Химия 16-45 61-69

16. Ионная связь - крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы.это химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения между катионами и анионами.Механизм образования ионной связи можно рассмотреть на примере реакции между натрием и хлором. Атом щелочного металла легко теряет электрон, а атом галогена - приобретает. В результате этого возникает катион натрия и хлорид-ион. Они образуют соединение за счет электростатического притяжения между ними.должна быть энергетически выгодной. Это ограничивает образование ионной связи атомами активных металлов (элементы IA- и IIA-групп, некоторые элементы IIIA-группы и некоторые переходные элементы) и активных неметаллов (галогены, халькогены, азот).

17. металлическая связь—это сильно нелокализо­ванная химическая связь, возникающая в том случае, когда атомы имеют мало валентных электронов по сравнению с количеством свободных валентных орбиталей, а валентные электроны из-за малой энергии ионизации слабо удерживаются ядром.Валентные орбитали атомов в кристаллической решетке смешиваются, образуя два набора энергетических уровней-валентную зону и зону проводимости. Валентная зона расположена ниже по энергии. В металлах валентная зона заполнена электронами, а зона проводимости заполнена электронами лишь частично. Между двумя зонами нет зазора В диэлектриках валентная зона заполнена, а зона проводимости, как и в полупроводниках, пустая. Однако энергетическая щель между этими зонами настолько велика, что препятствует переходу электронов из валентной зоны в зону проводимости. Ее иногда называют «запрещенной» энергетической зоной

18. Межмолекулярные взаимодействия, взаимодействия молекул между собой, не приводящее к разрыву или образованию новых химических связей. Межмолекулярные взаимодействия определяют отличие реальных газов от идеальных, существование жидкостей и молекулярных кристаллов. Универсальные межмолекулярные взаимодействия. Все ММВ можно условно разделить на две группы: универсальные и специфические. Универсальные взаимодействия проявляются во всех молекулах без исключения. Среди универсальных сил выделяют четыре составляющих: ориентационные, индукционные и дисперсионные силы притяжения, проявляющиеся на одних расстояниях, и силы отталкивания, обусловленные отталкиванием электронных облаков молекул, и проявляющиеся при их дальнейшем сближении. Специфические межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. К специфическим межмолекулярным взаимодействиям относятся все виды взаимодействий связанные с переносом электронов от одной молекулы к другой. Способность атома водорода, соединенного с атомом сильно электроотрицательного элемента, к образованию еще одной химической связи с другим подобным атомом. Эта связь называется водородной.

19. Количество теплоты, полученное системой, идёт на изменение её внутренней энергии и совершение работы против внешних сил. Изменение полной энергии системы в квазистатическом процессе равно количеству теплоты , сообщённому системе, в сумме с изменением энергии, связанной с количеством вещества при химическом потенциале , и работы , совершённой над системой внешними силами и полями, за вычетом работы , совершённой самой системой против внешних сил.

при изобарном процессе

при изохорном процессе ()

20. Термодинамическая система - совокупность физических тел, которые могут: - энергетически взаимодействовать между собой и с другими телами; а также - обмениваться с ними веществом. Термодинамическая система: - состоит из большого количества частиц; и - подчиняется в своем поведении статистическим закономерностям, проявляющимся на всей совокупности частиц. Открытая термодинамическая система - термодинамическая система, которая обменивается веществом и энергией с другими системами. Изолированная термодинамическая система - термодинамическая система, которая не обменивается с внешней средой энергией и веществом. Закрытая термодинамическая система - термодинамическая система, которая не может обмениваться с внешней средой веществом.

21. Термодинами́ческие функции)— характеристические функции в термодинамике, убыль которых в равновесных процессах, протекающих при постоянстве значений соответствующих независимых параметров, равна полезной внешней работе. Внутренняя энергияОпределяется в соответствии с первым началом термодинамики, как разность между количеством теплоты, сообщенным системе, и работой, совершенной системой над внешними телами:

.

свободной энергиея. Определяется следующим образом:

,

где  — температура и  — энтропия.

термодинамический потенциал

А связанная энергия – это неработоспособная часть внутренней энергии системы, связанная с хаотическим движением составляющих систему частиц, или так называемая “обесцененная” энергия системы.

22. Пользуясь табличными значениями и , можно рассчитать энтальпии различных химических процессов и фазовых превращений. Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое.

Анализ закона Гесса позволяет сформулировать следующие следствия:

Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий образования конечных и начальных участников реакций с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Энтальпия реакции равна разности сумм энтальпий сгорания начальных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Энтальпия реакции равна разности сумм энергий связей E_св исходных и конечных реагентов с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Энтальпия реакции образования вещества равна энтальпии реакции разложения его до исходных веществ с обратным знаком.

Энтальпия гидратации равна разности энтальпий растворения безводной соли и кристаллогидрата

23. кристалл с совершенной трёхмерно-периодич. решёткой во всём своём объёме, лишённый любых дефектов строения — вакансий, примесных атомов, дислокаций и др. Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле температуры равна нулю.

24. ???

25. Кинетика химическая (от греч. kinetikos-движущий), раздел физ. химии, изучающий химическую реакцию как процесс, протекающий во времени, механизм этого процесса, его зависимость от условий осуществления. Кинетика химическая устанавливает временные закономерности протекания хим. реакций, связь между скоростью реакции и условиями ее проведения, выявляет факторы, влияющие на скорость и направление хим. реакций.

26. Скорость химической реакции величина, характеризующая интенсивность реакции химической (См. Реакции химические). Скоростью образования продукта реакции называется количество этого продукта, возникающее в результате реакции за единицу времени в единице объёма (если реакция гомогенна) или на единице площади поверхности (если реакция гетерогенна). Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации с, температуры t , присутствия катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления - для газовых реакций, от измельчения - для твердых веществ, от радиоактивного облучения).

27. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. Это определение относится к гомогенным реакциям. Если реакция геторогенная (реагенты находятся в разных агрегатных состояниях), то в уравнениие ЗДМ входят только жидкие или только газообразные реагенты, а твердые исключаются, оказывая влияние только на константу скорости k.Закон действующих масс безусловно выполняется только для элементарных химических реакций, протекающих в одну стадию. В других случаях фактическая и вычисленная по закону действующих масс скорости совпадают редко.

28. Правило Вант-Гоффа —При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза. Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400^oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах

29.

Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Для различных химических реакций Э. а. изменяется в широких пределах — от нескольких до ~ 10 дж./ моль. Для одной и той же химической реакции значение Э. а. зависит от вида функций распределения молекул по энергиям их поступательного движения и внутренним степеням свободы (электронным, колебательным, вращательным). 30.Увеличить скорость реакции можно с помощью катализаторов. Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более, что ее повышение далеко не всегда возможно. Катализаторами называются вещества, изменяющие скорость химической реакции, но сохраняющие при этом свои свойства и состав. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит. Одни катализаторы ускоряют реакцию - положительный катализ, или просто катализ, другие - замедляют - отрицательный катализ. 31 Вопрос. Кинетический и термодинамический критерий состояния химического равновесия. 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. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – ?пр = ?обр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const (?G = 0); при условиях V, Т – const (?F = 0). А2 + В2 ⇄ 2AB 32 Вопрос. Константа равновесия, равновесные концентрации. Приведите пример. Константа химического равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции. 33 Вопрос. Факторы, влияющие на сдвиг химического равновесия? Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления. При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. 34 Вопрос. Принцип Ле Шателье – Брауна Если на систему оказать внешнее воздействие, то система смещается, скорости прямого и обратного процессов изменятся, неодинаково – будет протекать реакция .Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации веществ. 35 Вопрос. Что такое раствор? Растворитель? Растворимость? Раствор – это твердая или жидкая гомогенная система состоящая из двух или более компонентов. Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает. Растворимость — способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц. 36 Вопрос. Способы выражения концентрации растворов. Концентрация — величина, характеризующая количественный состав растворов. Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к объёму раствора. Молярная концентрация — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора Нормальная концентрация — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Моляльность — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора. 37 Вопрос. Законы Рауля. Первый закон Рауля - относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества: (р0-р)/р0=N2 , где N2 – молярная доля растворенного вещества. Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально молярной концентрации раствора: ; ; Где m- молярно-массовая концентрация, Е и К эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные. 38 Вопрос. Повышение температуры кипения растворов. Причины. Эбуллиоскопический метод. Эбулиоскопия — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярной массы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации (или изотонического коэффициента). Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя называют повышение температуры кипения раствора (tкип). Температура кипения жидкости — такая температура, при которой давление пара над жидкостью равно внешнему давлению. В то же время давление пара над раствором нелетучего вещества практически полностью определяется давлением пара растворителя и, в соответствии с законом Рауля, может быть выражено уравнением: Р1=Р1^0*Х1, Где Х1 — мольная доля растворителя. Видно, что при повышении концентрации растворенного вещества давление пара над раствором будет снижаться, а следовательно, при неизменном внешнем давлении, будет расти температура кипения. 39 Вопрос. Понижение температуры замерзания растворов. Криоскопический метод. Криоскопия — метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. Разность между температурами замерзания чистого растворителя и раствора называют понижением температуры замерзания раствора (tзам) Давление пара над раствором нелетучего вещества практически полностью определяется давлением пара растворителя и может быть выражено уравнением (согласно закону Рауля) Р1=Р1^0*Х1, Где Х1 — мольная доля растворителя Видно, что оно ниже, чем давление пара над чистым растворителем, и снижается с ростом концентрации растворенного вещества. В то же время при замерзании раствора давление пара над твердой фазой должно быть равно давлению пара над жидкостью. Если при замерзании раствора выделяется чистый растворитель, то давление пара над жидким раствором должно быть равно давлению пара над твердым чистым растворителем. Как было показано выше, давление пара над раствором ниже давления пара над чистым жидким растворителем, а следовательно, и соответствующее температуре замерзания равновесие для раствора будет устанавливаться при меньших температурах, чем для чистого растворителя. 40 Вопрос. Осмос и осмотическое давление Осмос (греч. osmos толчок, проталкивание, давление) — самопроизвольный переход вещества, обычно растворителя, через полупроницаемую мембрану, отделяющую раствор от чистого растворителя или от раствора меньшей концентрации. Если разделить раствор и растворитель при помощи полупроницаемой перегородки (мембраны), пропускающей свободно молекулы растворителя и задерживающей молекулы растворенного вещества, то наблюдается односторонняя диффузия растворителя. Такого рода диффузия обусловливается тем, что число молекул растворителя в единице объема больше, чем в таком же объеме р-ра, так как в растворе часть объема занимают молекулы растворенного вещества. В результате молекулярного движения перемещение молекул растворителя через мембрану из растворителя в раствор преобладает над перемещением их в обратном направлении. Односторонняя диффузия растворителя к раствору называется осмосом, а сила, обусловливающая осмос, отнесенная к единице поверхности полупроницаемой мембраны, называется осмотическим давлением. 41 Вопрос. Основные положения теории электролитической диссоциации. При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионами; к ним относят например ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы называются анионами; к ним принадлежат ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы. Процесс электрической диссоциации изображают, пользуясь химическим уровнениями. Например, диссоциация HCl выразится уравнением HCl= H^++Cl^- 42 Вопрос. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты их свойства. Количественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации (обозначение α); для веществ-электролитов всегда больше нуля (α = 0 в случае не электролитов). Степень диссоциации может выражаться как в долях от 1, так и в процентах. Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная. Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества cд к общей концентрации вещества cB в растворе): α = cд / cB всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1). В случае слабых кислот состава HnA степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей: H3PO4 H+ + H2PO4− (α = 23,5%) H2PO4− H+ + HPO42− (α = 3 · 10−4%) HPO42− H+ + PO43− (α = 2 · 10−9%) Причина этого состоит в том, что в соответствии с принципом Ле-Шателье происходит смещение химического равновесия в каждой последующей стадии диссоциации под действием катионов водорода, образовавшихся в результате диссоциации в каждой предыдущей стадии. 43 Вопрос. Константа диссоциации. Пример. Связь константы диссоциации и степени диссоциации (закон разбавления Оствальда) Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.В общей реакции где комплекс разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так: где [A], [B] и [AxBy] — концентрации A, B и комплекса AxBy соответственно. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства где α — степень диссоциации. 44 Вопрос. Условия протекания реакции ионного обмена. Реакция ионого обмена — одна из видов химической реакции, характеризующаяся выделением в продукты реакции воды, газа или осадка. Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Если такие реакции не сопровождаются изменением степеней окисления, они называются реакциями двойного обмена. В соответствии с правилом Бертолле: реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (осадок), легколетучее вещество (газ), или малодиссоциирующее соединение (очень слабый электролит, в том числе и вода). В таких случаях реакции будут практически не обратимы. 45 Вопрос. Что такое гидролиз солей? Какие соли подвергаются гидролизу и какое значение рН их водных растворов? Гидролиз солей —это разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием или слабым основанием и сильной кислотой. Водородный показатель, pH мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр. Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

61.

Коллоидные растворы являются седиментационно устойчивыми системами. Седиментация — это процесс оседания частиц под действием силы тяжести. Оседанию частиц в коллоидных растворах препятствует броуновское движение, которое распределяет частицы по всему объему.

— наличие у коллоидных частиц одноименных электрических зарядов, благодаря чему они отталкиваются, а, следовательно, не соединяются в большие агрегаты. Коллоидные растворы могут быть устойчивыми только в присутствии третьего компонента — стабилизатора, который, адсорбируясь на поверхности раздела частица-среда, предупреждает коагуляцию. Устойчивость коллоидных систем улучшается и за счет возникновения сольватных слоев из молекул растворителя.Приготовление суспензий конденсационным методом. В аптечной практике широкое применение при приготовлении суспензий находит конденсационный метод. При этом различают следующие случаи образования суспензий:

62

Мицеллы (уменьшительное от лат. mica — частица, крупинка) — частицы в коллоидных системах, состоят из нерастворимого в данной среде ядра очень малого размера, окруженного стабилизирующей оболочкой адсорбированных ионов и молекул растворителя

Электрофорез (от электро- и греч. φορέω — переносить) — это электрокинетическое явление перемещения частиц дисперсной фазы (коллоидных или белковых растворов) в жидкой или газообразной среде под действием внешнего электрического поля

63

Пове́рхностно-акти́вные вещества́ (ПАВ) — химические соединения, которые, концентрируясь на поверхности раздела фаз, вызывают снижение поверхностного натяжения.

Нефтедобыча. ПАВ применяются для гидрофобизации призабойной зоны пласта (ПЗП) с целью увеличения нефтеотдачи. Поэтому поиск путей решения проблемы интенсификации притока нефти в добывающей скважине связан с удалением воды из призабойной зоны пласта.

64

В аморфных веществах, в отличие от кристаллических, отсутствует дальний порядок в расположении частиц вещества, но присутствует ближний порядок, соблюдаемый на расстояниях, соизмеримых с размерами частиц. Поэтому аморфные вещества не образуют правильной геометрической структуры, представляя собой структуры неупорядоченно расположенных молекул.

Структурное отличие аморфного вещества от кристаллического обнаруживается с помощью рентгенограмм. Монохроматические рентгеновские лучи, рассеиваясь на кристаллах, образуют дифракционную картину в виде отчетливых линий или пятен. Для аморфного состояния это не характерно.

В отличие от кристаллического состояния, аморфное состояние вещества не является равновесным. Оно возникает в результате кинетических факторов и со структурной точки зрения эквивалентно жидкому состоянию: аморфное вещество представляет собой переохлажденную жидкость, обладающую очень большой вязкостью. Обычно аморфное состояние образуется при быстром охлаждении расплава, когда не успевает пройти кристаллизация вещества. Такой процесс характерен для получения стекол, поэтому аморфное состояние часто называют стеклообразным состоянием. Однако чаще всего даже самое быстрое охлаждение недостаточно быстро для того, чтобы помешать образованию кристаллов. В результате этого большинство веществ получить в аморфном состоянии невозможно.