Otvety_k_ekzamenu_po_khimii

-1-

Химия – это наука о веществах, их строении, свойствах, превращениях и явлениях, которые сопровождают эти превращения. Атом - наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Молекула - наименьшая частица индивидуального вещества, способная к самостоятельному существованию. Количество вещества - число структурных элементов: атомов, молекул, ионов.

Закон сохранения массы вещества и энергии: Общая масса веществ, вступивших в реакцию = общей массе продуктов реакции.

Закон постоянного состава: Каждое химическое соединение всегда имеет один и тот же химический состав, неависимо от способа его получения.

Закон кратных отношений: Если 2 элемента образуют между собой несколько различных соединений, то на одну и ту же массу однгоо из них приходятся такие же массы другого, которые относятся межу собой, как простые целые числа.

Закон Авогадро: В равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых t⁰ и p, содержится одно и то же число молекул.

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют в количествах равных их эквивалентам.

-2-

Неорганические вещества: простые (металлы, неметалы) - состоят из атомов 1 химического элемента, сложные (оксиды, основания, кислоты, соли) - состоят из атомов разных элементов.

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окислении. Оксиды получаются обычно при взаимодействии простых веществ с кислородом, разложением солей, кислот, гидроксидов. Оксиды делятся на солеобразующие (Na2O, P2O5, CO2 и т.д.) и несолеобразующие, для которых неизвестны гидроксиды (NO, CO, N2O). Оксиды, образующие соли, подразделяются на основные, амфотерные и кислотные. Основные оксиды – это оксиды металлов, имеющие низкую степень окисления (+1, +2): щелочных, щелочно-земельных металлов, магния, меди, железа и др. Кислотные оксиды – это оксиды всех неметаллов (исключение – F, благородные газы), а также металлов в высокой степени окисления (+5, +6, +7) (CrO3, Mn2O7 и др.). Амфотерные оксиды – это оксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства. Такие оксиды образуют некоторые металлы в степени окисления +2 (BeO, ZnO) и почти все металлы в степени окисления +3 и +4 (Al2O3, Cr2O3, MnO2)

Гидроксиды образованы атомами некоторого элемента (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппами OH^-

Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) всегда содержат атомы водорода, способные замещаться на атомы металла. Большинство типично кислотных гидроксидов находятся в мета-форме. Оснóвные гидроксиды содержат гидроксогруппы ОН⁻, способные замещаться на кислотные остатки. Амфотерные гидроксиды – это сложные вещества, которые имеют свойства кислот и свойства оснований. Поэтому формулы амфотерных гидроксидов можно записывать в форме оснований и в форме кислот. 

Соли – вещества, состоящие из катиона ме и аниона кислотного остатка.

Неорганическое вещество -  это химическое вещество (соединение), которое не является органическим, не содержит углерода. Они не имеют характерного для органики веществ скелета.

Типы химических реакций:

1. Соединения (CaO+H₂O=Ca(OH)₂);

2. Реакции разложения (Cu(OH)₂=CuO+H₂O);

3. Реакции замещения (CuSO₄+Fe=FeSO₄+Cu);

4. Реакции обмена(NaOH+HCl=NaCl+H₂O);

5. По тепловому эффекту: экзотермические (выделение 4Al+3O₂=2Al₂O₃+Q) и эндотермические (поглощение N₂+O₂=2NO-Q);

6. По присутствию других веществ: каталитические (SO₂+O₂SO₃), некаталитические (2NO+O₂=2NO₂).

-3-

Химическая термодинамика – изучает переходы из одного состояния в другое и рассматривает св-во системы в ее равновесном состоянии.

Термодинамические система – совокупность тел, способных обмениваться с друг другом веществом и энергией и взаимодействовать с окружающей средой. Параметры системы: P, V, T.

Замкнутая система – система, которая может обмениваться с внешней средой только энергией, но не веществом. Открытая система – система, которая может обмениваться с внешней средой веществом и энергией. Изолированная система – система, в которой никакой обмен невозморжен.

Термодинамические процессы: изохорный, изобарный, изотермический, адиобатный (Q=0). Характеристические функции состояния – термодинамические функциии состояния, выражающие зависимость св-в системы от внешних и внутрених параметров: внутрення энергия (V), энтропия (S), энтальпия (H) и свободная энергия Гиббса (G).

Первое начало термодинамики – представляет собой закон сохранения энергии. Для замкнутых систем обменивающихся энергией с окружающей средой. Q= ∆U+A.

Внутренняя энергия – все виды энергии (кинетическая энергия, тепловое движение микрочастиц и энергия их взаимодействия), кроме кинетической и потенциальной энергии тела. U<0 – экзотермическая реакция (тепло выделяется), U<0 – эндотермическая реакция (тепло поглощается). Теплота – количественная мера хаотического движения частиц, передается от горячего к холодному без переноса вещества. Работа – количественная мера направленного движения частиц, мера энергии, передаваемой от одной системы к другой за счет переноса вещества

-4-

Термохимические уравнения - уравнения, в которых указан тепловой эффект (изменение энтальпии Н) реакции и физическое состояние реагентов и продуктов.

Тепловой эффект реакции:

1. Тепловой эффект х. р. равен разности сумм теплот образования продуктов реакции и исходных веществ, умноженных на стехиометрические коэффициенты;

2. Изменение энергии или энтальпии при P=const, V=const.

Энтальпия – характеристическая функция, характеризующая состояние системы при P=const. H=U+pV. H<0 – тепло выделяется, экзотермическая реакция. H<0 – тепло поглощается, эндотермическая реакция. Стандартная энтальпия образования вещества: Тепловой эффект образования 1 моль сложного вещества из простых веществ при стандартных условиях (T = 298,15 K и p = 101,3 кПа).

Закон Гесса и его следствия: Тепловой эффект х. р. не зависит от пути процесса, а определяется только состоянием конечных продуктов и исходных веществ.

1. Стандартное изменение энтальпии х. р. равно сумме стнд. энтольпий образования продуктов за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов;

2. Тепловой эффект реакции горения (окисления) равен сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания продуктов сгорания с учетом стехиометрических коэффициентов.

-5-

Термодинамическое равновесие — состояние системы, при котором остаются неизменными по времени макроскопические величины этой системы (температура, давление, объём, энтропия) в условиях изолированности от окружающей среды.

Факторы:

1. Изменение концентрации (при повышении концентрации равновесие смещается в сторону расходуемых веществ);

2. Изменение давления (при увеличении смещается в сторону уменьшении числа молекул газа и наоборот);

3. Изменение температуры (при повышении в сторону эндотермической, при понижении в сторону экзотермической)

Принцип ле Шателье: Если находящаяся в равновесии система подвергается внезапному воздействию, то равновесие смещается в сторону ослабления воздействия.

При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении - в сторону экзотермической (выделение) реакции.

Состояние термодинамической системы, в которое она самопроизвольно приходит через достаточно большой промежуток времени в условиях изоляции от окружающей среды, называется тепловым равновесием.

Температура равновесная - установившаяся температура газа на поверхности обтекаемого тела в условиях теплового баланса, обусловленного конвективным тепловым потоком от газа, излучением с поверхности тела, теплопроводностью материала, из которого изготовлено тело, химическими реакциями и т. п. 

-6-

Химическая кинетика – закономерности протекания х. р.

Обратимая реакция - её направление зависит от концентраций веществ. Необратитимая - происходит только в одном направлении и завершается полным превращением исходных веществ в продукты.

Механизм – совокупность элементарных реакций из которых складывается сложная х. р.

Общий порядок - равен сумме стехиометрических коэффициентов веществ, вступающих в реакцию, или, другими словами, числу молекул, участвующих в реакции.

Скорость х. р. — изменение кол-ва одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства.

Константа скорости реакции  — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Зависимость от концентрации исходных веществ:

1. Закон действующих масс: При постоянной t скорость х.р. пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. В степенях равных их стехиометрическим коэффициентам;

2. Зависимость от t, правило Вант-Гоффа: «При повышении t на каждые 10-20 скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза.

-7-

Константа скорости реакции - коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Температурный коэффициент скорости реакции – число, показывающее во сколько раз увеличивается скорость реакций, а следовательно константа скорости при ув. t на 20.

Уравнение Аррениуса: Устанавливает зависимость константы скорости химической реакции k от температуры T.

K=ke^(-E/RT) , K- константа скорости реакции; k- предэкспоненциальный множитель; е – основание натурального логарифма; E – энергия активации.

Правило Вант-Гоффа: При повышении t на каждые 10-20 скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза

Энергия активации — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция, определяется природой реагирующих веществ и механизмами реакции. Катализ – изменение скорости реакции. Под действиеим катализаторов вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость. Колебательные реакции - в ходе которых концентрации промежуточных соединений и скорость реакции испытывают колебания.

-8-

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Химическое равновесие – скорость прямой и обратной реации одинаковы.

Константа равновесия - отношение констант скорости прямой и обратной реакции.

Способы ее выражения: Константа равновесия aA+bB=mM+nN выражается уравнением

K_c=[P_M]^m[P_N]ⁿ/[P_A]^a[P_B]^b большие буквы формулы веществ, маленькие – коэффициенты. P_(i) =(n_i/V)*RT=С_iRT, n_i – число молей компонента; V – объем с-ы; C – молярная концентрация компонента в газовой смеси. Тогда: K_c=[C_M]^m[C_N]ⁿ/[C_A]^a[C_B]

Уравнение изотермы Вант-Гоффа:

ΔG = - RTlnK_P + RTln ((P_0,(M))^m(P_0,(N))^n)/(( P_0,(A))^a(P_0,(B))^b) ΔG - Изменение энергии Гиббса; R – универсальная газовая постоянная; К_Р – константа равновесия химической реакции; P_0,(i) - парциальное давление i-го участника реакции на начало реакции.

Факторы:

1. Изменение концентрации. При повышении концентрации равновесие смещается в сторону расходуемых веществ;

2. Изменение давления. При увеличении смещается в сторону уменьшении числа молекул газа и наоборот;

3. Изменение температуры. При повышении в сторону эндотермической, при понижения в сторону экзотермической.

Принцип ле Шателье: Если находящаяся в равновесии система подвергается внезапному воздействию, то равновесие смещается в сторону ослабления воздействия.

-9-

Дисперсные системы - многокомпонентные гетерогенные системы, состоящие из сплошной непрерывной фазы и находящихся в этой среде раздробленных частиц определённой формы и размера. Устойчивость дисперсных систем характеризует способность дисперсной фазы сохранять состояние равномерного распределения частиц во всём объёме дисперсионной среды. Кинетическая устойчивость – свойство частиц дисперсной фазы удерживаться во взвешенном состоянии, не оседая. Седиментационная устойчивость – способность системы противостоять действию силы тяжести. Седиментация – это оседание частиц в растворе под действием силы тяжести. Агрегативная устойчивость – способность раздробленных систем сохранять присущую им степень дисперсности. Коагуляция - объединение мелких частиц дисперсных систем в более крупные под влиянием сил сцепления.

Получение и стабилизация дисперсных систем:

Дисперсная среда	Твердых	Жидких	Газообразных
Газообразная	Дым, пыль (угольная, космическая и др.)	Туман, смог, облака, тучи	Не существует
Жидкая	Золи, суспензии, пасты, краски	Эмульсии, нефть или масло в воде	Газовые эмульсии, пены
Твердая	Твердые золы, сплавы, самоцветы, чугун, бетон	Твердые эмульсии, гель, маргарин, желе, жемчуг, бирюза	Твердые пены, пенопласт, пемза, хлеб

-10-

Раствор – твердая или жидкая гомогенная с-а, состоящая из 2 и более компонентов относительные кол-ва которых могут изменяться в широких пределах. Получение растворов: когда кристаллы вносят в растворитель, от его поверхности начинают отрываться отдельные моллекулы, они равномерно распределяются по всему объему благодаря диффузии.

Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества:

1. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором;

2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей;

3. Осмотическое давление.

Типы растворов:

1. По агрегатному состоянию: газообразные, жидкие и твердые;

2. По наличию или отсутствию электролитической диссоциации: растворы электролитов и неэлектролитов;

3. По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора: на­сыщенные, ненасыщенные и пересыщенные;

4. По относительным количествам растворенного вещества и растворителя: разбавленные и концентрированные.

Растворимость – способность в-ва растворяться в том или ином растворителе: хорошо-, средне –, плохо-, практическинерастворимые.

Факторы, влияющие на растворимость веществ:

1. Природа смешиваемых веществ «подобное растворяется в подобном»;

2. Температура. Когда в-во растворяется с поглощением энергии, t ув, то и растворимость увеличивается;

3. Давление (тт. практически не влияет, жидкости мало зависят, восновном на газы);

4. Третье вещество.

Энергетические эффекты при растворимости:

1. Энтальпия имеет отрицательное значение, если при растворении теплота выделяется, и положительное – при поглощении теплоты;

2. Возрастании энтропии;

3. Изменении энергии Гиббса отрицательно;

4. Растворение должно было бы сопровождается поглощением теплоты, если обратный эффект, то одновременно происходит взаимодействие между растворителем и растворенным веществом.

-11-

Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

ω(в-ва) = m(в-ва)/m(р-ра)

Объемная доля – отношение объема газа к объему всей смеси газов:

φ(газа) = V(газа)/V(смеси)

Мольная доля – отношение количества вещества в сумме количеств вещества и растворителя:

χ(в-ва) = n(в-ва)/(n(в-ва)+n(р-ра))

Молярная концентрация – отношение количества растворенного вещества к объему раствора:

С(в-ва) = n(в-ва)/V(р-ра) (моль/л)

Моляльная концентрация – отношение количества вещества к массе растворителя:

B(в-ва) = n(в-ва)/m(р-ля) (моль/кг)

Эквивалентная концентрация - отношение количества эквивалентов растворенного вещества Vэкв к объему V раствора:

Сэ=Vэ/V

-12-

Свойства водных растворов электролитов:

1. Проводят электрический ток;

2. По мере разбавления величина теплоемкости раствора все более отклоняется от суммы теплоемкостей составных частей;

3. По сравнению с не электролитами одинаковой молярной ( моляльной) концентрации отличаются большим осмотическим давлением, замерзают при более низкой, а кипят при более высокой температуре. 

Сильные электролиты – практически полностью диссоцииирующие на ионы(a>30%);

все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2). Средние электролиты – диссоцииируют частично (3%<a<30%). Слабые электролиты – диссоциируют на ионы в малой степени (a<3%) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH), cлабые кислоты, почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH), вода. Степень диссоциации электролита – отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на имоны, к огбщему числу моллекул в растворе. Константа диссоциации электролита – отношение продиссоциировавших частиц к общему числу частиц, введенных в систему.

Закон разбавление Оствальда: Соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

K=(с)/ ( -); K- константа диссоциации электролита; с – концентрация; и - значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрациии с и при бесконечном разбавлеении /= - степень диссоциации

-13-

Равновесие в гомогенных системах: Гомогенные системы не имеют поверхности раздела; физические и химические свойства раствора в любой точке постоянны. При равенстве энтальпийного и энтропийного факторов ΔН = ТΔS ΔG = 0, что является термодинамическим условием химического равновесия.

Факторы: концентрация какого-лиибо из веществ участвующих в реакции, давления, температуры.

Правило Бертолле: Равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

Второе правило Полинга определяет условия компенсации электрических зарядов в соответствии с геометрической координацией ионов. Согласно этому правилу, ближайшие катионы, окружающие анион, полностью нейтрализуют его заряд.

-14-

Гетерогенные х.р. - протекающие на границе раздела фаз. При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие в гетерогенной системе. Условием гетерогенного химического равновесия является равенство энергии Гиббса нулю, ΔG = 0. Произведение растворимости - произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении.

Условие образования и растворения осадка: Осадок необразуется или растворяется, если произведение концентраций ионов осадка врастворе меньше величины произведения растворимости:

П = Пр – система в равновесии П>Пр – выпадение осадка, П<Пр – растворение осадка.

-15-

Гидролиз – взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вв-ва соединяются с составными частями воды.(PCL3+3H2O=H3PO3+3HCL)

Необратимый гидролиз солей: Кислота является либо легколетучей, либо трудно растворимой и её константа диссоциации не превышает 10^(-7). Основание является трудно растворимым соединением и её константа диссоциации не превышает 10^(-8). 3NA3CO3+AL2(SO4)3=3NA2SO4+AL2(CO3)3

Совместный гидролиз солей в реакцию с водой вступает и катион, и анион.

Факторы, влияющие на степень гидролиза и смещение гидролитического равновесия:

1. Природа соли: чем слабее кислота или основание, ионы которых входят в состав соли, тем полнее происходит гидролиз;

2. Концентрация соли: при разбавлении раствора соли гидролиз усиливается, а при повышении концентрации – ослабевает;

3. Температура. Реакция гидролиза является эндотермической. По принципу Ле-Шателье повышение температуры смещает гидролитическое равновесие вправо, гидролиз усиливается;

4. Изменение реакции среды раствора путем добавления кислоты (+Н+) или щелочи (+ОН–). При гидролизе по аниону добавление щелочи к раствору соли подавляет гидролиз, а добавление кислоты усиливает. Для солей, гидролизующихся по катиону, справедлива обратная зависимость: подкисление усиливает гидролиз, а подщелачивание подавляет;

5. Добавление других солей. Если смешать разбавленные растворы двух солей, гидролиз которых проходит по одному типу, то происходит взаимное подавление гидролиза.

-16-

Окислительно-востановительные реакции – протекающие с изменением степени окисления элементов. Степень окисления – условный заряд элемента в соединении, вычисленнный исходя из предположения, что все связи в соединение ионные. Для простых веществ = 0. Окисление – процесс отдачи е, сопровождающиеся повышением степени окисления. Восстановление – процесс принятия е, сопровождающиеся понижением степени окисления.

Важнейшие окислители:

1. Неметаллы(галлогены)(О2);

2. Кислосодержащие кислоты и их соли(HNO3, H2SO4, KMnO4);

3. Ионы металлов, в относительно высокой степени окисления.

Важнейшие восстановители:

1. Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк, алюминий);

2. Неметаллы: водород, углерод;

3. Катионы металлов в низшей степени окисления.

Окислительно-восстановительную двойственность могут проявлять элементы в промежуточных степенях окисления.

Типы о.в.р.:

1. Межмолекулярные;

2. Внутримолекулярные (2KCLO3=2KCL+3O2);

3. Диспропорционирования(4K2SO3=3K2SO 4+K2S);

4. Конпропорционирования (HBrO3+5HBR=3Br+3H2O).

-17-

Метод электронного баланса – число е отданных всеми частицами в-ей всегда равно числу е присоединенных всеми частицами о-ей:

1. Схема реакции, затем находят элементы, которые повышают и понижают свои степени окисления;

2. Составляют уравнения процессов восстановления и окисления;

3. Подбирают дополнительные множители;

4. Проставляют коэффициенты;

5. Уравнивают числа атомов тех элементов, которые не изменяют своей степени окисления;

6. Проводят проверку.

Ионно-электронный метод:

1. Записывают формулы реагентов данной реакции и устанавливают химическую функцию каждого из них;

2. Записывают формулы реагентов в ионном виде, указывая только те ионы (для сильных электролитов), молекулы (для слабых электролитов и газов) и формульные единицы (для твердых веществ), которые примут участие в реакции в качестве окислителя, среды и восстановителя;

3. Определяют восстановленную форму окислителя и окисленную форму восстановителя, что должно быть известно или задано; составляют электронно-ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций;

4. Суммируя уравнения полуреакций, составляют ионное уравнение данной реакции;

5. На основе ионного уравнения составляют молекулярное ур-е;

6. Проводят проверку.

рН среды оказывает влияние на направление окислительно-восстановительных реак­ций и характер образующихся продуктов. Чем меньше кислотность среды, тем, как прави­ло, менее глубоко идет процесс. Изменение рН среды может развернуть реакцию.

-18-

Электродный потенциал — разность электрических потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом (чаще всего между металлом и раствором электролита).

Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциации поверхностного соединения или ориентирования полярных молекул на границе фаз. Ионы, непосредственно связанные с поверхностью называются потенциалоопределяющими. Заряд этого слоя компенсируется зарядом второго слоя ионов, называемых противоионами.

Двойной электрический слой возникает при контакте двух фаз, из которых хотя бы одна является жидкой. Стремление системы понизить поверхностную энергию приводит к тому, что частицы на поверхности раздела фаз ориентируются особым образом. Вследствие этого контактирующие фазы приобретают заряды противоположного знака, но равной величины, что приводит к образованию двойного электрического слоя. Можно выделить три механизма образования ДЭС:

1. Переход ионов или электронов из одной фазы в другую (поверхностная ионизация). Примером может служить диссоциация поверхностных функциональных групп, принадлежащих одной из фаз (как правило, твердой). Для определения знака заряда поверхности используется правило Фаянса — Панета;

2. Преимущественная Адсорбция в межфазном слое ионов одного знака;

3. Ориентирование полярных молекул в поверхностном слое. По этому механизму ДЭС образуется в случае, если вещества, составляющие фазы системы, не могут обмениваться зарядами. Для определения знака заряда поверхности используют правило Кёна, гласящее, что из двух соприкасающихся фаз положительно заряжается та, которая имеет большую диэлектрическую проницаемость.