Конспект по неорганической химии

Химические реакции, для которых указано значение энтальпии, называются термохимическими уравнениями.

Самопроизвольный процесс – это процесс который совершается в системе без затраты работы извне и который уменьшает работоспособность системы после его завершения. Самопроизвольно система может переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое.

Мерой движения систем, содержащих большое число частиц, считают энтропию системы, Дж/моль·К.

Энтропия - это функция состояния системы, ее изменение не зависит от пути протекания процесса. Ее значение зависит от агрегатного состояния и природы вещества, температуры, давления. Энтропия максимальна в газовых системах.

II закон термодинамики: в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. S > 0. Для неизолированных систем нужно учитывать не только изменение энтропии, но и изменение энергии. Поэтому нужно рассматривать: 1) стремление системы к достижению минимума энергии, 2) стремление системы к максимуму энтропии, т.е к неупорядоченности. Функция, которая учитывает эти тенденции и изменения при самопроизвольных процессах является энергия Гиббса: G = H-TS.

С учетом энергии Гиббса второй закон термодинамики формулируется так: в системе при постоянной температуре и давлении самопроизвольно могут совершаться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса уменьшается.

III закон термодинамики: энтропия чистых веществ, существующих в виде идеальных кристаллов при температуре 0 К, равна нулю.

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий механизмы химических реакций и скорости их протекания.

Гомогенные реакции характеризуются отсутствием поверхности раздела фаз между реагентами, реакции протекают по всему объему.

Гетерогенные реакции – характеризуются наличием раздела между реагентами, где протекает их взаимодействие.

Скорость химических реакций – определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени: V = ΔC/Δt, С – концентрация, моль/л, t- время реакции.

Механизм реакции – это последовательность элементарных актов взаимодействия реагентов, через которые он протекает. (простые, сложные). В сложных реакциях скорость отдельных стадий могут резко отличаться друг от друга. В этих случаях скорость реакции будет определяться скоростью наиболее медленной реакцией, лимитирующей стадии.

Факторы, влияющие на скорость:

Природа реагирующих веществ – это не только их состав, но вид частиц, которые учувствуют в реакции: атомы, молекулы, ионы, радикалы.

Концентрация реагирующих веществ. Зависимость выражается законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. Для реакции аА + вВ  сС скорость прямой реакции

,

где [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ А и В; k – константа скорости химической реакции (данной).

Физический смысл константы скорости: она равна скорости реакции, когда [А]=1 моль/л и [В]=1 моль/л .

Гомогенная реакция: 2NO_(г) + O_2(г) = 2NO_2(г)

v=k[NO]²·[O₂].

Гетерогенная реакция: С_(тв.) + О_2(г) = СО_2(г)

v=k[O₂].

Влияние температуры на скорость реакции отражено в правиле Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10⁰С скорость реакции возрастает примерно в 2-4 раза.

Теория активных столкновений:

– не каждое столкновение приводит к акту химического взаимодействия;

– к химическому взаимодействию приводят только те столкновения, в которых участвуют частицы, обладающие энергией, необходимой для данного взаимодействия (энергия активации).

– при соударении частицы должны быть определенным образом сориентированы относительно друг друга.

Энергия активации – это минимальная энергия взаимодействующих частиц, достаточная для того, чтобы все частицы вступили в химическую реакцию.

Катализатор – вещество, участвующее в реакции и увеличивающее ее скорость, но остающееся неизменным в результате реакции. Ингибитор – уменьшает скорость реакции.

Для гетерогенных реакций скорость зависит от величины поверхности раздела фаз. В кинетическом уравнении для гетерогенного катализа записываются только концентрации веществ, находящихся только в жидком и газообразном состоянии. Концентрация твердого компонента учитывается константой скорости гетерогенной реакции.

Гетерогенный химический процесс всегда включает диффузионные стадии (подвод реагентов, отвод продуктов реакции) и кинетические (адсорбция реагентов, химическое взаимодействие). Следовательно, его скорость может определяться и кинетической стадией и диффузионной. При невысоких температурах вероятен кинетический режим, при высоких температурах скорость реакции возрастает быстрее, чем скорость диффузии, поэтому течение гетерогенной реакции переходит в диффузионный режим.

Необратимы реакции – это реакции, которые протекают в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

Обратимы реакции – это реакции, в которых одновременно протекают две взаимно противоположные реакции: прямая и обратная.

Химическое равновесие – такое состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Равновесными концентрациями называют концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия, в общем виде реакция: В общем виде для реакции выражение для константы равновесия должно быть записано:

.

Константа химического равновесия обратимого процесса равна отношению произведения равновесных концентраций конечных продуктов к произведению равновесных концентраций исходных веществ, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам при формулах веществ. Концентрации твердых веществ не входят в выражение константы химического равновесия, т.к. они учитываются величинами константы скорости гетерогенной реакции. Если К 1, то в системе выше концентрация конечных продуктов, положение равновесия смещено в право. Если К1, то в системе выше содержание исходных веществ, т.е положение равновесия смещено влево.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать воздействие путем изменения концентрации реагентов, давления или температуры в системе, то равновесие всегда смещается в направлении той реакции, протекание которой ослабляет это воздействие.

Истинные растворы – это гомогенные системы с размером частиц на уровне 10^-10-10^-9 м.

Коллоидные растворы – это гетерогенные системы с размером частиц на уровне 10^-9-10^-6 м.

Истинный раствор – термодинамически устойчивая система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов, между которыми существует сильны взаимодействия.

Насыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре в растворенном состоянии находится меньше вещества, чем в его насыщенном растворе.

Перенасыщенный раствор – раствор, в котором при данной температуре в растворенном состоянии находится больше вещества, чем в его насыщенном растворе. Если в растворе выпадает осадок, раствор становится насыщенным.

Разбавленные и концентрированные растворы. К разбавленным относят растворы с небольшим содержанием растворенного вещества по сравнению с растворителем, к концентрированным – растворы с большим содержанием растворенного вещества.

Химическая теория растворов:

– растворение – это сложный физико-химической процесс, включающий разрушение структуры растворенного вещества, требующий затраты энергии, и взаимодействие молекул растворителя с молекулами растворенного вещества, связанное с выделением энергии.

– процесс растворения может быть экзотермическим и эндотермическим. Теплоту, выделяемую при растворении веществ, называют теплотой растворения.

– в результате химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества образуются сольваты или гидраты (если растворитель вода). Гидраты, выделенные из водных растворов, называются кристаллогидратами.

Растворимость – способность вещества растворяться в воде или другом растворителе. С увеличение температуры растворимость твердых веществ увеличивается. С увеличением давления

растворимость газов в жидкостях увеличивается.

Произведение растворимости ПР- — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество.

Массовая доля – показывает отношение массы растворенного вещества к массе раствора.

Молярная концентрация – показывает отношение количества растворенного вещества к объему раствора.

Моляльная концентрация – показывает отношение количества растворенного вещества к массе растворителя.

Титр – показывает отношение массы растворенного вещества к объему растворителя.

Нормальная концентрация – показывает отношения количества эквивалентов растворенного вещества к объему раствора.

Коллигативные свойства растворов – это свойства растворов, не зависящие от природы частиц растворенного вещества, а зависящие только от концентрации частиц в растворе.

Диффузия в растворе – называется самопроизвольный направленный процесс переноса частиц растворенного вещества и растворителя, который осуществляется при наличии градиента концентрации растворенного вещества и приводит к выравниванию концентрации этого вещества по всему объему раствора.

Скорость диффузии – количество вещества, переносимого за счет диффузии через единичную площадь поверхности в единицу времени.

Осмос- самопроизвольная диффузия молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью.

Осмотическое давление (π) - избыточное гидростатическое давление, возникающее в результате осмоса и приводящее к выравниванию скоростей взаимного проникновения молекул растворителя сквозь мембрану с избирательной проницаемостью. Осмотическое давление подчиняется закону Менделеева – Клайперона: π = сRT, с – молярная концентрация вещества.

Давление насыщенного пара- это давление пара, при котором при данной температуре в системе «жидкость-пар» наступает динамическое равновесие, характеризующееся равенством скоростей испарения и конденсации.

Закон Рауля: величина относительного понижения давления пара растворителя равна отношению числа молей растворенного вещества к общему числу молей в растворе. р-р₁/р = n/N+n, где:

р- давление пара растворителя, р₁ – давление пара раствора, n – число молей растворенного вещества, N – число молей растворителя.

Степень диссоциации, α,% – показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Значение α в растворах может изменяться пределах:

0< α <1.

Степень электролитической диссоциации зависит от:

– концентрации раствора и температуры: при увеличении температуры и разбавлении раствора α увеличивается.

– природы электролита (сила связи между анионом и катионом в молекуле элекиролита) и растворителя (от диэлектрической проницаемости и способности сольватировать ионы)

Электролитическая диссоциация – это процесс распада вещества на ионы, происходящий вследствие электростатического взаимодействия его с полярными молекулами растворителя.

Электролиты – это вещества, расплавы и растворы которых содержат подвижные ионы и проводят электрический ток.

Теория электролитической диссоциации, С. Аррениуса:

1. Электролиты при их растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы. Ионы это атом или группа атомов, имеющие положительный или отрицательный заряд.

2. ионы отличаются от атомов по строению и свойства.

3. В растворе и расплаве электролита движение ионов хаотическое., а при пропускании постоянного электрического тока через раствор катионы движутся к катоду (-), а анионы – к аноду (+).

4. Процесс электролитической диссоциации обратимый, прямая реакция называется диссоциацией, обратная реакция – моляризацией.

Степень диссоциации слабых электролитов определяется по изменению температуры кипения или электропроводности. Для сильных электролитов эти методы не применяются. Поэтому используют величину-константу диссоциации.

Если процесс диссоциации представить в общем виде как: КА↔К⁺ +А^-, то скорости прямой и обратной реакций можно записать так: υ₁ = κ₁ [КА], υ₂ = κ₂ [К⁺А^-].

Для обратимого и равновесного процесса электролитической диссоциации скорости прямой и обратной реакции равны, поэтому применяя закон действующих масс можно записать:

Кд = κ_1/ κ₂ = [К⁺А^-]/[КА]. Величина Кд называется константой диссоциации электролита. Чем больше Кд, тнм меньше недиссоциированных молекул в растворе.

Ионное произведение воды – величина постоянная для воды и любых водных растворов, равная произведению концентрации ионов водорода – Н⁺ и гидроксид-ионов – ОН^-. Постоянство ионного произведения воды означает, что в любом водном растворе имеются водородные ионы и гидроксид ионы. Характер водной среды определяется тем ионом, концентрация которого преобладает.

В любом водном растворе [Н⁺] [ОН^-] = 1,0х10^-14, логарифмируя это выражение получаем выражение рН +рОН = 14.

Кислота - это электролит, который в водных растворах диссоциирует с образованием катионов водорода и анионов кислотных остатков.

Основание – это электролит, который в водном растворе диссоциирует с образованием только одного вида анионов – гидроксид-группы.

Средние соли – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов (NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Кислые соли – это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.

Основные соли- это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы основных остатков и анионы кислотных остатков.

Протолитическая теория кислот и оснований. Согласно теории:

Кислота – это молекула или ион, способные отдавать катион водорода, она является донором протонов.

Основание - молекула или ион, способные присоединять катион водорода. Основание- акцептор протонов.

Кислота, отдавая протон, превращается в частицу, стремящуюся его принять, которая называется сопряженным основанием.

Основание, присоединяя протон, превращается в частицу, стремящуюся его отдать, которая называется сопряженной кислотой.

Амфолиты –молекулы или ионы, способные как отдавать , так и присоединять протон, а следовательно, вступать в реакции, как для кислот так и для оснований. Амфолитом является вода – так как при ее разложении образуется одновременно сильная кислота и сильное осование.

Ионные уравнения реакций электролитов. Реакции в водных растворах электролитов идут между ионами, образующимися в результате диссоциации электролитов, и поэтому они называются реакциями ионного обмена.

Реакции ионного обмена идут до конца только в случаях

1. Если образуется осадок.

2. Если выделяется газ.

3. Если образуется слабый электролит.

При несоблюдении этих условий реакция протекает обратимо.

Гидролиз – реакции обменного разложения соли водой, в результате которого образуется слабый электролит и происходит изменение среды.

Гидролиз соли происходит, если:

1) Соль образована сильной кислотой и слабым основанием. Гидролиз по катиону, рН среды < 7. Константа гидролиза: К гидр. = К воды/К кислоты.

2) Соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Гидролиз по аниону. рН среды > 7.

К гидр. = К воды/К основания.

3) Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Реакция среды в растворах таких солей слабокислая или слабощелочная и определяется соответствием констант диссоциации продуктов гидролиза. К гидр. = К воды/К кислоты х К основания.

4) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются. Среда нейтральная.

Степень гидролиза – это отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул соли.

Реакция нейтрализации – это потолитическое взаимодействие кислоты и основания, в результате которого образуется соль и вода. Характерные особенности реакции нейтрализации: необратимость, экзотермичность, большая скорость, скачок рН, точка эквивалентности при рН = 7.