленны.


Ионная связь характеризуется ненаправленностью, т.к. силовые поля
ионов ра
вномерно распределены в пространстве.


Ионная связь характеризуется ненасыщаемостью, т.к. взаимодействие друг
с другом двух ионов противоположного заряда не может привести к полной
взаимной компенсации их силовых полей, поэтому у них сохраняется
способн
ость притягивать ионы противоположного знака и по другим
направлениям.

19.

Охарактеризуйте водородную связь. Приведите примеры.


Ответ:
водородная связь является разновидностью связи, возникшей
между двумя молекулами, если в этих молекулах водород связан с

сильно
электроотрицательным элементом (
F
,
O
,
N
, в меньшей степени
Cl

и
S
).
Водородная связь на порядок слабее ковалентной связи, но по прочности
превосходит Ван
-
дер
-
Ваальсовы силы. Водородная связь играет большую
роль в химии органических соединений, поли
меров, белков.


Пример
-

водный раствор фтороводородной кислоты. Молекула
HF

сильно полярна и за счёт водородных связей имеет склонность к ассоциации
в зигзагообразные цепи.

20.

Охарактеризуйте металлическую связь. Приведите примеры.

Ответ:
металлы отлича
ются от других веществ высокой электро
-

и
тпелопроводностью, а их структуры характеризуются высокими
координационными числами. О существовании межатомной связи в
металлах свидетельствует также то, что при сублимации многие металлы
переходят в состояние дву
хатомных молекул (например,
Li
2
,
Cu
2,
Ga
2
).
Между ковалентной и металлической связью имеется большое сходство


они основаны на обоществлённых электронах, но ковалентная связь
соединяет 2 соседних атома, при том, что общие электроны пребывают в
непосредств
енной близости от них и прочно с ними связаны, а в металлах
обобществлённые электроны обслуживают весь кристалл (полностью
делокализованы), что является причиной высокой тепло
-

и
электропроводностью, отсутствие направленности и насыщаемости
металлической с
вязи.


Содержание семинарского занятия 3


Химические реакции и их скорость. Катализ.

Прослушивание и обсуждение докладов по итогам реферативного
исследования.


Просмотр и обсуждение демонстрационных опытов


Опыт 1. Зависимость скорости химической реакции
от природы
реагирующих веществ на примере взаимодействия металлов с
соляной кислотой.

Реактивы
: раствор
HCl

(1:3); гранулированные цинк и олово; крупные
стружки магния.

Оборудование
: три высоких цилиндра; чёрный экран; стеклянная палочка.

Выполнение
: на
полнить три цилиндра раствором соляной кислоты. Затем
бросить в первый цилиндр


олово, во второй


цинк, в третий


магний. Так
как магний при взаимодействии с кислотой всплывает на поверхность, пучок
стружек магния можно привязать к концу стеклянной пало
чки и затем
палочку опустить в цилиндр. Различная интенсивность выделения пузырьков
водорода наглядно демонстрирует разницу в скорости взаимодействия
металлов с одной и той же кислотой.

Опыт 2.


Зависимость скорости реакции от величины поверхности
реагирую
щего вещества на примере взаимодействия карбоната кальция
с кислотой.

Реактивы
: две одинаковые навески (~ 1 г) карбоната кальция, при этом одна
навеска содержит кусковой СаСО
3
, а другая тонкий порошок СаСО
3
; раствор
HCl

(1:3).

Оборудование
: два одинаковых

стакана объёмом 100 мл.

Выполнение
: в стаканы налить соляную кислоту и одновременно внести в
один стакан порошок, а в другой


кусочки карбоната кальция. Скорости их
растворения заметно отличаются.

CaCO
3

+ 2
HCl

=
CaCl
2

+
H
2
O

+
CO
2

Опыт 3. Зависимость ско
рости химической реакции от температуры на
примере окисления иодида калия азотной кислотой.

Реактивы
: раствор
KI

(8
-
9 г
KI

на 100 мл воды); раствор
HNO
3

(1:3).

Оборудование
: два стакана ёмкостью 100 мл, электрическая плитка,
вытяжной шкаф, белый экран.

О
пыт проводить под тягой!

Выполнение
: в два стакана налить одинаковые количества азотной кислоты (~
100 мл). Один из растворов нагреть примерно до 80
о
С. Затем поставить
стаканы рядом и к каждому стакану прибавить по 40 мл раствора
KI
.

6KI + 8HNO
3

= 6KNO
3

+ 3I
2

+ 2NO + 4H
2
O

В «холодном» стакане раствор приобретает жёлтую окраску. В «горячем»
-

идёт бурная реакция с выделением фиолетовых паров.

Опыт 4. Каталитическое окисление аммиака на поверхности оксида
хрома (
III
)


Реактивы
: концентрированный водный
раствор аммиака;
Cr
2
O
3

в виде
порошка, полученного в ходе термического разложения бихромата аммония
(
NH
4
)
2
Cr
2
O
7
.


Оборудование
: колба ёмкостью 3 л; железная ложечка; спички, горелка.

Опыт проводить под тягой!


Выполнение
: на асбестовую сетку положи
ть в виде горки кристаллический
бихромат аммония. Верхушку поджечь спичкой. Наблюдать «извержение
вулкана». Протекающий процесс описывается схемой:

(
NH
4
)
2
Cr
2
O
7


Cr
2
O
3

+
N
2

+ 4
H
2
O


Для приведённой внутримолекулярной окислительно
-
восстановительной
реак
ции методом электронного баланса подобрать коэффициенты, указать
окислитель и восстановитель.


В колбу влить 10
-
15 мл концентрированного раствора аммиака. Данным
раствором тщательно смочить стенки колбы и остаток из колбы вылить.
Оксид хрома (
III
) полож
ить на железную ложечку и сильно прокалить, а
затем небольшими порциями сбрасывать в колбу с аммиаком. Каждая порция
оксида даёт красивый сноп искр, и отдельные искры долго видны внутри
колбы.


Написать уравнение реакции; составить электронный баланс
для неё,
указать окислитель и восстановитель.

Опыт 5. Окисление сахара в присутствии катализатора


оксида хрома
(
III
) или «мерцающие огоньки».

Реактивы:

2
-
3 г сахарной пудры, 6
-
9 г оксида хрома (
III
), полученного
термическим разложением бихромата аммония
, лучинка.

Оборудование
: керамическая плитка, асбестовая сетка, треножник,
фарфоровая чашечка, стеклянная палочка.
Опыт проводить под тягой!

Выполнение
: В сухой фарфоровой чашечке с помощью стеклянной палочки
тщательно перемешать сахарную пудру и оксид хро
ма (
III
). Полученную
смесь насыпать горкой на асбестовую сетку или керамическую плитку,
помещённую на демонстрационный столик. Внести в смесь на некоторое
время горящую лучинку до появления первых искр, после чего лучинку
уберите. Происходит постепенное ра
скаливание смеси с появлением
«мерцающих огоньков».


Опыт эффектнее проводить в затемнённой смеси. В данном опыте активно
окисляется и может даже загореться сахар на поверхности катализатора


оксида хрома (
III
). Легко убедиться, что «мерцающие огоньки»

в отсутствие
оксида хрома (
III
) не наблюдаются.

Опыт 6. Замедление коррозии железа в кислой среде с применением
ингибитора


раствора формалина
.


Реактивы
: очищенные железные гвозди; хлороводородная кислота (1:2);
40%
-
ный раствор формалина.


Обор
удование
: два цилиндра; чёрный экран.


Выполнение
: в цилиндры с кислотой опустить железные гвозди. Когда
выделение пузырьков водорода сделается заметным, внести в один цилиндр
1
-
2 мл формалина. Скорость выделения водорода заметно уменьшается, так
как ф
ормалин является ингибитором для этой реакции. Методом
электронного баланса составить уравнение взаимодействия железа с
хлороводородной кислотой, указать окислитель и восстановитель.

Опыт 7. Ферменты


природные катализаторы; наблюдение работы
каталазы


Примечание
: Ферменты (биокатализаторы)


это соединения
белковой природы, выполняющие роль катализаторов в биохимических
реакциях.


Кислородное дыхание живых организмов приводит к образованию
пероксида водорода Н
2
О
2
. Это вещество обладает высокой о
кислительной
способностью. При его взаимодействии с биоорганическими соединениями
клеток образуются радикалы


очень активные молекулярные частицы с
ненасыщенной валентностью и инициируется пероксидное окисление. Под
действием радикалов разрушаются важней
шие составные части клетки


мембраны и ДНК.


С целью противодействия этим негативным процессам в организмах
вырабатывается особый белок


фермент каталаза, которая и разрушает
пероксид водорода (и к тому же окисляет в его присутствии
низкомолекуляр
ные спирты и нитриты). Она присутствует во многих
клетках, в том числе в эритроцитах крови и клетках печени. Тем самым
ограничивается избыточное накопление пероксида водорода и
предотвращается разрушение клетки.


Действие каталазы (
CatFe
2+
) может быть

представлено в виде
каталитического цикла из двух последовательных реакций:


CatFe
2+

+ H
2
O
2

→ CatFe
2+

H
2
O
2


CatFe
2+

H
2
O
2
+ H
2
O
2

→ CatFe
2+

+ 2H
2
O +

O
2



Как видно, в результате разрушаются две молекулы пероксида водорода, а
молекула биокатализатора
Ca
tFe
2+

освобождается и может вступать в
следующий каталитический цикл. Этот процесс очень быстрый: в течение
секунды одна молекула каталазы может осуществлять до 20

000 циклов!


Реактивы
:

10%
-
ный раствор пероксида водорода Н
2
О
2
, размоченные
семядоли фа
соли или гороха, сырой и отварной картофель.


Оборудование
: пробирка, два химических стакана объёмом 100 мл.


Выполнение
: в пробирку налить раствор пероксида водорода. Разломить
размоченные семядоли фасоли или гороха и поместить их в раствор
пероксида водорода. Написать уравнение реакции.


В два стаканчика налить по 10 мл 10%
-
ного раствора пероксида водорода.
В первый
стаканчик опустить кусочек сырого очищенного картофеля (он
содержит фермент каталазу), во второй


кусочек отварного картофеля. Так
как ферменты чувствительны к высоким температурам, то в отварном
картофеле каталаза отсутствует. Наблюдать интенсивное выдел
ение
кислорода в первом стаканчике и отсутствие такового во втором стаканчике.
1


Опыт 8. Доказательство каталитической активности продуктов
сгорания табака.


Примечание
: согласно данным многочисленных исследований горящая
сигарета является уникальной «
химической фабрикой», производящей около
4000 различных соединений, в том числе более 40 канцерогенных веществ
(вызывающих рак) и по меньшей мере 12 веществ, способствующих
развитию рака (коканцерогенов) [7]. Всю продукцию этой фабрики можно
условно разд
елить на две группы: газовую и твёрдофазную. Целью данного
опыта является показ небезопасности твёрдой фазы. В её состав немалых
количествах входят тяжёлые металлы, относящиеся к классу опасности


свинец, кадмий, ртуть, цинк и др. Подробнее о биологическо
м действии этих
металлов можно прочитать в [4]. Их опасность может быть связана с высокой
каталитической активностью.


Реактивы
: кусочек сахара, пепел от сгорания папиросы или сигареты.


Оборудование
: горелка, керамическая пластинка, щипцы.


Выпол
нение
: кусочек сахара внести в пламя горелки. При этом горелку
держать в вертикальном положении. Сахар не горит, а чернеет, плавится и
каплями стекает на пластинку. Затем вынуть сахар из пламени и на его
поверхность нанести немного пепла и слегка растереть

пальцем. Затем вновь
внести сахар в пламя горелки. Сахар горит, давая небольшой, но заметный
язычок пламени.





1


Аналогично можно провести опыт с сырым и отварным мясом.


С
12
Н
22
О
11

+ 12О
2

= 12СО
2

+ 11Н
2
О



Стёпин Б.А. считает, что катализируют процесс горения карбонаты
щелочных металлов, содержащиеся в табачно
м пепле. При этом главная роль
принадлежит карбонату лития.


Кстати
, табачный дым является ингибитором многих ферментных
систем организма человека, включая такие важные как дегидрогеназы и
оксигеназы. Для больных курильщиков важно и то, что курение
обуславливает снижение терапевтической реакции организма на действие
лекарственных средств


их распад стимулируется под

влиянием ферментов
печени.


Опыт 9. Влияние концентрации на смещение химического равновесия
на примере взаимодействия хлорида железа (
III
) и роданида аммония.


Реактивы
: хлорид железа (
III
) или железные квасцы; роданид аммония
(роданид калия); хлорид аммония или хлорид калия.

Оборудование
: четыре химических стакана объёмом 50 мл; шпатель; белый
фон.

Выполнение
: налить в стакан около 10

мл растворов соли железа и роданида
аммония (калия). Жидкость окрашивается в красновато
-
оранжевый цвет.
Окраска не должна быть тёмной!

FeCl
3

+ 3
NH
4
CNS



Fe
(
CNS
)
3

+ 3
NH
4
Cl

Разлить приготовленный раствор в четыре стакана. В первый стакан ввести
несколько
миллилитров концентрированного раствора соли железа; во
второй стакан


несколько миллилитров концентрированного раствора
NH
4
CNS

(
KCNS
); в третий стакан


кристаллический
NH
4
Cl

(
KCl
). Сравнить
получившиеся в трёх стаканах окраски растворов с окраской раст
вора в
четвёртом стакане (контрольной). В первых двух стаканах произойдёт
усиление окраски, что свидетельствует о смещении равновесия в сторону
реакции образования роданида железа (
III
). В третьем стакане наблюдается
ослабление окраски до светло
-
жёлтой, чт
о объясняется смещением
равновесия в сторону реакции образования хлорида железа (
III
).

Опыт 10. Колебательные реакции на примере взаимодействия бромата
калия с лимонной кислотой в присутствии соли церия; «химические
часы».

Предлагаемый для постановки

опыт имеет сложный механизм
протекания. Бромат калия окисляет лимонную кислоту в кислой среде в
присутствии соли церия в ацетондикарбоновую кислоту:

KBrO
3

+ 3CH
2
COOH
-
COHCOOH
-
CH
2
COOH =

= KBr + 3CH
2
COOH
-
CO
-
CH
2
COOH + 3CO
2

+ 3H
2
O (1)

Реакция (1) идёт очень
медленно. Далее протекают более быстрые реакции:

KBr + KBrO
3

+ H
2
SO
4

= Br
2

+ K
2
SO
4

+ H
2
O (2)

Получающийся бром идёт на бромирование ацетондикарбоновой кислоты, и
количество ионов брома вследствие этого увеличивается, но
ацетондикарбоновая
кислота быстро исчезает вследствие малой скорости её
образования (1). Поэтому наступает момент взаимодействия бромида и
бромата калия (2), сопровождающийся видимым выделением брома. Далее
бром расходуется на реакцию окисления
Ce

(
III
)→
Ce

(
IV
). После
исчез
новения брома и ионов
Ce

(
III
) в растворе остаются взятые в избытке
бромат калия, лимонная кислота, а также катализирующие процесс ионы
Ce

(
IV
). В этом случае реакции (1) и (2) пойдут снова и будут повторяться до тех
пор, пока не израсходуется один из исх
одных продуктов реакционной смеси.

Реактивы
: раствор лимонной кислоты (40 г кислоты растворить в 160 мл
воды); раствор серной кислоты (1:3). Навески: 16 г
KBrO
3
, 3,0
-
3,5 г
Ce
2
(
SO
4
)
3
.

Оборудование
: стакан 350
-
400 мл, электрическая плитка, термометр,
стекля
нная палочка, белый лист бумаги.

Выполнение
: раствор лимонной кислоты нагреть примерно до 40
-
50
о
С, а
затем высыпать навеску бромата калия и размешать палочкой. После
растворения
KBrO
3

стакан поставить на лист белой бумаги и внести
приготовленную заранее н
авеску соли церия, а также несколько миллилитров
разбавленной серной кислоты. Сразу же начинает происходить чередование
окрасок: жёлтый


бесцветный


жёлтый и т.д., которое длится всего 1
-
2
минуты. Если чередование окрасок будет происходить нечётко, нужно

слегка
подогреть раствор.



Решение типовых задач


Пример 1:

как изменится скорость химической реакции 2
NO

+
H
2

=
N
2
O

+
H
2
O

при увеличении концентрации
NO

в 2 раза?

Выразим в математической форме исходную скорость химической реакции:

V

=
k

C
2
NO

C
H
2

П
осле увеличения концентрации
NO

скорость химической реакции стала
равна:

V
’ =
k

(2
C
NO
)
2

C
H
2

Составив соотношение
V
’ к
V
, получим, что скорость химической реакции
при увеличении концентрации
NO

в 2 раза, увеличивается в 4 раза.

Пример 2:

записать выражение
скорости реакции для следующих процессов:

MoO
3

+ 3H
2

= Mo + 3H
2
O V = k


C
Н
2
3


Cu(OH)
2

= CuO + H
2
O V = k


Пример 3:

как изменится скорость химической реакции 2
NO

+
H
2

=
N
2
O

+
H
2
O
, если в системе в 2 раза увеличилось давление?

V

=
k

C
2
NO

C
H
2

После увеличения давления:

V
* =
k

(2
C
NO
)
2

2
C
H
2

Составим соотношение
V
* к
V

и получим, что скорость реакции увеличилась
в 8 раз.

Пример 4:

Как возрастёт скорость химической реакции при повышении
температуры с 20
о
С до 50
о
С, если температурный коэффициент с
корости
химической реакции равен 3?

V
50

=
V
20

3
50
-
20/10

=
V
20

3
3

= 27

V
20
, т.е. скорость химической реакции возрастёт
в 27 раз.


Содержание семинарского занятия 4

Итоговый тестовый контроль знаний.

Прослушивание и обсуждение докладов по итогам реферативных

исследований.



Для итогового по части «Химия» контроля знаний берутся упражнения из
банка тестовых заданий. Структура теста включает десять вопросов:

1.

Строение атома и Периодический закон;

2.

Химическая связь;

3.

Зависимость скорости химической реакции от к
онцентрации;

4.

Зависимость скорости химической реакции от температуры;

5.

Катализ;

6.

Химическое равновесие;

7.

Основные законы химии;

8.

Реакционная способность веществ;

9.

Общая биология;

10.

Экология.


Тест считается успешно пройденным при правильных ответах на шесть и
более вопросов.

Банк тестовых заданий

Предмет и структура естествознания, особенности химической формы
движения материи


Наука сформировалась в

■ Древней Греции


Европе
XVI
-
XVIII

вв

■ Европе
XIII
-
XV

вв

■ Древнем Риме.

Науку от обыденного познания отличае
т

■ актуальность объекта познания

■ достоверность полученных знаний

■ значимость результатов познания


используемый язык
.

Определённый способ понимания какого
-
либо предмета, процесса или
явления


это

■ концепция


закон

■ гипотеза

■ теория.

В научном исс
ледовании выделяются уровни

■ созерцательный и эмпирический

■ созерцательный и концептуальный


эмпирический и теоретический

■ теоретический и концептуальный.

Дифференциация естественных наук начала происходить на стадии

■ натурфилософии


аналитического е
стествознания

■ синтетического естествознания

■ интегрального естествознания.

Совокупным объектом естествознания является

■ Земля

■ Галактика


природа

■ географическая оболочка Земли.

Методом эмпирического уровня познания является

■ аналогия


наблюдение

■ моделирование

■ синтез.

В схеме кислотный оксид + основание → « + « продуктами являются


соль


вода


■ основной оксид

■ кислота.

Взаимодействие между кислотой и основанием, в результате которого
образуются соль и вода, называются реакцией

■этерификации

■ диссоциации


нейтрализации

■ гидролиза.

При разложении одного моля СаСО
3

поглощается 178,5 кДж теплоты. Объём
выделившегося при этом газа равен ____ литрам.

■ 16,8

■11,2

■5,6


22,4.

При взаимодействии 3,42 г щелочного металла с водой выделяется 448 мл

водорода (н.у.). Этот щелочной металл:


литий;


калий;


натрий;



рубидий
.

Эквивалент перманганата калия, если ион
MnO
4
-

восстанавл
ивается до
Mn
2+
,
равен

■1/2


■1


■1/3



1/5.

Для получения 54 г серебра электролизом водного раствора нитрата серебра
(выход по току 100%) необходимо, чтобы в растворе содержалось ____
граммов чистой соли.


85

■ 108

■ 42,5

■ 170.

Для получения 22,4 л хлор
а (н.у.) электролизом расплава хлорида калия
(выход по току 100%) необходимо _____ грамм чистой соли.


■ 74,5



149


■ 14,9


■ 7,45.

Между собой взаимодействуют соединения (2 ответа):


К
2
О
,
СаО


Na
2
O, N
2
O
5


BaO, CrO
3


CO
2
,
SO
3
.

Со щелочами взаимодейс
твуют оксиды (2 ответа):

■ азота (
II
)


серы (
IV
)

■ железа (
II
)


хрома (
III
).

Амфотерными являются оксиды (2 ответа):


алюминия

■ марганца (
II
)


бериллия

■ кальция.

Кислотными являются гидроксиды (2 ответа):

■ олова (
IV
)

■ железа (
III
)


серы (
VI
)


а
зота (
III
).

В окислительно
-
восстановительных реакциях
KMnO
4

может быть


Только окислителем

■ Только восстановителем

■ Как окислителем, так и восстановителем

■ Не участвует.

В реакции 2
NO
2

+ 2
NaOH


NaNO
2

+
NaNO
3

+
H
2
O

ионы натрия

■ восстанавливаются


не изменяют степени окисления

■ окисляются

■ окисляются и восстанавливаются одновременно.

Восстановителем в реакции
Fe

+
HNO
3(конц.)

→ Fe(NO
3
)
3

+ NO
2

+ H
2
O
является


вода


железо

■ азотная кислота

■ оксид азота (
IV
).

В реакции 3Са + 2Р → Са
3
Р
2

атомы фос
фора выступают в качестве

■ окислителей


восстановителей

■ окислителей и восстановителей одновременно

■ доноров неподелённой электронной пары.

В реакции 2
KMnO
4

+ 5
Na
2
SO
3

+ 3
H
2
SO
4

= 2
MnSO
4

+ 5
Na
2
SO
4

+
K
2
SO
4

+ 3
H
2
O

сульфат
-
ионы


■ окисляются и восстанавлива
ются одновременно


не изменяют окислительно
-
восстановительного состояния

■ окисляются

■ восстанавливаются.

Окислителем в реакции
KMnO
4

+
KNO
2

+
H
2
SO
4


K
2
SO
4

+
MnSO
4

+
KNO
3

+
H
2
O

является


KNO
2


MnSO
4


KMnO
4


H
2
SO
4
.

Восстановителем в реакции
S

+
H
2
SO
4
(конц.)

→ SO
2

+ H
2
O
является

■ SO
2

■ H
2
SO
4

■ H
2
O


S
.

Общая сумма коэффициентов в правой части уравнения реакции
AgNO
3

Ag

+
NO
2

+
O
2

равна


7

■ 4

■ 5

■ 6.

Общая сумма коэффициентов в уравнении
KClO
3

KCl

+
O
2

равна



7

■ 4

■ 5

■ 3.

Сумма коэффициентов

в уравнении реакции
NH
3

+
O
2

NO

+
H
2
O

составляет

■ 18

■ 21


19

■ 20

Фундаментальные понятия о материи


Элементарные частицы, не относящиеся к андронам,
-

это

■ протоны

■ нейтроны


электроны

■ нуклоны.

Наибольшей массой обладает

■ позитрон

■ элек
трон


нейтрон


■ фотон.


Изотопы элемента различаются числом

■ нуклонов

■ электронов

■ протонов


нейтронов.


Атомы одного и того же элемента, обладающие различными значениями
атомных масс, называются

■ изоэлектронными

■ изобарами

■ изомерами


изотопами
.

Промежуток времени, в течение которого происходит распад половины
радиоактивных ядер элемента, называется

■ периодом разложения


периодом полураспада

■ временем распада

■ характеристическим временем.

Электроны, характеризующиеся
l
=1, находятся
на _______
-
орбиталях.


p


f


s


d
.

Максимальное число неспаренных электронов на р
-
орбиталях составляет«

■1

■ 6


3

■ 2.

Электронная конфигурация основного состояния внешнего электронного
уровня атома магния
24
12
Mg

имеет вид

■ 3
s
1
3
p
1


3
s
2
3
p
0

■ 3
s
0
3
p
2



3
s
0
3
d
2
.

Иону
Fe
2+

соответствует конфигурация

■ 3
d
5
4
s
0


3
d
6
4
s
0

■ 3
d
4
4
s
2

■ 3
d
5
4
s
1
.

Химическому элементу с формулой высшего оксида ЭО
3

соответствует
электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атома


ns
2
np
1


ns
2
np
4


ns
2
np
2


ns
2
np
3
.

Химическ
ому элементу, образующему соединение с водородом состава ЭН
4
,
соответствует электронная конфигурация внешнего энергетического уровня
атома


ns
2
np
2


ns
2
np
5


ns
2
np
1


ns
1
np
3
.

В ряду химических элементов
Cl

Br

I

атомные радиусы

■ убывают


возрастают


не изменяются

■ изменяются периодически.

Кислотные свойства оксидов элементов в высшей степени окисления в
группе с увеличением порядкового номера

■ зависят от условий реакции

■ уменьшаются


увеличиваются

■ не меняются.

Электроотрицательность в периоде с
ростом порядкового номера элемента

■ уменьшается


повышается

■ изменяется периодически

■ остаётся постоянной.

В ряду химических элементов
S

Se

Te

электроотрицательность


убывает

■ возрастает

■ не изменяется

■ изменяется периодически.

Сущность обменно
го механизма образования химической связи состоит в


в перекрывании одноэлектронных орбиталей взаимодействующих атомов

■ в перекрывании двухэлектронной орбитали одного атома и свободной
орбитали другого атома

■ в перекрывании двух свободных орбиталей двух

атомов

■ в перекрывании любых электронных орбиталей.

В молекуле
H
2
SO
4

между атомами водорода и кислорода реализуется ____
связь.

■ ковалентная неполярная

■ водородная


ковалентная полярная

■ ионная.

Кратность связи в молекуле азота равна

■ нулю

■ единиц
е

■ двум


трём
.

В ряду
N
2
→ О
2
→ Н
2

прочность связи в молекулах

■ изменяется периодически

■ увеличивается

■ не изменяется


уменьшается.

Центральный атом находится в состоянии
sp
3
-
гибридизации в молекуле


СН
4

■ СО

■ К
2
СО
3

■ СО
2

sp
3
-

тип гибридизации атома
углерода реализуется в молекуле

■ С
2
Н
2

■ С
2
Н
4


СН
4

■С
6
Н
6
.

sp
2
-

тип гибридизации центрального атома реализуется в молекуле


AlCl
3


NH
3


CaH
2


NaCl
.

sp
-

тип гибридизации центрального атома реализуется в молекуле


BeCl
2

■ СН
4


NH
3


CaH
2

Донором явл
яется частица, предоставляющая


пару электронов

■ электрон

■ свободную орбиталь

■ пару свободных орбиталей.

Число общих электронных пар в молекуле углекислого газа равно:

■ 1

■ 2

■ 3


4
.

Графит имеет кристаллическую решётку

■ атомную

■ ионную

■ металличе
скую


молекулярну
ю.

Йод имеет _________ кристаллическую решётку.


молекулярную

■ ионную

■ атомную

■ металлическую.

Йодид калия имеет ____________ кристаллическую решётку.

■ атомную

■ молекулярную


ионную

■ металлическую.

Ионная связь образуется между э
лементами

■ Р и О


Na

и
F


■ С и Н


S

и
Cl
.

Ионный тип связи реализуется в веществе


HBr


H
2


NaCl


CO
.

В узлах кристаллической решётки хлорида кальция находятся

■ атомы Са и
Cl

■ молекулы
CaCl
2


ионы Са
2+

и
Cl
-


■ атомы Са и молекулы
Cl
2
.

Ионными

соединениями являются (2 ответа)


H
2
Se


SiF
4


CaF
2


LiCl
.

Пространство, время, принципы относительности


Специальная теория относительности решает задачи

■ классической механики

■ абсолютности пространства и времени


приспособления пространственно
-
в
ременной метрики к современной
физике

■ неинерциальных систем отсчёта.

Процесс перехода системы из одного состояния в другое при постоянном
давлении называется

■ изотермическим


изобарным

■ изохорным

■ адиабатическим.

Изобарным называется процесс, протека
ющий при


постоянном давлении

■ постоянной температуре

■ постоянном объёме

■ постоянных объёме, давлении и температуре.

Изохорным называется процесс, протекающий при:

■ постоянном давлении

■ постоянной температуре


постоянном объёме

■ постоянных объёме,

давлении и температуре.

Стандартная температура равна:

■ 273 К

■ 291 К

■ 293 К


298 К
.

Какой объём займёт газ при нормальных условиях, если при стандартных
условиях он занимает объём 1 м
3
?

■ 1 м
3



0,92 м
3

■ 1,09 м
3


■ 0,97 м
3
.

Какой объём займёт газ
при стандартных условиях, если при нормальных
условиях он занимает объём 1 л ?

■ 1 л

■ 0,92 л

■ 1,09 л

■ 1,07 л.

Внутренняя энергия возрастает

1.

C
2
H
2(г)

+ 5/2
O
2(г)

=
H
2
O
(г)

+ 2
CO
2(г)
;

H
0;

2.

2NaOH

)

+ H
2
SO
4(р)

= Na
2
SO
4(р)

+ 2H
2
O
(ж)
;

H0;

3.

N
2(г)

+ O
2(г)

= 2NO
(г)
;

H� 0;

4.

CO
(г)

+ 1/2O
2(г)

= CO
2(г)
;

H0

при протекании процессов ________________ (3)

Внутренняя энергия убывает

1.
CuO
(к)

+
H
2(г)

=
Cu
(к)

+
H
2
O
(г)
;

H

� 0;

2.
C
2
H
4(г)

+ 3
O
2(г)

= 2
CO
2(г)

+ 2
H
2
O
(г)
;

H

0;

3. (
CuOH
)
2
CO
3(к)

= 2
CuO

)

+
H
2
O
(г)

+
CO
2(г)
;

H

� 0;

4.

N
2(г)

+ 3H
2(г)

= 2NH
3(г)
;

H 0

при протекании процессов ___________________ (2, 4)

Количественное соотношение между изменением внутренней энергии,
теплотой и работой устанавливает ______ закон термодинамики.


первый

■ трети
й

■ второй

■ четвёртый.

Соотношение, которое связывает между собой изменение энтальпии и
внутренней энергии для изобарного процесса,
-

это



H

=

U




H

=

U

+
p

V




H

=
p

V




H

=

U

-

p

V
.

Согласно первому на
чалу термодинамики (закону сохранения энергии),
тепло, поглощённое системой расходуется на:

■ изменение внутренней энергии системы

■ совершение работы


изменение внутренней энергии и совершение работы

■ разрушение кристаллических решёток исходных веществ.

Из перечисленных процессов:

1.

испарение воды;

2.

взаимодействие оксида железа (
II
) с углём;

3.

горение ацетилена;

4.

взаимодействие железа с водой в отсутствии кислорода;

5.

взаимодействие калия с водой;

6. горение серы на воздухе;

7. гашение извести;

8. растворение ко
нцентрированной серной кислоты;

к эндотермическим относятся _______________ (1, 2)

При переходе от кристаллического состояния вещества к газообразному его
энтропия

■ изменяется хаотично


возрастает

■ уменьшается

■ остаётся неизменной.

Может ли уменьшиться

энтропия системы в результате самопроизвольного
протекания в ней химической реакции при постоянных температуре и
давлении:


никогда не может

■ всегда может

■ может, если реакция экзотермическая

■ может, если реакция эндотермическая.

В изолированной сист
еме самопроизвольно протекают процессы, ведущие к:


увеличению энтропии

■ понижению энтропии

■ увеличению энтальпии

■ понижению энтальпии.

Качественно сравните значения энтропий моля кристаллического вещества и
моля его паров при той же температуре. Из эт
их энтропий имеет большее
значение:

■ энтропия кристалла


энтропия паров

■ энтропии одинаковы

■ ответ зависит от природы вещества.

Энтропия идеального газа при равновесном изотермическом сжатии:

■ увеличится


уменьшится

■ не изменится

■ знак

S

зависит о
т природы газа.

При переходе алмаз


графит


энтропия увеличивается


■ энтропия уменьшается

■ энтропия не меняется

■ нельзя сделать вывод об изменении энтропии.

Энтропия равна нулю:

■ для любого простого вещества, устойчивого при стандартных услови
ях


для идеального кристалла при абсолютном нуле

■ для идеального кристалла при нормальных условиях

■ для идеального кристалла при стандартных условиях.

При переходе вода

пар


энтропия увеличивается

■ энтропия уменьшается;

■ энтропия не меняется;

■ нельз
я сделать вывод об изменении энтропии.

Из перечисленных процессов:

1.
Zn
(к)

+
Cl
2(г)

=
ZnCl
2(к)
;


2.
C
графит

= С
алмаз
;


3. С
aCO
3(т)

=
CaO
(т)

+
CO
2(г)
;

4.
H
2
O
лёд

= Н
2
О
пар
;

5.
S
ромб.

+
O
2(г)

=
SO
2(г)
;

с увеличением энтропии протекают процессы __________ (3, 4, 5)

Из перечисленных процессов:

1.


uOH
)
2
CO
3(к)

= 2
CuO
(к)

+
H
2
O
(г)

+
CO
2(г)

2.

H
2
O
пар

=
H
2
O
ж

3.

H
2
O
ж

= Н
2
О
лёд

4.

2
Fe
(к)

+ 3
Cl
2(г)

= 2
FeCl
3(к)

5.

ZnO
(к)

+
CO
2(г)

=
ZnCO
3(к)

с уменьшением энтропи
и протекают процессы________________ (2
-
5)

Изменение свободной энергии Гиббса в реакции можно вычислить по
формуле



ΔG

=
ΔH

+
TΔS



ΔG

=
ΔH

-

TΔS



ΔG

=
ΔS

-

TΔH



ΔG

=
ΔS

+
TΔH

При любых условиях невозможна:

■ эндотермическая реакция с увеличением эн
тропии

■ экзотермическая реакция с увеличением энтропии

■ эндотермическая реакция с уменьшением энтропии


экзотермическая реакция с уменьшением энтропии
.

В изолированной системе самопроизвольно могут протекать процессы, для
которых

■ ¨
G

� 0

■ ¨
H

� 0


¨
S

� 0

■ ¨
S

0.

Условием протекания прямой реакции в изолированной системе является

■ ¨
G

� 0

■
¨
S

� 0

■ ¨
S

= 0

■ ¨
S

0.

Даны реакции с рассчитанными для них изменениями стандартных значений
энергии Гиббса:

а).
H
2(г)

+
S
ромб

=
H
2
S
(г)
;

G

=
-
33 кД
ж;

б).
H
2(г)

+
S
е
(к)

=
H
2
S
е
(г)
;

G

= 16 кДж;

в).
H
2(г)

+ Те
(к)

=
H
2
Те
(г)
;

G

= 85 кДж.

Наиболее энергично протекает взаимодействие:


а


■ б

■ в

■ данных условия не хватает для ответа на заданный вопрос.

Нитрат аммония может разлагаться по
следующим схемам:


а).
NH
4
N
О
3(к)



N
2
O
(г)

+ 2
H
2
O
(г)
;

G

=
-
169,6 кДж


б).
NH
4
NO
3(к)



N
2(г)

+ 1/2О
2(г)

+ 2
H
2
O
(г)
;

G

=
-
273,6 кДж


в).
NH
4
NO
3(к)



N
Н
3(к)

+
HNO
3(к)
;

G

= 276 кДж.

Наиболее вероятна при с
тандартных условиях реакция:

■ а


б


■ в

■ для ответа на вопрос не хватает данных.

При любых условиях возможна:

■ эндотермическая реакция с увеличением энтропии


экзотермическая реакция с увеличением энтропии

■ эндотермическая реакция с уменьшением

энтропии

■ экзотермическая реакция с уменьшением энтропии.

Из перечисленных процессов:

1.
NaOH
р

+
HCl
р

=
NaCl
р

+
H
2
O
ж
; 2.

C
графит

+
O


=
CO

;

3.
Zn
к

+
Cl


=
ZnCl

; 4.2
S
O


+
O


= 2
SO

;

5.
H


+
Cl


= 2
HCl
г
; 6.
N


+
O


= 2
NO
г

к гетерогенным относятся __________________________(2, 3)

Из перечисленных процессов :

1.

LiOH
(
р
)

+ HNO
3(
р
)

= LiNO
3(
р
)

+ H
2
O
(
ж
)
;

2.

CaCO
3(
т
)

+ 2HCl
(
р
)

= CaCl
2(
р
)

+ H
2
O
(
ж
)

+ CO
2(
г
)
;

3.

C
графит

+ 2
H
2(г)

=
CH
4(г)
;

4.

N
2(г)

+ 3H
2(г)

= 2NH
3(г)
;

5.

2CH
3
COONa
(р)

+ H
2
SO
4(р)

= Na
2
SO
4(р)

+ 2CH
3
COOH
(р)
;

6.

2La
(
к
)

+ 6H
2
O
(
ж
)

= 2La(OH)
3(
р
)

+ 3H
2(
г
)

к гомогенным относятся _____________________(1, 4, 5)

При увеличении давления в
5 раз скорость прямой химической реакции
CO
(г)

+
Cl
2(г)



COCl
2(г)

■ не изменяется

■ увеличивается в 15 раз

■ увеличивается в 10 раз


увеличивается в 25 раз
.

Для увеличения скорости прямой реакции 2
SO
2(г)

+ О
2(г)


2
SO
3(г)

в 9 раз
необходимо концентрацию
SO
2

увеличить в ___ раз (а).

■ 18


3

■ 4,5

■ 9.

При увеличении давления в два раза скорость прямой реакции 2
SO
2(г)

+ О
2(г)


2
SO
3(г)

при условии её элементарности, увеличивается в ____ раза.

■ 6

■ 3

■ 2


8
.

Скорость процесса увеличилась в 9 раз при по
вышении температуры на 20
о
С.
Температурный коэффициент скорости химической реакции равен


3

■ 4

■ 4,5

■ 2.

При увеличении давления в два раза скорость гомогенной элементарной
реакции 2
NO

+
Cl
2

= 2
NOCl

увеличивается в ________ раз.

■ 2

■ 4

■ 6


8
.

Если те
мпературный коэффициент скорости химической реакции равен двум,
то при повышении температуры от 10
о
С до 40
о
С, скорость реакции

■ уменьшается в 4 раза

■ уменьшается в 2 раза

■ увеличивается в 6 раз


увеличивается в 8 раз
.

Температурный коэффициент скорост
и реакции равен 3. Скорость реакции
при повышении температуры от 300
о
С до 340
о
С увеличится в _____ раз.


81

■ 9

■ 27

■ 12.

Если при увеличении температуры от 20
о
С до 50
о
С скорость реакции
увеличилась в 8 раз, то температурный коэффициент скорости реакции
равен


3

■ 2,67

■ 4

■ 2.

Энергия активации химической реакции НЕ зависит от

■ природы реагирующих веществ

■ добавления ингибитора

■ наличия катализатора


концентрации реагирующих веществ
.

Минимальный запас энергии частиц в момент столкновения, необходим
ый
для протекания химической реакции, называется

■ энергией ионизации

■ энтальпией реакции

■ тепловым эффектом


энергией активации
.

Увеличение скорости химической реакции при введении катализатора
происходит в результате уменьшения

■ скорости движения час
тиц

■ теплового эффекта

■ энергии столкновения


энергии активации
.

Состояние равновесия характеризуется равенством


скоростей, прямого и обратного процессов


■ количеств веществ в системе

■ температуры продуктов и исходных веществ

■ концентраций продукто
в и исходных веществ.

В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции _______
скорости обратной реакции

■ не зависит от

■ больше

■ меньше


равна
.

Для экзотермического процесса синтеза аммиака одновременное снижение
температуры и повышение давле
ния ________ выход аммиака.


увеличивает

■ не влияет

■ уменьшает

■ сначала уменьшает, затем снижает.

Для смещения равновесия в системе СО
(г)

+ 2Н
2(г)



СН
3
ОН
(г)
, ¨Н<0, в
сторону продуктов реакции необходимо

■ понизить концентрацию водорода

■ понизить да
вление


повысить давление

■ повысить температуру.

Для смещения равновесия в системе
H
2(г)

+
I
2(г)



2
HI
(г)
, ¨Н<0, в сторону
исходных веществ необходимо

■ увеличить давление

■ увеличить концентрацию йода


уменьшить концентрацию йода

■ уменьшить температу
ру.

При увеличении давления в системе
H
2(г)

+
I
2(г)



2
HI
(г)
, ¨Н<0

■ увеличивается содержание продуктов и исходных веществ

■ увеличивается содержание исходных веществ

■ увеличивается содержание продуктов реакции


состояние равновесия не изменяется
.

Для у
величения выхода аммиака по уравнению реакции
N
2(г)

+ 3
H
2(г)



2
NH
3(г)
, ¨Н<0 необходимо


понизить температуру

■ понизить давление

■ повысить концентрацию
NH
3

■ понизить концентрацию
N
2
.

Для увеличения выхода продуктов реакции

FeO
(т)

+
H
2(г)



Fe
(т)

+
H
2
O
(
г)
, ΔН>0

необходимо


повысить температуру

■ понизить температуру

■ повысить давление

■ понизить давление.

Химическое равновесие в системе С
4
Н
8(г)

+ Н
2(г)



С
4
Н
10(г)
;

H
< 0 можно
сместить в сторону образования водорода при:


понижении температуры
;



повышении температуры;


повышении давления;


использовании катализатора.

Вещество

С современной точки зрения систематизирующим фактором Периодической
системы Д.И. Менделеева является

■ масса ядра атома


заряд ядр
а атома

■ заряд атома

■ масса атома.

Количество органогенов, то есть элементов, которые в сумме являются
основой живых систем и общая весовая доля которых, например, в
организме человека 97%, составляет:

■ 3


6

■ 7

■ 10.

Отбор химических элементов во Все
ленной проявляется таким образом, что
большую часть вещества в ней составляют всего два элемента


■ кремний и углерод

■ углерод и водород

■ кислород и гелий


водород и гелий
.

Последовательность, в которой исторически развивалось химическое знание
с учёто
м четырёх концептуальных этапов:

А


эволюционная химия;

В


структурная химия;

С


учение о химических процессах;

D



учение о составе вещества


это:

■ A
-

B
-

C
-

D

■ C


D


B
-

A


D


B


C
-

A


A



D



B

-

C
.

Нанотехнологии являются

■ разделом химии

■ разделом физики

■ разделом астробиологии


междисциплинарным направлением в естествознании
.

Нанотехнологии оперируют объектами, линейные размеры которых
составляют

■ от 1 до 10
9

м

■ от 10
9

до 10
-
9
м


от 10
-
7

до 10
-
9

м

■ от 10
-
1

до 10
-
6

м.

Мегамир и его с
войства

Космология


это


раздел астрономии

■ раздел космонавтики

■ ненаучная форма познания Вселенной

■ второе название космогонии.

Малые планеты, входящие в Солнечную систему,
-

это

■ метеоры

■ спутники


астероиды

■ кометы.

Наиболее крупная единица изм
ерения космических расстояний


это


парсек

■ астрономическая единица

■ световой год

■ километр.

Вселенная однородна, поскольку она

■ расширяется


имеет одинаковые свойства во всех точках

■ имеет одинаковые свойства по всем направлениям

■ находится в гор
ячем состоянии.

Возраст Вселенной исчисляется

■ со времени образования галактик

■ со времени образования Солнечной системы


с момента Большого взрыва

■ с начала фазы инфляции.

Наша Галактика имеет форму


спиральную

■ эллиптическую

■ шаровидную

■ неправил
ьную.

Солнечная система в нашей Галактике располагается

■ в плоскости, перпендикулярной галактической


у галактической плоскости

■ на периферии Галактики

■ положение пока не выяснено.

Квазары


это

■ новые звёзды

■ двойные звёзды


мощные источники радиои
злучения во Вселенной

■ малые галактики


спутники нашей Галактики.

Звёзды состоят преимущественно

■ из водорода и азота

■ из гелия и кислорода


из водорода и гелия

■ из гелия и азота.

Новые звёзды образуются

■ из межзвёздного вещества

■ из двойных звёзд


из красных карликов

■ из переменных звёзд.

Внешняя часть Солнца


атмосфера


состоит

■ из ядра, конвективной зоны и короны


из фотосферы, хромосферы и короны

■ из ядра, области лучистого переноса энергии и короны

■ из фотосферы, конвективной зоны и обл
асти лучистого переноса энергии.

А.Л. Чижевский в 1915 году обратил внимание на периодический характер
интенсивности солнечного излучения, что сказывалось на различных
явлениях в биосфере Земли. Эта периодичность равна

■ 1 году

■ 11 годам

■ 20 годам

■ 50 г
одам.

Планета Земля

Мировой океан включает в себя


все моря и океаны

■ все океаны и находящиеся под ними подземные воды

■ все океаны и льды Антарктиды

■ все океаны.

В водах Мирового океана среднее содержание солей от общей массы воды
составляет

■ 35%

■ 1
%


3,5%

■ 10%.

К контитентальным водным бассейнам относят

■ озера, моря, реки, болота


озера, реки, болота, водохранилища

■ реки, заливы морей, моря, болота

■ реки, озера, водохранилища, заливы морей.

На глубине 1 км подземные воды могут находиться

■ тол
ько в жидком состоянии


и в твёрдом, и в жидком состоянии

■ только в твёрдом состоянии

■ только в парообразном состоянии.

Главные катионы морской воды
-

Na
+
,
Mg
2+
,
Ca
2+
,
K
+

-

поступают в неё


в результате выветривания горных пород

■ из атмосферы

■ из п
очвы

■ вместе с подземными водами.

Запасы пресной питьевой воды сосредоточены в основном в

■ озёрах и прудах


ледниках

■ реках

■ почвах.

Возросший дефицит пресной воды вызван в основном

■ ухудшением климата

■ резким глобальным уменьшением объёма грунтовы
х вод


загрязнением водоёмов

■ глобальным засолением почв.

Основной загрязнитель воды
-

это

■ бытовой мусор

■ биологические отходы


нефть и нефтепродукты

■ твёрдые промышленные отходы.

Атмосфера защищает живые организмы, населяющие поверхность планеты,
от воздействия

■ вулканических выбросов


космических излучений

■ парникового эффекта

■ сернистого газа.

Атмосфера защищает живые организмы, населяющие поверхность планеты,
от воздействия


резких колебаний температуры

■ умеренного радиоактивного загрязнен
ия

■ хозяйственной деятельности человека

■ веществ, обладающих канцерогенными свойствами.

Практически весь кислород атмосферы Земли накоплен за счёт:

■ космических процессов за пределами планеты;

■ процессов, происходивших в древних горных породах Земли;



фотосинтеза зелёных растений в прошлые геологические эпохи
;

■ вулканических выбросов из недр Земли.

Основным источником поступления кислорода в атмосферу Земли является:

■ жизнедеятельность бактерий;

■ вулканический процесс;

■ таяние ледников;


процесс ф
отосинтеза
.

В химическом составе атмосферы Земли и по весу и по объёму в %
преобладает такой компонент как

■ кислород


азот

■ углекислый газ

■ инертные газы.

Основным источником поступления в атмосферу газа метана считают

■ лесные массивы

■ луговые и степ
ные районы


болотистые районы

■ горные отрасли.

С увеличением высоты над поверхностью Земли температура воздуха
возрастает (2 ответа)

■ в тропосфере


в стратосфере

■ в мезосфере


в термосфере
.

На высоте 10 км над поверхностью Земли воздух состоит преиму
щественно

■ из углекислого газа и азота

■ из водорода и гелия


из азота и кислорода

■ из азота и озона.

Большая часть жёстких ультрафиолетовых лучей задерживается тонким
озоновым слоем, который локализован в

■ тропосфере

■ гидросфере


стратосфере

■ экзос
фере.

Жёсткое ультрафиолетовое излучение не достигает поверхности Земли
благодаря

■ водяным парам атмосферы

■ парниковому эффекту


озоновому экрану

■ молекулярному азоту.

Считается, что озоновый слой разрушается в результате воздействия на него

■ радиации

■ сернистого газа


фреона

■ азота.

Озоновый экран разрушается вследствие

■ поступления в атмосферу диоксида углерода

■ повышения концентрации диоксида серы

■ жёсткого ультрафиолетового излучения


утечки хлорфторуглеводородов (фреонов).

Озоновый слой ат
мосферы разрушается под воздействием:

■ жёсткой солнечной радиации


хлорфторорганических соединений

■ углекислого газа

■ изменения геомагнитных свойств атмосферы.

Основной причиной выпадения кислотных дождей являются


попадание в воздух оксидов серы и а
зота


отходов сгорания любого
ископаемого топлива, особенно низкосортного угля и мазута

■ попадание в воздух оксидов фосфора и углерода


отходов сгорания
любого вида топлива, особенно сланцев и торфа

■ попадание в воздух большого количества хлора

■ попад
ание в воздух пыли, содержащей частицы металла.

Причиной выпадения кислотных дождей считают воздействие на атмосферу

■ электромагнитных излучений

■ высокотоксичных соединений


выбросов сернистого газа

■ мелких частиц сажи.

Физические методы очистки газооб
разных выбросов в атмосферу основаны
на

■ дожигании ядовитых примесей

■ каталитическом обезвреживании примесей


осаждении пыли и дымов

■ адсорбции твёрдыми веществами.

Состояние нижнего слоя атмосферы в данном месте в данное время
называется

■ альбедо


п
огода

■ климат

■ ветер.

Локальные изменения климата, которые складываются около поверхности
почвы, называют

■ средой

■ фактором

■ погодой


микроклиматом
.

Постепенное потепление климата на планете связано с

■ озоновым экраном

■ фотохимическим смогом

■ ра
диационным загрязнением


парниковым эффектом
.

Основной причиной постепенного потепления климата большинство
исследователей считают

■ уменьшение содержания кислорода в атмосфере

■ увеличение количества частиц пыли

■ уменьшение радиационного фона


увеличен
ие содержания в атмосфере углекислого газа
.

Геологическая оболочка Земли, населённая живыми организмами,
-

это

■ стратосфера

■ атмосфера


биосфера

■ гидросфера.

Самым распространённым металлом биосферы, играющим важную роль в
геохимических процессах, явл
яется:

■ железо

■ кальций


алюминий

■ магний


Живая материя

Самоорганизующаяся система НЕ характеризуется

■ высокой упорядоченностью

■ открытостью


равновесностью

■ отсутствием управления извне.

После прохождения точки бифуркации система

■ перестаёт взаи
модействовать с другими системами

■ возвращается в исходное состояние


случайно выбирает путь нового развития

■ не подчиняется законам детерминизма.

Синергетика


это наука о превращении


хаоса в космос (порядок)

■ простых систем в сложные

■ сложных сист
ем в простые

■ порядка в хаос.

Ч. Дарвин показал, что под борьбой за существование понимается (3 ответа)


ожесточенная борьба особей одного вида

■ установление между живыми организмами форм сотрудничества и
взаимопомощи


конкуренция между представителями

разных видов животных



борьба с неблагоприятными условиями природной среды
.

Элементарными факторами и явлениями эволюции необходимо считать (3
ответа)

■ особь как элементарную эволюционную структуру


изменение генотипического состава популяции как элем
ентарное
эволюционное явление


генофонд популяции как элементарный эволюционный материал


мутации как элементарные эволюционные факторы
.

И. Пригожин открыл самоорганизацию макросистем в виде

■ концентрационных автоволн

■ открытых каталитических систем


диссипативных структур

■ нестационарных, нелинейных систем.

Коэволюция


это

■ современный этап эволюции живого на Земле

■ разрушение биоценоза


взаимное приспособление видов

■ самая жёсткая борьба за существование.

Ч. Дарвин дал объяснение эволюции живой

природы в работе

■ «Происхождение человека»


«Происхождение видов путём естественного отбора»

■ «Роль труда в процессе превращения обезьяны в человека»

■ «Выражение эмоций у человека и животных».

Элементарная структура эволюции по современным представлен
иям


это

■ клетка

■ организм


популяции

■ биоценоз.

В современной теории эволюции «волны жизни»
-

это

■ периодическое изменение климата планеты

■ волны Мирового океана


количественные колебания в численности популяций

■ увеличение числа близкородственны
х связей.

Единица строения и жизнедеятельности живого организма


это

■ атом

■ молекула

■ ткань


клетка
.

Ген
-

это

■ участок информационной РНК


участок молекулы ДНК

■ полипептидная цепь

■ белковая молекула.

Нуклеотиды
-

мономеры для получения


ДНК и Р
НК

■ углеводов

■ полипептидов

■ белков.

Первичная структура белка определяется


последовательностью остатков аминокислот

■ электростатическим взаимодействием заместителей

■ водородными связями

■ сульфидными мостиками.

Продуктами полного гидролиза белков я
вляются


α
-

аминокислоты

■ α
-

глюкоза

■ ацетат аммония

■ β

аминокислоты.

Остатки аминокислот являются структурными звеньями

■ полинуклеотидов

■ жиров


полипептидов

■ полисахаридов.

Главными элементами, входящими в состав живого вещества, являются:


в
одород, углерод, железо, магний;


углерод, азот, кальций, магний;


водород, кальций, железо, углерод;


водород, кислород, азот, углерод
.

Автор хромосомной теории наследственности


Т. Морган

■ Г. Мендель

■ Н. Вавилов

■ Э. Геккель.

Учение о биосфере

Сово
купность особей одного вида на определённой территории


это

■ экосистема


популяция

■ ареал

■ биоценоз.

Ноосфера


это

■ часть биосферы

■ минеральная оболочка Земли


сфера разума

■ сфера деятельности.

Биогенное вещество


создаётся в процессе жизнедеяте
льности организмов

■ образовано совокупностью организмов

■ образуется без участия живых организмов

■ является результатом взаимодействия живого и неживого.

Жизненная пленка, лежащая на границе атмосферы и гидросферы,
называется

■ бентос


планктон

■ фотон

■ пойма.

Превращение биосферы в ноосферу происходит под воздействием

■ климатических факторов

■ геологических факторов


разумной деятельности человека

■ биологической эволюции.

Термин
экология
ввёл учёный

■ К. Линней

■ Ж.Б. Ламарк

■ Г. Гаузе


Э. Геккель
.

Все проблемы экологии могут быть выражены одной фразой

■ океан и суша связаны между собой


всё живое связано между собой и с окружающей средой

■ всё неживое взаимодействует между собой

■ компоненты географической оболочки изолированы.

Почву В.И. Вернардс
кий назвал _____ веществом


косным

■ биогенным

■ биокосным

■ мёртвым.

Неоднородность экологических условий в почве контрастней всего
проявляется

■ в горизонтальном направлении

■ при смене дня и ночи


в вертикальном направлении

■ при смене сезона.

Почву

как среду обитания сближает с водной средой


температурный режим, пониженное содержание кислорода, наличие воды в
разных формах, присутствие солей и органических веществ

■ световой режим, перепады давления, изменение гравитационной
составляющей

■ изменен
ие солевого состава по временам года, сочетание плотности и
давления грунтов

■ одинаковое значение рН среды, одинаковый состав микрофауны и
микрофлоры.

Самая насыщенная в пересчёте на объём жизнью среда


это


почва

■ атмосфера

■ пресные воды

■ моря и оке
аны.

Основные принципы охраны окружающей природной среды изложены

■ в Лесном кодексе

■ в Земельном кодексе


в Законе Российской Федерации «Об охране окружающей природной
среды»

■ во всех приведённых выше документах.

Мониторинг окружающей среды означает в

первую очередь

■ систему защиты среды обитания


систему регулярных наблюдений за состоянием окружающей среды

■ систему правовых законодательных актов по защите природной среды

■ систему наблюдений за отдельным видом организмов.

Проблемы озонового экрана,

опустынивания, парникового эффекта являются

■ межгосударственными проблемами регионального порядка


глобальными проблемами

■ внутригосударственными проблемами

■ комплексными проблемами регионального порядка.

Международная конференция ООН по окружающей ср
еде и развитию
проходила в


Рио
-
де
-

Жанейро 1992

■ Рио
-
де
-
Жанейро 1987

■ Нью
-
Йорк 1990

■ Брюссель 1993.


Человек как предмет современного естествознания


Принцип совместного гармоничного развития человека и природы
-

это

■ корреляция

■ адаптация


коэвол
юция

■ конвергенция.

Состояние здоровья человека в большей степени зависит от

■ состояния здравоохранения


индивидуального образа жизни

■ наследственности

■ факторов окружающей среды.

Полноценное здоровье характеризуется

■ отсутствием болезней

■ устойчивы
м эмоциональным состоянием


равновесием между функциями организма и факторами внешней среды

■ высокими физическими показателями.

Здоровый образ жизни


это

■ отсутствие вредных привычек

■ поведение, направленное на достижение успеха и благополучия

■ отсут
ствие болезней


поведение, направленное на сохранение и укрепление здоровья.

Суть демографической революции
-

это


снижение рождаемости и снижение смертности

■ снижение смертности

■ сохранение баланса смертности
-
рождаемости

■ увеличении смертности.

Совр
еменные экосоциальные болезни отличаются от болезней прошлого тем,
что в настоящее время на первый план вышли

■ инфекционные болезни


сердечно
-
сосудистые, онкологические и лёгочные заболевания

■ болезни нервной и опорно
-
двигательной систем

■ травматизм и
инфекционные болезни.

Наиболее быстро в крупных промышленных городах из
-
за загрязнения среды
идёт рост таких заболеваний, как

■ заболевания желудочно
-
кишечного тракта


лёгочные заболевания и заболевания верхних дыхательных путей

■ заболевания кожи

■ забол
евания суставов и костей.

Вещество, способствующее развитию злокачественных новообразований,
-

это

■ онтогенез


канцероген

■ филогенез

■ биоген.

Одним из самых сильных канцерогенов признаны

■ фторхлоруглеводороды

■ фураны


диоксины

■ нитрозамины.

Основны
ми экологическими факторами, способными влиять на
демографическую ситуацию в мире, продолжают оставаться


пищевые ресурсы и болезни

■ особенности климата и рельефа местности

■ особенности географического положения страны

■ климатические условия.

Основными

экологическими причинами эпидемий, влияющих на
демографическую ситуацию в мире, являются


нехватка чистой питьевой воды, антисанитария, недоедание

■ большое количество хищников и паразитов

■ природно
-
климатические особенности многих районов Земли

■ разру
шение озонового экрана и другие причины космического порядка.




Приложенные файлы

  • pdf 41187202
    Размер файла: 831 kB Загрузок: 0

Добавить комментарий