Контрольная работа по "Материаловедению"

№14.

Определите наименьшую энергию  фотона в атоме водорода при переходе с одного уровня на другой в серии  Бальмера.

Решение:

Обобщенная формула Бальмера, описывающая  серии спектра водорода

 

n

 

где  nl − частота спектральных линий в спектре атома водорода;

         – постоянная Ридберга для водорода;

       m – определяет серию;   

n − определяет отдельные линии соответствующей линии;

         m=2, n = 3,4,5,… серия Бальмера.

 

Энергия фотона, излучаемого атомом водорода при переходе с одной  орбиты на другую

 

n

 

где  – энергия ионизации атома водорода.

 

При  n = 3 получаем

 

 

 

При  получаем

 

 

 

Наименьшая энергия перехода в серии Бальмера при  n = 3

 

 

 

или

 

 

 

№24.

Радиосигнал посылается вверх  и отражается от Е-слоя на высоте 100 км. Концентрация электронов в Е-слое равна10⁵ см⁻³ в дневное время. Определите частоту радиосигнала.

Решение:

 

Е-слой ионосферы представляет собой плазменный слой с концентрацией электронов, которая меняется в зависимости от времени суток. Диэлектрическая проницаемость плазмы равна:

e = 1- (w₀/w)² = 1−е² N_е/mw² e₀.

 

Электромагнитные волны  отражаются от границы слоя, если круговая частота

Круговая частота:

w=2p v

 

Для Е-слоя:

где е=1,6∙10⁻¹⁹ Кл – элементарный заряд

       N_e=10⁵ см⁻³=10¹¹ м⁻³ − концентрация электронов в Е-слое

  e₀=8,85∙10⁻¹² Ф/м − электрическая постоянная

                    m_e=9,11∙10⁻³¹ − масса электрона

 

Частота радиосигнала

n

 

 

№34.

В сосуды, содержащие по 8 кг земли для проведения агробиологического эксперимента, внесен радиоактивный фосфор    из расчета    на 1 кг почвы. Определите активность изотопа в каждом сосуде к концу опыта, т. е. через 43 сут. Период полураспада этого изотопа фосфора

 

Решение:

 

Активность изотопа изменяется со временем по закону

А=A₀ e^−l∙t;

l − постоянная радиоактивного распада.

 

Применительно к условию  задачи активность изотопа в каждом сосуде        

 

 

Период полураспада связан с постоянной распада соотношением:

Получаем уравнение:

 

 

Активность изотопа в  каждом сосуде к концу опыта

 

или 0,492/8=0,0615 мкКи на килограмм почвы.

 

 

 

 

№44.

Звуковая волна прошла через перегородку, вследствии чего уровень интенсивности звука  уменьшился на 30 дБ. Во сколько раз  уменьшилась интенсивность  звука?

 

Решение:

 

Изменение уровня интенсивности звука в децибелах:

где 

 

далее находим

 

Изменение интенсивности звука

 

 

Следовательно, интенсивность звука уменьшилась в 1000 раз.

 

 

 

 

 

 

 

№54.

 

Опишите основные и опасные свойства, напишите соответствующие уравнения  химических реакций азота и его соединений 

 

Решение:

АЗОТ (лат. Nitrogenium − рождающий селитры), N  (читается «эн») − химический элемент второго периода VA группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. В свободном виде — газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Состоит из двухатомных молекул N₂, обладающих высокой прочностью. Относится к неметаллам.

АЗОТА ОКСИДЫ: гемиоксид N₂O и монооксид NO (бесцветные газы), сесквиоксид N₂O₃ (синяя жидкость), диоксид NO₂ (бурый газ, при обычных условиях смесь NO₂ и его димера N₂O₄), оксид N₂O₅ (бесцветные кристаллы). N₂O и NO — несолеобразующие оксиды, N₂O₃ с водой дает азотистую кислоту, N₂O₅ — азотную, NO₂ — их смесь. Все оксиды азота физиологически активны. N₂O — средство для наркоза («веселящий газ»), NO и NO₂ — промежуточные продукты в производстве азотной кислоты, NO₂ — окислитель в жидком ракетном топливе, смесевых ВВ, нитрующий агент.

Аммиак

Именно из аммиака получают в промышленности все остальные  соединения азота. Широкое применение аммиака основано на таких его  особенностях, как многотоннажное производство и способность реагировать с  другими веществами, разветвляя «дерево» соединений азота промышленного  назначения. А еще используют такое  нехимическое свойство, как легкое превращение аммиака в жидкость при повышенном давлении. Испарение  жидкого аммиака при понижении  давления сопровождается сильным охлаждением  окружающих предметов.

Оксиды азота

Оксид азота(I). По химическим свойствам достаточно инертен, однако заметно активен по физиологическому действию. В силу специфики своего наркотического воздействия на организм человека используется в медицине.  
Оксид азота(II). Наиболее характерны для оксида азота(II) реакции присоединения. Присоединение кислорода к NO происходит с необычайной легкостью и ведет к получению оксида азота(IV). Может этот оксид присоединять также хлор:

Смесь NO с равным объемом H₂ взрывается при нагревании. В кислой среде ион Cr³⁺ восстанавливает оксид азота(II) до гидроксиламина – продукта, необходимого для получения многих сложных органических соединений, содержащих азот. 
Оксид азота(III). У оксида N₂O₃ на передний план выходит свойство разлагаться при температуре, близкой к температуре его плавления (–102 °С), а потому применение этого оксида затруднительно. 
Оксид азота(IV). Применение диоксида азота NO₂ основано на его свойствах восстанавливаться (т. е. быть окислителем) и окисляться. Конечно, как окислитель оксид азота(IV) намного сильнее, чем восстановитель. Оксид NO₂ применяют как компонент в ракетном топливе и в смесевых взрывчатых веществах, им очищают нефтепродукты от сераорганических соединений. На этом же свойстве – умении отдавать кислород, восстанавливаясь (в сочетании со свойством оксида азота(II) присоединять кислород), – основано его использование как катализатора окисления некоторых соединений (например, бензола до фенола, метана до формальдегида, оксида серы(IV) до серной кислоты...). Но не стоит забывать, что при образовании азотной кислоты (а это очень существенная часть применения оксида азота(IV)), он работает все же восстановителем, окисляясь (т. е. присоединяя кислород) до максимально возможной для азота степени окисления +5. 
Оксид азота(V). При комнатной температуре N₂O₅ самопроизвольно разлагается на оксид азота(IV) и кислород. Применяется весьма ограниченно.

Азотная кислота

Сильная неорганическая кислота  и сильный окислитель. Соответственно и применение: основная часть разбавленной азотной кислоты идет на производство минеральных удобрений, много кислоты  расходуется при получении различных  лаков и красок, она активно  используется в химических лабораториях, входит в состав ракетного топлива. Еще одно применение – получение  взрывчатых веществ (саму кислоту использовать как взрывчатое вещество затруднительно именно из-за ее кислотных свойств).

Токсикология  азота и его соединений

Сам по себе атмосферный  азот достаточно инертен, чтобы оказывать  непосредственное влияние на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь.

Многие соединения азота  очень активны и нередко токсичны.

Реакции

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония  при нагревании: 
NH4NO₂ = N₂ + 2H₂O.

Или взаимодействием смеси  водных растворов нитрита натрия и хлорида аммония: 
NaNO₂ + NH₄Cl = N₂ + NaCl + 2H₂O.

При взаимодействии азота с водородом при нагревании, повышенном давлении и присутствии катализатора образуется аммиак: 
N₂ + 3H₂ = 2NH₃.

С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азота (II): 
N2 + O2 = 2NO 

№64.

 

Проанализировать абсорбцию, распределение и токсичность  металла (хром ) в организме человека и животных.

 

Решение:

 

Хром (лат. Cromium), Cr, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996; металл голубовато-стального цвета.

Природные стабильные изотопы: ⁵⁰Cr (4,31%), ⁵²Cr (87,76%), ⁵³Cr (9,55%) и ⁵⁴Cr (2,38%). Из искусственных радиоактивных изотопов наиболее важен ⁵¹Cr (период полураспада T_½ = 27,8 суток), который применяется как изотопный индикатор.

 

Хром в организме. Хром - один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных. Среднее содержание Хрома в растениях - 0,0005% (92-95% Хрома накапливается в корнях), у животных - от десятитысячных до десятимиллионных долей процента. В планктонных организмах коэффициент накопления Хрома огромен - 10 000-26 000. Высшие растения не переносят концентрации Хрома выше 3-10^-4 моль/л. В листьях он присутствует в виде низкомолекулярного комплекса, не связанного с субклеточными структурами. У животных Хром участвует в обмене липидов, белков (входит в состав фермента трипсина), углеводов (структурный компонент глюкозоустойчивого фактора). Основной источник поступления Хрома в организм животных и человека - пища. Снижение содержания Хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови и снижению чувствительности периферийных тканей к инсулину.

 

Отравления Хромом, и его соединениями встречаются при их производстве; в машиностроении (гальванические покрытия); металлургии (легирующие добавки, сплавы, огнеупоры); при изготовлении кож, красок и т. д. Токсичность соединений Хрома зависит от их химические структуры: дихроматы токсичнее хроматов, соединения Cr (VI) токсичнее соединений Cr(II), Cr(III). Начальные формы заболевания проявляются ощущением сухости и болью в носу, першением в горле, затруднением дыхания, кашлем и т. д.; они могут проходить при прекращении контакта с Хромом. При длительном контакте с соединениями Хрома развиваются признаки хронические отравления: головная боль, слабость, диспепсия, потеря в весе и других. Нарушаются функции желудка, печени и поджелудочной железы. Возможны бронхит, бронхиальная астма, диффузный пневмосклероз. При воздействии Хрома на кожу могут развиться дерматит, экзема. По некоторым данным, соединения Хрома, преимущественно Cr(III), обладают канцерогенным действием.