Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

chast_1

.docx
Скачиваний:
81
Добавлен:
18.07.2016
Размер:
98.84 Кб
Скачать

1. Атомно-молекулярная теория Ломоносова. Относительная шкала атомных и молярных масс. Моль. Молярная масса и молярный объем.

1) Атомно-молекулярное учение разработал М.В. Ломоносов в 1741 г. Основные положения закона:

1) все вещества состоят из «корпускул» (молекул);

2) молекулы состоят из «элементов» (атомов);

3) частицы – молекулы и атомы – находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц;

4) молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ – из различных атомов. Атомно-молекулярное учение окончательно утвердилось в 1860 г .

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются ее атомным составом и их химическим строением. Атом – это наименьшая электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов и входящая в состав молекул простых и сложных веществ. Закон сохранения массы веществ , позже (в 1748 г.) сформулированный М.В. Ломоносовым, подчинен закону атомно-молекулярно-го учения и объяснен с точки зрения последнего: общее число атомов осто ается постоянным до и после реакций Молярный объём-объём одного моль вещества, величина, получающаяся от деления молярной массы на плотность.

Малярная масса- число которое показывает во сколько раз абсолютная масса молекулы данного вещ-ва больше абсолютной массы атома углерода.

Моль- это количество вещ-ва которое содержит столько малекул (атомов)этого вещ-ва сколько отомов содержится в 12г углерода.

2. Стехиометрические законы химии. Ограниченный характер и границы применимости стехиометрических законов.

Стехиометрия — раздел химии, в котором рассматриваются массовые или объемные отношения между реагирующими веществами. Исключительное значение для развития химии имело установление трех основных стехиометрических законов.

1) Закон сохранения массы веществ (М.В. Ломоносов, 1748 - 1756 гг.; А. Лавуазье, 1777 г.).

Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции.

2) Закон постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801 г.).

Каждое чистое соединение независимо от способа его получения всегда имеет один и тот же состав.

3) Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811 г.).

В равных объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одно и то же число молекул. Важным следствием из закона Авогадро является утверждение: при одинаковых условиях равные количества различных газов занимают равные объемы.

В частности, при. нормальных условиях (н.у.) — при температуре и давлении кПа (1 атм, или 760 мм рт.ст.) — любой газ, количество которого равно 1 моль, занимает объем 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом газа при н.у.

Установление первых двух стехиометрических законов позволило приписать атомам химических элементов строго определенную массу. Значения масс атомов, выраженные в стандартных единицах массы (абсолютная атомная масса), очень малы, поэтому применять их в повседневной практике крайне неудобно. Такими же чрезвычайно малыми оказываются массы других атомов, а также молекул (абсолютная молекулярная масса обозначается), например, масса молекулы воды очень мала Поэтому для удобства введено понятие об относительной массе атомов и молекул.

Относительной атомной массой элемента называют отношение абсолютной массы атома к части абсолютной массы атома изотопа углерода Обозначают относительную атомную массу элемента символом, где r — начальная буква английского слова relative (относительный).

Относительной молекулярной массой МГ называют отношение абсолютной массы молекулы к массы атома изотопа углерода Обратите внимание на то, что относительные массы по определению являются безразмерными величинами. Система химических представлений, принятых на этом съезде, составляет основу так называемой атомномолекулярной теории, основные положения которой можно сформулировать так:

1. Все вещества состоят из молекул, которые находятся в непрерывном, самопроизвольном движении.

2. Все молекулы состоят из атомов.

3. Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении.

4. Атомы представляют собой мельчайшие, далее неделимые составные части молекул.

3. Скорость химических реакций. Закон действующих масс. Константа скорости.

Закон действия масс можно сформулировать так: скорость взаимодействия двух химических реагентов прямо пропорциональна их концентрациям в реакционной системе, а достижимое состояние химического равновесия зависит от скоростей прямой и обратной реакций .Равновесие в системе установится тогда, когда, и величину константы равновесия можно в наиболее общем виде выразить отношением:

В этой формуле— константа равновесия, , а и— константы скоростей прямой и обратной реакций. Константами их называют условно: постоянное значение они сохраняют только для данной реакции и при постоянных условиях ее проведения. Они не зависят от концентрации реагентов, но изменяются с изменением температуры. Химические свойства реагентов, температура, наличие катализатора и т. д. могут сильно влиять на величины и, а значит, на скорость химической реакции и положение равновесия в системе. Например, при химическом синтезе аммиака по уравнению:

при комнатной температуре, а при 450° С — наоборот.

Уравнение закона действия масс позволяет сделать несколько полезных выводов.

Во-первых, для ускорения прямого процесса не обязательно увеличивать концентрации исходных веществ А и В; вполне достаточно взять большой избыток одного из них — того, которое дешевле и проще получить. Во-вторых, чтобы уменьшить скорость обратной реакции, можно воспользоваться удалением одного из продуктов, например, испаряя его, удаляя осадок и т. д. В-третьих, поскольку константы скоростей и зависят от температуры, есть возможность регулировать скорости реакций с помощью нагрева, охлаждения и т. д. И наконец, самое существенное: таким же образом можно повлиять на положение химического равновесия, т. е. на выход целевого продукта.

4. Зависимость скорости от температуры. Понятие об энергии активации. Катализ.

Влияние температуры на скорость реакции, правило Вант-Гоффа, энергия активации, уравнение Аррениуса

Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза ν2 = ν 1×gDT/ 10

 Где ν2 и ν1 — скорость реакции при температурах Т2 и Т1 , γ — коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2-4.

Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации. Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и хим. взаимодействия, определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. С ростом температуры растёт доля этих частиц и соответственно скорость реакции. С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции.

В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое носит его имя: K = K0e(-Ea/RT), K — константа скорости реакции, K0 — предэкспотенциальный множитель, e — это e. Ea — энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

ν = ν 0exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=Dlgk/D(1/T)

Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы и ингибиторы.

Общие понятия. Одним из наиболее распространенных мето­дов ускорения химических реакций является катализ. Этот метод осуществляется с помощью катализаторов — веществ, резко увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в ре­зультате ее протекания. Катализаторы могут участвовать в обра­зовании промежуточных продуктов реакции, но к концу взаимо­действия они полностью регенерируются.

Если катализатор и взаимодействующие вещества образуют однофазную систему, катализ называют гомогенным. Если же катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы, катализ называют гетерогенным.

Теория каталитических реакций исходит из некоторых общих положений: а) катализ как метод изменения скорости реакции применим только тогда, когда энергия Гиббса взаимодействия при данных условиях отрицательна (∆G<0); б) в присутствии катализатора изменяется механизм химической реакции, она про­текает через новые стадии, каждая из которых характеризуется невысокой энергией активации. Таким образом действие ката­лизатора сводится к тому, что он значительно снижает энергию активации катализируемой реакции; в) при катализе не изме­няется тепловой эффект реакции; г) если катализируемая реак­ция обратима, катализатор не влияет на равновесие, не меняет константы равновесия и равновесных концентраций компонентов системы. Он в равной степени ускоряет и прямую, и обратную реакции, тем самым, сокращая время достижения равновесия; д) катализаторы обычно действуют избирательно, селективно. Катализатор, активно ускоряющий одно взаимодействие, безраз­личен к другому. Избирательность действия зависит не только от природы катализатора, но и от условий его применения.

Активность того или иного катализатора зависит от многих факторов. Изменяя эти факторы, можно соответствующим обра­зом изменять активность и избирательность действия катали­затора. Прежде всего, при неизменных условиях скорость катали­тической реакции пропорциональна (в определенных пределах) количеству катализатора. Активность того или иного катализа­тора может быть резко повышена или понижена различными добавками. Добавки, увеличивающие активность катализатора, называются промоторами

Гомогенный катализ. Для объяснения механизма гомогенного катализа наибольшее распространение получила теория проме­жуточных соединений, предложенная французским химиком Сабатье и развитая в работах Н. Д. Зелинского и его школы. Согласно этой теории катализатор реагирует с исходными ве­ществами, образуя нестойкие промежуточные соединения, по­следующие превращения которых приводят к образованию нуж­ных продуктов реакции и регенерации катализатора.

Химическое взаимодействие катализатора с исходными веще­ствами направляет реакцию по пути, отличному от того, что осу­ществляется в отсутствие катализатора. В результате этого уменьшается энергия активации протекающего взаимодействия и увеличивается его скорость.

Гетерогенный катализ. Гетерогенный катализ всегда начина­ется с адсорбции молекул исходных веществ на поверхности твердого катализатора. При этом только обратимая адсорбция является началом каталитической реакции. Необратимая хемосорбция приводит к образованию на поверхности катализатора устойчивых соединений и тем самым к снижению активности катализатора.

При обратимой адсорбции молекул исходных веществ поверх­ностью твердого катализатора происходит ослабление связей между атомами в молекулах адсорбата. За этот счет снижается энергия активации катализируемой реакции, течение которой с высокой скоростью осуществляется на поверхности катализатора.

В 1929 г. А. А. Баландиным была создана мультиплетная теория гетерогенного катализа, в основу которой положен прин­цип структурного и энергетического соответствия между ката­лизатором и реагирующими веществами. Согласно этой теории, каталитически активными центрами катализатора являются мультиплеты — совокупности поверхностных атомов, участвую­щих в акте химического превращения. Катализатор активен лишь в том случае, если соблюдается соответствие расположения атомов в мультиплете и в реагирующей молекуле. Структурное соответствие обеспечивает избирательность катализатора. Вто­рым условием активности катализатора является энергетическое соответствие связей между атомами в молекулах реагирующих веществ и связей, которые образуют эти атомы с атомами катали­затора. Мультиплетная теория позволяет рассчитывать опти­мальные значения энергий связей и межатомных расстояний у реагирующих веществ и катализаторов и осуществлять выбор на­илучшего катализатора.

5. Химическое равновесие. Константа равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентарции водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.

Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. ∆G = 0 Константа химического равновесия. ∆G° = -RT ln([L]l [M]m / [D]d [В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Эти уравнения являются вариантами математического выражения закона действующих масс, открытого норвежскими учены­ми К.Гульдбергом и П.Вааге (1867). Закон действующих масс может быть сформулирован в следующем виде: отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при Т = const является величиной постоянной. Например, для реакции синтеза аммиака: закон действующих масс имеет вид: Kc= [NH3]2/[N2][H2]3

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Гетерогенное химическое равновесие(ГетерХимР) подчиняется принципу Ле Шателье. При повышении температуры ГетерХимР смещается в сторону эндотермической реакции. При повышении давления или концентрации исходных веществ — смещается в сторону образования продуктов реакции, при повышении концентрации или давления продуктов реакции — в сторону обратной реакции. При повышении общего давления равновесие сдвигается в направления уменьшения числа молекул газообразных веществ. Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение ГетерХимР.

6. Тепловые эффекты химических реакций. Энтальпия. Закон Гесса.

Закон Гесса. В 1841 году российский ученый Г.И.Гесс открыл за­кон, получивший его имя. Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточ­ных стадий. Закон Гесса лежит в основе термохимических расчетов. Однако рамки его действия ограничены изобарно-изотермическими и изохорно-изотермическими процессами. Проиллюстрируем закон Гесса на примере реакции сгорания метана:СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (г),dH = - 802,34 кДж.Эту же реакцию можно провести через стадию образованияСО:СН4 + 3/2О2 = СО + 2Н2О (г), dH°2 = - 519,33 кДж,

СО + 1/2O2 = СО2,dH°з = - 283,01 кДж,dH=dH1 + dH°3 = (- 519,33) кДж + (- 283,01) кДж = - 802,34 кДж.

тепловой эффект реакции, протекающей по двум путям, одинаков.

Так как энтальпия зависит от со. стояния системы, но не зависит от пути процесса, то, если при проведе­нии процесса система вернулась в ис­ходное состояние, суммарное изме­нение энтропии системы равно нулю (dH = 0). Процессы, в которых сис­тема после последовательных пре­вращений возвращается в исходное состояние, называются круговыми процессами или циклами. Метод циклов широко используется в термодинамических расчетах. Рассмотрим использование метода циклов на примере реакции взаимодействия метана с водяным паром. Исходная система:СН4 + 2 Н2О (г), р = const, Т = 298 К: Сh4 + 2Н2О (г) = СО + ЗН2 + Н2О (г), dH1 ;СО + Н2О (г) = СО2 + Н2, dH2; СО2 + 4Н2 = СН4 + 2Н2О (г), dH3.В результате этих трех реакций система вернулась в исходное со стояние, поэтому: Если известны любые два значения dH данного уравнения, можно определить третье. Например, известно dH°2 = -41,2 кДж/моль, dH°3 = -164,9 кДж/моль, тогда dH1=-dH°2 - dH°3 = + 41,2 + 164,9= = +206,1 кДж/моль. Итак, закон Гесса показывает, что каким бы путем не протекала реакция, ее тепловой эффект будет одинаков, если при этом не меня­ется конечное и исходное состояния системы.

Энтальпия химических реакций. Закон Гесса позволяет рассчитать энтальпию химических реакций. Согласно следствию из закона Гесса, энтальпия химической реакции равна сумме энтальпии образования продуктов реакций за вычетом суммы энтальпий образова­ния веществ исходных с учетом стехиометрических коэффициентов Стандартный тепловой эффект реакции получения водорода из природного газа:

СН4 + 2Н2О(г) = СО2 + 4Н2 определяется по уравнению:

∆H0298 =∆Hco2 298 +4∆HH2 - ∆HCH4 -2∆HH2O

Подставляя значения величин энтальпий образования из приложения 2 (в кДж/моль), получаем

dH°298 = -1-393,510-1(-74,85)-2(241,82) = +164,98 кДж/моль. Как видно, данная реакция является эндотермической.

7. Энтропия. Свободная энергия Гиббса. Термодинамический критерий направленности химического процесса.

Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии.

Состояние системы можно характеризовать микросостояниями составляющих ее частиц, т.е. их мгновенными координатами и ско­ростями различных видов движения в различных направлениях. Чис­ло микросостояний системы называется термодинамической вероятностью системы W. Так как число частиц в системе огромно (например, в 1 моль имеется 6,02-1023 частиц), то термодинамическая вероятность системы выражается огромными числами. Поэтому пользуются логарифмом термодинамической вероятности In W. Величина, равная RlnW = S, называется энтропией системы. отнесенной к одному молю вещества. Как и молярная постоянная R, энтропия имеет единицу измерения Дж/(моль-К). Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией S0. В справочниках обычно приводится стандартная энтропия S{0}<298> при 298,15 К

В отличие от других термодиамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии.Это вытекает из высказанного в 1911г. М. Планком постулата, согласно которому "при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю". Этот постулат получил название третьего закона термодинамики. По мере повышения температуры растет скорость различных видов движений частиц, т.е. число микросостояний и соответственно термодинамическая вероятность и энтропия вещества . При переходе вещества из твердого состояния в жидкое значительно увеличивается энтропия(∆Sпл). особенно резко растет энтропия при переходе вещества из жидкого состояния в газообразное(∆Sкип). Также энтропия увеличивается при переходе вещества из кристаллического состояния в аморфное. Изменение энтропии системы в результате х.р. (∆S) (энтропия реакции) равно сумме энтропий продуктов реакций за вычетом энтропий исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

Свободная энергия Гиббса

По-другому наз-ся изобарный, изотермический потенциал. Обозначается ∆G [к дж/моль]. Энергия Гиббса простых веществ=0. Энергия ∆ Гиббса при простой температуре ∆Т=0, ∆G=∆H 0298-Т∆S298(х.р)

Физический смысл энергии Гиббса

Изменение свободной энергии равно максимально полезной работе, которую совершает система в изобарно-изотермическом процессе.

По энергии Гиббса мы можем определить самопроизвольность протекания реакции:

∆G>0 (не самопроиз-ый)

∆G=0(равновесный)

∆G<0(самопроиз-ый)

Самопроизвольность протекания реакций (2-ой закон термодинамики)

Самопроизвольным называют процесс, который протекает самопроизвольно без воздействия внешних факторов. Сущ. еще 1 функция сост.-я энтропия, которая показывает самопроизвольность протекания реакций

1850г. Клазиус - теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому. Обратный процесс можно получить, только оказав внешнее воздействие.

1896г. Больцман - в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии т.е.:∆S>0 (самопроиз-ый)

∆S=0(равновесный)

∆S<0(не самопроиз-ый)

Больцман вывел систему связывающую:

S=klnW, где S — энтропия, k — постоянная Больцмана, W — число микроскопических состояний системы (термодин. вероятность).

Энтропия показывает меру хаоса, т.е. неупорядочность системы.

8. Растворение как физико-химический процесс. Химическая теория растворов Менделеева.

Химическая (или сольватная) теория растворов предложена Д.И. Менделеевым (1887 г.). Он впервые на огромном экспериментальном материале показал, что между частицами растворенного вещества и молекулами растворителя происходит химическое взаимодействие, в результате которого образуются нестойкие соединения переменного состава, называемые сольватамиили гидратами(если растворителем является вода). Д.И. Менделеев определил раствор как химическую систему, все формы взаимодействия в которой связаны с химической природой растворителя и растворяемых веществ. Главную роль в образовании сольватов играют непрочные межмолекулярные силы и водородная связь.

Процесс растворения нельзя представить простой физической моделью, например, статистическим распределением растворенного вещества в растворителе в результате диффузии. Обычно он сопровождается заметным тепловым эффектом и изменением объема раствора, за счет разрушения структуры растворяемого вещества и взаимодействия частиц растворителя с частицами растворенного вещества. Оба эти процесса сопровождаются энергетическими эффектами. Для разрушения структуры растворяемого вещества требуется затрата энергии, тогда как при взаимодействии частиц растворителя и растворенного вещества происходит выделение энергии. В зависимости от соотношения этих эффектов процесс растворения может быть эндотермическим или экзотермическим.

При растворении сульфата меди присутствие гидратов легко обнаружить по изменению цвета: безводная соль белого цвета, растворяясь в воде, образует раствор синего цвета. Иногда гидратная вода прочно связывается с растворенным веществом и при выделении его из раствора входит в состав его кристаллов [41]. Кристаллические вещества, содержащие воду, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в структуру таких кристаллов, называется кристаллизационной. Состав кристаллогидратов определяет формула вещества, в которой указано число молекул кристаллизационной воды, приходящееся на одну его молекулу. Так, формула кристаллогидрата сульфата меди (медного купороса) CuSO4×5H2O. Сохранение кристаллогидратами окраски, характерной для соответствующих растворов, служит прямым доказательством существования в растворах аналогичных гидратных комплексов. Цвет кристаллогидрата зависит от числа молекул кристаллизационной воды.

Существуют различные способы выражения состава раствора. Наиболее часто используют массовую долю растворённого вещества, молярную и нормальную концентрацию.

В общем виде концентрация может быть выражена как число частиц в единице объема или как отношение числа частиц данного вида к общему количеству частиц в растворе. Количество растворенного вещества и растворителя измеряют в единицах массы, объема или в молях. В целом, концентрация раствора– это количество растворенного вещества в конденсированной системе (смеси, сплаве или в определенном объеме раствора). Известны разные способы выражения концентрации растворов, каждый из которых имеет преимущественное применение в той или иной области науки и техники. Обычно состав растворов выражают с помощью безразмерных (массовая и мольная доли) и размерных величин (молярная концентрация вещества, молярная концентрация вещества – эквивалента и моляльность).

Растворы классифицируют по свойствам, которые зависят от природы растворенного вещества и растворителя.

По результату взаимодействия растворяемого вещества с растворителем растворы можно разделить на два типа. Если растворяемое вещество частично или полностью диссоциирует на ионы, растворы условно называют ионными. Если растворяемое вещество не диссоциирует на ионы, а распределяется в растворителе в виде отдельных молекул (или их ассоциатов), как, например, кислород в воде, раствор называют молекулярным.

По признаку электрической проводимостиразличаютрастворы неэлектролитов, не способные проводить электрический ток (к ним относятся молекулярные растворы), и растворы электролитов, проводящие электрический ток (ионные растворы).

9. Концентрация растворов. Растворимость, насыщенные и ненасыщенные растворы.

способы выражения концентрации растворов(процентная, молярность, нормальность, моляльность, титр).

Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя. 1) процентная концентрация — отношение массы данного вещества в растворе к массе всего раствора. Выражается в % и показывает сколько граммов вещества содержится в 100 гр раствора. 2)Молярная концентрация выражается числом моль растворенного вещества в одном литре раствора.

С(х)=n(x) / V, n=m / M, C(x)=m(x)/ (M(x)*V). обозначается ч/з М. 1М — 1 моль в литре раствора. 3) нормальная концентрация (молярная концентрация эквивалента) число грамм эквивалента содержащийся в одном литре раствора[Н]. N(x)=nЭ(х)/V=m(x)/(MЭ(х)*V). Эквивалент — реальное или условное частица вещества который может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-то способом эквивалентно одному атому водорода обменных или ОВР или кислотно-основных реакциях. Для вычисления эквивалента надо разделить молярную массу: а) для кислоты — на количество замещаемых атомов водорода. б) для основания — на количество замещаемых гидроксильных групп. в) для солей — на число ионов металла умноженное на его валентность.

4) моляльная — число молей вещества растворенного в 1 кг растворителя (моль/кг). С(х)=n(x)/m2 =m1/(m2*M(x))/

5) титр — это отношение массы вещества к объему раствора.

Растворы — однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя, растворенных веществ и продуктов их взаимодействия. Растворы могут быть жидкими (морская вода), газообразными (воздух) и твердыми (сплавы металлов)

Условно компоненты подразделяются на растворенное вещество и растворитель. Химическое взаимодействие растворителя с растворенным веществом называется сольватацией. В случае водных растворов — гидратацией. Растворение в жидкостях газов и жидкостей сопровождается обычно выделением теплоты ∆Н>0. Растворение твердых веществ в большинстве случаев эндотермический ∆Н<0. Растворы бывают: реальные(истинные) и коллоидные. Реальные — когда вещество А растворяясь в жидкости В распадается при этом на отдельные молекулы или более того отдельные ионы. Коллоидные — когда вещество А равномерно распределено в жидкости В в виде субмикрокристаллических малых кусочков из которых каждый сам по себе состоит из сотен молекул атомов. Важными количественными характеристиками растворов являются концентрация и растворимость. Концентрация это количество вещества в определенном объеме раствора или растворителя.

Растворимость — способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Меры растворимости служат содержание его в насыщенном растворе.

мольная доля — это отношение кол-ва растворенного вещества к суммарному кол-ву всех веществ, сост-х раствор, включая растворитель.

массовая доля — это содержание растворенного вещества в 100 г раствора.

Способы выражения концентрации растворов:

насыщенным наз. раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

ненасыщенный раствор, раствор, содержащий меньше веществ, чем в насыщенном.

перенасыщенный раствор, это раствор содержащий больше вещества, чем насыщенный.

Растворимость зависит от природы растворенного вещества, растворителя, их агрегатного состояния, наличия в растворе посторонних веществ, температуры, в случае газа и от температуры.

10. Идеальные растворы. Коллигативные свойства растворов.

Идеальные растворы-растворы в которых энергия взаимодействия частиц в растворе очень мала. колигативные свойства-зависят не от природы вещ-ва а от количеста частиц в растворе . К колигативным свойствам относят:1)Изменение температуры замерзания( криоскопия) 2) изменение температуры кипения(ибулиоскопия) 3)Осмос(осматическое давление)Закон Рауля:Р насыщенного пара растворителя над раствором прямопропарциональноего малярной доле в растворе. В растворе 1 компанент:р1=р1(0)*х1 для 2 компанентов:р1=р1(0)(1-х2).Криоскопия-метод анализа основанный на определение температуры замерзания вещества растворителя и раствора с последующим определением концентрации и малярной массы(Для электролитов-можно определить степерь эл.диссациации)Выводы:1) Т(зам)рас-ра содержащего нелет.растворимое вещ-во всегда ниже чем чистого рас-ля 2)понижение Т(зам)связано с понижением давления насыщенного пара.3)понижение Т(зам)пропорционально конц растворённого вещ-ва. Ибулиоскопия-основана на изменение температуры кипенияжидкость кипит если давление пара над этой жид.выравнтвается с атмосф.давлением.Осмос-на границе 2х жидк. Имеется мембрана которая пропускает растворитель но пропкскает растворённое вещ-во.будет происходит перенос вещ-ва из своей фазы в фазу растворителя до выравнивания давления осмос-явление одностороннего переноса через полупроницаемую мембрану. П-осмотическое давление П=СRT для эл.литов(iCRT) п1=п2 изотонический п1 больше п2 гипертонический п2 больше п1 гипотанический

11. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации.

Электролитическая диссациация по способности проводит эл.ток вещ-ва делятся на электролиты и электролиты. Электролиты- вещ-ва растворы или расплавы которых проводят эл.ток. (соли кислоты основания)вещ-ва с ионными ковалентными сильнополярными хим.связями.Неэлектролиты-рвстворы и расплавы веществ не проводят эл.ток (О2,Н2,сахар,эфир, бензол и тд)ковалентные не полярные и малополярные связи.В 1887г Арениус создал теорию электролитической диссациации 1)электролиты при ростворении в воде или плавление распадаются на ионы.Процесс распада электролитов на ионы в водн.растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией или ионизацией. Ионы-это атомы или группа атомов имеющие пол. Или отриц.заряд. ионы делятся(Na+ ,S+) на простые и сложные(NO3-SO4-2).2)в ра створе или расплаве электролитов ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор или расплав эл.тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательно заряженному электрону(катоду) и положительно заряженному (аноду)поэтому катионы+,а анионы-.В растворе любого электролита общая сумма зарядов катионов равна общей сумме зарядов анионов.

12. Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабых электролитов.

Электролиты — это вещества, которые проводят эл. ток если они находятся в растворенном или расплавленном состояниях. Носителями электричества в растворе являются анионы(-), катионы(+). При растворении солей, кислот, оснований в воде происходит диссоциация этих веществ с образованием эл. заряженных частиц катионов и анионов. Эл проводимость водных растворов пропорционально общей концентрации ионов в растворе.

i - изотонический коэффициент — показывает, во сколько раз осмотическое давление данного раствора больше нормального.

∆Ткип=i * KE*Cm

Аррениус ввел понятие степень электролитической диссоциации α — это отношение числа продиссоциирующих молекул на ионы к общему числу молекул.

α = (i-1)/(k-1) k — это число от2 до 4

электролитическая диссоциация вызывается взаимодействием полярных молекул растворителя с частицами растворимого вещества. Это взаимодействие приводит к поляризации связей и происходит образование ионов за счет ослабления и разрыва связей в молекулах растворяемого вещества.

электролиты:

а) сильные -  = 1: сильные кислоты, сильные основания, все соли — вещества которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.

б) слабые -  < 1: слабые кислоты, слабые основания, вода — вещества, частично диссоциирующие на ионы.

Константа диссоциации является важной характеристикой слабых электролитов так как указывает на прочность их молекул в данном растворе (для сильных электролитов константы диссоциации отсутствуют).

Закон разбавления Освальда: с уменьшением концентрации раствора степень диссоциации слабого электролита увеличивается

13. Ионное произведение воды. Концентрация водородных ионов и водородный показатель. Понятие об индикаторах.

Ионное произведение воды. Водородный показатель (рН) растворов.

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, хотя и незначительной, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем, что молекулы воды, частично распадаются на ионы, т.е. H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH¯. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Реакцию воды часто записывают в более простом виде:H2O ↔ H+ + OH¯. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 108 молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями , а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Считая эту величину постоянной, можно уравнение (1) записать в виде: [H+] [OH¯] = Кд 55,5 = Кв, где Кв — ионное произведение воды. При расчётах связанных с водными растворами электролитов, используют не концентрации, активности ионов: aH·aOH = Кв.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизвестной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид ионов — есть величина постоянная. Эта величина наз. ионным произведением воды.

Вода является слабым электролитом и в незначительный степени диссоциирует на ионы по реакции: H2O ↔ H+ + OHK = ([H+][OH-])/[H20] = 1.8 · 10-16 (при 22 0С).

Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 — щелочная, при pH=7 — реакция нейтральная. Водородный показатель имеет важное значение для понимания большинства процессов, протекающих в жидкой фазе, так как ионы H+  и OH¯ непосредственно участвуют во многих из этих процессов. Кроме того, эти ионы являются гомогенными катализаторами многих реакций. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Водородный показатель играет важную роль в жизнедеятельности организма, так в норме pH сыворотки крови равен 7,40 ± 0,05, слёз — 7,4 ± 0,1. отклонение pH от нормальных значений приводит к расстройству деятельности организма. Существенно влияние на урожайность оказывает pH почвы, на экологию водоёма — pH воды.

Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому на практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находят осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

AnBm(т) ↔ nAm+ + mBn-.

 Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. как константа равновесия, произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью cp выразиться уравнением:

ПР=(nCрgАm+)n(mCрgBn-)m

14. Кислотно-основные свойства веществ. Кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Амфолиты.

Кислотно-основные взаимодействия давно привлекают внимание ученых, так как широко распространены в приро­де и технике. Для объяснения этих процессов предложены несколько теорий, которые, как было доказано, не противо­речат друг другу, а имеют различные области применения. Наиболее известны теория, основанная на механизме элек­тролитической диссоциации, протолитическая и электрон­ная теории кислот и оснований.

Определения кислот и оснований с точки зрения диссо­циации были даны С. Аррениусом. Кислотой называется со­единение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительно заряженных ионов только ионы водорода Н+. Сильные кислоты (соляная НСl, азотная НNO3, серная Н24) диссоциируют полностью, у слабых кислот (уксус­ная СН3СООН, сероводородная Н2S) диссоциирована лишь часть молекул. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее. Основа­нием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН. Сила оснований, как и сила кислот, определяет­ся величиной константы диссоциации. Чем больше констан­та диссоциации данного основания, тем оно сильнее.

Существуют электролиты, которые могут диссоцииро­вать как кислота и как основание:

ОНН+

H+ + RO ↔ ROH ↔ R+ + OH

Такие электролиты называют амфотерными электроли­гами. Подобное свойство объясняется тем, что в данной мо­лекуле прочность связи между металлом и кислородом незна­чительно отличается от прочности связи между кислородом и кодородом. К амфотерным электролитам относятся нераство­римые гидроксиды цинка, алюминия, хрома, свинца и т. д. Они способны вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями:

Zп(ОН)2 + 2НСl = ZпСl2 + 2Н2О,

Zп(ОН)2 + 2NаОН = Nа2ZпО2 + 2Н2О.

Разрыв по кислотному или основному типам идет при вза­имодействии с кислотами или щелочами. Амфолиты (от греч. amphoteros — и тот и другой, lytos—растворимый) — амфотерные электролиты, т. е. вещества, молекулы которых содержат одновременно и кислотные, и основные группы, и поэтому в водных растворах диссоциируют и как кислоты с отщеплением водородных ионов Н +, и как основания с отщеплением гидроксильных ионов ОН-.

15. Обменные реакции между ионами. Произведение растворимости. Реакции нейтрализации.

Произведение растворимости (ПР) — это произведение концентраций его ионов при данной температуре в

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.

Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

-нерастворимое соединение, выпадающеевосадок;

-газообразное вещество;

-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).

-- Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.

Примеры реакций, идущих необратимо

1. Образование осадка

BaCl2+ Na2SO4= BaSO4↓ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-

- ионно-молекулярное уравнение реакции,

Ba2++ SO= BaSO4↓ - краткая форма уравнения реакции.

2. Образование газообразного вещества

Na2S + 2HCl = H2S↑ + 2NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + S2- + 2H+ + 2Cl- = H2S↑ + 2Na+ + 2Cl-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H+ + S2-= H2S↑ - краткая форма уравнения реакции.

3. Образование слабого электролита

а) Воды: 2NaOH + H2SO4= H2O + Na2SO4- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + 2OH- + 2H+ +SO = 2H2O + 2Na+ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2OH-+ 2H+= 2H2O - краткая форма уравнения реакции.

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами.

б) Слабой кислоты:

2NaNO2+ H2SO4= 2HNO2+ Na2SO4

- молекулярное уравнение реакции,

2Na++ 2NO2-+ 2H++ SO= 2HNO2+ 2Na++ SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

2H++ 2NO2-= 2HNO2- краткая форма уравнения реакции.

Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.

в) Слабого основания:

NH4Cl + NaOH = NH4OH + NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

NH4+ + Cl-+ Na+ + OH-= NH4OH + Na++ Cl-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

NH4++ OH-= NH4OH - краткая форма уравнения реакции.

Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде соединения типа Ме(ОН)n, которые взаимодействуют как с растворами кислот, так и с растворами щелочей. Реагируя с растворами кислот, они проявляют основные свойства:

Zn(OH)2+ 2HCl= 2H2O+ZnCl2;

Zn(OH)2+ 2H++ 2Cl-= 2H2O + Zn2++2Cl-;

Zn(OH)2+ 2H+= 2H2O+Zn2+.

Реагируя с растворами щелочей, они проявляют кислотные свойства, при этом образуются гидроксокомплексные соединения:

Zn(OH)2+ 2NaOH = Na2[Zn(OH)4];

Zn(OH)2+ 2Na++ 2OH-= [Zn(OH)4]2-+ 2Na+;

Zn(OH)2+ 2OH-= [Zn(OH)4]2-.

Произведение растворимости

Абсолютно нерастворимых веществ нет. Большинство твердых веществ обладают ограниченной растворимостью. В насыщенных растворах электролитов малорастворимых веществ в состоянии динамического равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Например, в насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие: BaSO4(т)⇄ Ba2+(р)+SO(р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: Kp= [Ba2+] [SO].

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере ПР(BaSO4) = [Ba2+] [SO].

Произведение растворимости характеризует растворимость малорастворимого вещества при данной температуре: чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.

Примеры решения типовых задач

Задача 1. Произведение растворимости сульфата бария равно 1·10-10. Вычислить массу сульфата бария в 5 л насыщенного раствора.

Так как в насыщенном, но очень разбавленном растворе практически все молекулы диссоциируют на ионы BaSO4⇄ Ba2++SO,

то [BaSO4] = [Ba2+] = [SO].

По условию задачи ПР(BaSO4) = [Ba2+] [SO] = 1·10-10, следовательно, ПР(BaSO4) = [BaSO4]2, откуда [BaSO4] = == 10-5моль/л.

Найдем число молей (ν) в 5 л: ν = 5·10-5моль.

Чтобы определить массу сульфата бария (m), нужно величину ν умножить на молярную массуBaSO4:

m= νM(BaSO4) = 5·10-5 ·233 = 1,165·10-2г = 11,65 мг.

Задача 2.Растворимость иодида серебраAgIпри 250С равна 1,22·10-8моль/л. Вычислить произведение растворимостиAgI.

AgI ⇄ Ag++ I-

[Ag+] = [I-] = [AgI] = 1,22·10-8 моль/л.

ПР(AgI) = [Ag+] [I-] = (1,22·10-8)2 = 1,5·10-16.

Зная произведение растворимости, можно определить, образуется ли осадок при сливании двух растворов известной концентрации.Условие образования осадка: осадок образуется в том случае, если произведение концентраций ионов в растворе, полученном после смешения двух растворов, больше или равно произведению растворимости.

Задача 3. Смешаны равные объемы 0,02 М растворов хлорида кальция и сульфата натрия. Образуется ли осадок сульфата кальция? ПР(CaSO4) = 1,3·10-4.

Хлорид кальция и сульфат натрия - сильные электролиты, поэтому концентрации катионов кальция и сульфат-анионов равны молярным концентрациям солей: [Ca2+]1= [CaCl2] = 0,02 моль/л и [SO]1= [Na2SO4] = 0,02 моль/л.

При смешении равных объемов общий объем увеличился вдвое. Концентрация ионов [Ca2+]2и[SO]2уменьшается вдвое по сравнению с исходными концентрациями: [Ca2+]2= 0,5·0,02 = 10-2моль/л,

[SO]2= 0,5·0,02 = 10-2моль/л.

Произведение концентраций этих ионов в растворе после смешения [Ca2+][SO] = 10-2·10-2 = 10-4, что меньше произведения растворимости: ПР(CaSO4) = 1,3·10-4. Следовательно, раствор не будет насыщенным и осадок не образуется.

16. Гидролиз солей.

Гидролиз солей — это химическое взаимодействие ионов солей с водой:

PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl

во многих случаях сопровождающееся изменением реакционной среды:

а) сильное основание и слабая кислота — щелочная среда pH>7, свободные OH;

б) сильная кислота и слабое основание — осадок, среда кислая, pH<7;

в) слабое основание и слабая кислота — осадок, pH=7

г) сильное основание и сильная кислота — гидролиз не пойдет!

необратимый гидролиз — это когда соли образованные слабым нерастворимым или летучим основанием или нерастворимой кислотой.

Чем слабее кислота, тем в большей степени подвергается гидролизу ее соли. Чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные им соли.

Степень гидролиза — отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул (%). β=Спродиссоц.ионов/Соли

Значение константы гидролиза К характеризует способность соли подвергаться гидролизу, чем больше К, тем в большей степени протекает гидролиз

Кгидр=[полученные ионы][кот.справа]/[ион соли слева]

17. Электронная теория окисления-восстановления. Метод электронного баланса. Метод полуреакции.

Метод электронного баланса — один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР).Заключается в том чтобы на основании степеней окисления расставить коэффициенты в ОВР.Для правильного уравнивания следует придерживаться определённой последовательности действий:1)Найти окислитель и восстановитель.2)Составить для них схемы (полуреакции) переходов электронов, отвечающие данному окислительно-восстановительному процессу.3)Уравнять число отданных и принятых электронов в полуреакциях.4)Просуммировать порознь левые и правые части полуреакций.5)Расставить коэффициенты в уравнении окислительно восстановительной реакции.

пример

Дана реакция: Li + N2 = Li3N

1. Находим окислитель и восстановитель:

Li0 + N20 = Li3+1N−3

N присоединяет электроны, он-окислитель

Li отдаёт электроны, он-восстановитель

2. Составляем полуреакции:

Li0 — 1e = Li+1

N20 + 6e = 2N−3

3. Теперь уравняем число отданных и принятых электронов в полуреакции:

6* |Li0 — 1e = Li+1

1* |N20 + 6e = 2N−3

Получаем:

6Li0 — 6e = 6Li+1

N20 + 6e = 2N−3

4. Просуммируем порознь левые и правые части полуреакций:

6Li + N2 = 6Li+1 + 2N−3

5. Расставим коэффициенты в окислительно-восстановительной реакции:

6Li + N2 = 2Li3N

18. Электродные потенциалы. Гальванический элемент.

Электрохимические процессы — процессы взаимопревращения хим. и электрич-ой форм энергии, протекающие на электродах.

Электрод — любой металл или токопроводящий материал, погруженный в р-р электролита. Между ними подвижное равновесие: Меn++ne-=Me0. при погружении Ме в р-р нач-ся сложное взаимодействие Ме с компонентами р-ра электролита. Гидратированные ионы Ме, находящиеся у поверхности электрода, и оставшиеся на Ме избыточные электроны, образуют две противозаряженные плоскости, аналогичные обкладке плоского конденсатора. И на границе раздела возникает двойной электрич-й слой. Переход ионов Ме с электрода в раствор приводит к равновесному состоянию системы, потенциал на поверхности Ме равновесный и зависит от св-в Ме и концентрации его ионов в р-ре.

Стан-й водородный потенциал: 2H++2e-=H20

Ст.электр.потенциал Ме:

Электродный потенциал, измеренный относительно стандартного водородного потенциала при условии, что концентрация свободных гидратированных ионов Ме равна 1 моль/л раствора электролита.

Уравнение Нернста: OX+ne-=Red,

Ox-окисленная форма, Red-восстановленная.

потенциал: φox/red= φ0ox/red —(RT/nF)ln(Cox/Cred),

R-газ.пост.=8, 31, F-пост.Фарадея, n-число ℮, переданных окислителем. Или:

φox/red= φ0ox/red —(0,058/n)lg(Cox/Cred),

Гальванический элемент: устройства, протекающие процессы на аноде и катоде.

Гальваническими пер­вичными элементами называют устройства для прямого преоб­разования химической энергии заключенных в них реагентов в электрическую. Реагенты (окислитель и восстановитель) входят непосредственно в состав гальванического элемента и расходу­ются в процессе его работы. После расхода реагентов элемент не может больше работать, Таким образом, это источник тока одноразового действия, поэтому его еще называют первичным химическим источником тока.

Емкость элемента — это количество электричества, которое источник тока отдает при разряде. Она определяется массой реагентов в элементе, их эквивалентом и степенью пре­вращения.

Важной характеристикой элемента служит удельная энергия, т. е. энергия, отнесенная к единице массы или объема элемента. Так как при увеличении тока напряжение элемента падает, то энергия и удельная энергия элемента также падают.

Гальванический элемент — состоит из 2 полуэлементов окислительно-восстановительных систем, соед-х между собой Ме-м проводником.

В качестве анодов обычно применяются электроды из цинка и магния, катодов — электроды из оксидов металлов (марганца, меди, ртути, серебра) и хлоридов (меди и свинца) на графите, а также кислородный электрод.

Процессы:

1.окисления на аноде(-)

2.восстановления на катоде(+)

3.движение эл-в во внешней цепи

4.движение ионов в растворе.

19. Электролиз расплавов и растворов.

Электролиз расплава

Н-р NaCl

1. восстановление ионов Na на катоде 2. окисление хлорид-ионов на аноде. При прох.тока изм-ся потенциалы электродов. Возникает электродная поляризация. Потенциал катода стан-ся более отриц-м, анода - положит-м.

Электролиз раствора

Характер окислительных процессов зависит от материала электрода — инертные(нерастворимые) и растворимые(активные).

Процессы:

На аноде: 1. в первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их потенциалов, не превышающих 1,5В

2. при электролизе водных растворов содержащих кислотосодержащие анионы на аноде окисляется вода по реакции 2H2O=O2+4H++4e-

А при использовании растворимых анодов электроны отдает сам анод за счет окисления Ме.

На катоде: 1. в первую очередь окисляются катионы Ме, имеющие стандартный электродный потенциал > чем у водорода

2. катионы Ме с малым станд. потенциалом от Li до Al не восстанавливаются, вместо них восстанавливаются молекулы воды 2Н++2е-2

3. катионы Ме, имеющие ст.эл.пот. < чем у водорода и > чем у Al восст-ся вместе с водой.

На аноде в первую очередь окисляются ионы с наименьшим электродным потенциалом, а на катоде — с наибольшим.

20. Электронные строение атома, электронные формулы и квантовые ячейки.

21. Квантовые числа. Принцип Паули, принцип наименьшей энергии, правило Гунда.

Для характеристики орбиталей и электронов используют квантовые числа.Энергия и размер орбитали и эл.облака характеризуются главным квантовым числом n.квантовое число принимает значение и 1 до бесконечности.Орбитали которые имеют одинаковое значение n близки между собой по энергии и размеру.Совокупность орбиталей которые имеют одинаковое значение главного квантового числа –энергетический уровень. Cовокупность электронов которые находятся на 1ом энерг.уровне –электронный слой .Форма орбиталей и облоков характерезуется орбитальным квантоавм числом. И оно принимает значение от 1 до n-1.Энергетический подуровень-совокупность орбиталей которые находятся на 1ом энег.уровне и имеют одинаковую форму.Значит орбитали 1ого подуровня имеют одинаковые значения главного квантового числа n и одинаковын значения побочного квантовго числа. Число подуровней на урне тоже равно главному квантовому числу.Магнитное квантовое число-характерезует направление орбиталей в прогстранстве(S p d-подуровни)

Принцип Паули: в атоме не может быть 2х электронов с одинаковым набором всех 4х квантовых чисел.поэму на 1 орбитале не м ожжет бытьболее 2х электронов, эти 2 электрона имеют одинаковый набор всех 3х квантовых чисел

Правило гунда Заполнение ячеек электронами происходит по правилу Гунда, согласно которому в пределах подуровня электроны располагаются сначала каждый в отдельной ячейке (в виде так называемых «холостых» — валентных электронов), затем, когда все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается уплотнение электронов вновь поступающими, т. е. их «спаривание». Иначе говоря, электроны в пределах данного подуровня <(s, p, d, f) заполняются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным.

22. Ковалентная связь. Метод валентных связей. Свойства ковалентной связи.

Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: прочность, полярность, насыщаемость, направленность, гибридизация, кратность.

Химическая связь между атомами, осуще­ствляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи.

Ковалентная связь существует между атомами как в молеку­лах, так и в кристаллах. Она возникает как между одинаковыми атомами, так и между разными атомами. Характерными особенностями ковалентной связи явля­ются её насыщаемость и направленность. Насыщаемость ковалентных связей обусловлена тем, что в химическом взаимодействии участвуют электроны только внешних энергетических уровней, т. е. ограниченное число электронов.

Электронные облака атомов имеют определенную простран­ственную ориентацию. Соответственно и область перекрывания электронных облаков находится в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Поэтому ковалентная связь обладает направленностью. Характер распределения электронной плотности при образовании связи зависит от вида взаимодействующих атомов.

Особенности КС:

1.      Прочность КС — это свойства характер длинной связи (межъядерное пространство) и энергии энергией связи.

2.      Полярность КС. В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента, одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, каждое ядро атома с одинаковой силой притяги­вает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.

Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к од­ному из ядер атомов, то связь называют полярной кова­лентной связью.

3.      Насыщаемость КС — это способность атома участвовать только в определенном числе КС, насыщаемость характеризует валентностью атома. Количественные меры валентности явл. число не спаренных электронов у атома в основном и в возбужденном состоянии.

4.      Направленность КС. Наиболее прочные КС образуются в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей, т.е. мерой направленности служит валентный угол.

5.      Гибридизация КС — при гибридизации происходит смещение атомных орбиталей, т.е. происходит выравнивание по энергии и по форме. Существует sp, sp2, sp3гибридизация. sp — форма молекулы линейная (угол 1800), sp2форма молекулы плоская треугольная (угол 1200), sp3 - форма тетраэдрическая (угол 109028).

6.      Кратность КС или делоколизация связи — Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия.

23. Понятие о гибридизации связей. Кратные связи. Поляризация ковалентной связи. Электроотрицательность.

Понятие "Гибридизация" в химии было предложено американским химиком Лайнусом Полингом для объяснения структуры таких молекул как метан. Исторически применялась только для простых молекул, но позднее была расширена и для более сложных. В отличие от теории молекулярных орбиталей не является строго количественной, например она не в состоянии предсказать фотоэлектронные спектры даже таких простых молекул как вода. Поэтому в настоящее время используется в основном в педагогических целях и в синтетической органической химии. Существует три вида гибридизации: -sp-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании `0;-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов, длина 0,120 нм. -sp²-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании `0;-связей, длина 0,134 нм. -sp³-гибридизация Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей. Возникают четыре одинаковые орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическими углами 109° 28’ (109,47°), длина 0,154 нм.

24. Метод молекулярных орбиталей.

в атомах электроны находятся на разрешенных энергетических состояниях – атомных орбиталях (АО). Аналогичным образом, электроны в молекулах  существуют в разрешенных энергетических состояниях – молекулярных орбиталях (МО).

Молекулярная орбиталь устроена намного сложнее атомной орбитали. Приведем несколько правил, которыми мы будем руководствоваться при построении МО из АО:

  • При составлении МО из набора атомных орбиталей, получается такое же число МО, сколько АО в данном наборе.

  • Средняя энергия МО, полученных из нескольких АО, примерно равна (но может быть больше или меньшее)средней энергии взятых АО.

  • МО подчиняются принципу запрета Паули: на каждой МО не может находиться более двух электронов, которые должны иметь противоположные спины.

  • АО, которые обладают сопоставимой энергией, комбинируются наиболее эффективно.

  • Эффективность, с которой комбинируют две атомные орбитали, пропорциональна их перекрыванию друг с другом.

  • При образовании МО при перекрывании двух неэквивалентных АО связывающая МО содержит больший вклад АО с наиболее низкой энергией, а разрыхляющая орбиталь – вклад АО с более высокой энергией.

Введем понятие порядок связи. В двухатомных молекулах, порядок связи показывает насколько число связывающих электронных пар превышает число разрыхляющих электронных пар:

Теперь на примере рассмотрим как можно применить эти правила

25. Ионная связь как одна из составляющих реальной химической связи. Металлическая связь.

Ионная связь осуществляется в результате образования и электростатического взаимодействия противоположно заряжен­ных ионов. Ионная связь может возникать лишь при больших различиях в значениях электроотрицательностей атомов.

Так как электрическое поле иона имеет сферическую симмет­рию, то в отличие от ковалентной ионная связь не обладает направленностью. Взаимодействие двух противоположно заря­женных ионов не приводит к полной взаимной компенсации их полей, они сохраняют способность притягивать и другие ионы. Поэтому в отличие от ковалентной ионная связь не обладает насыщаемостью. Из-за отсутствия у ионной связи направленно­сти и насыщаемости каждый ион окружен ионами противополож­ного знака, число которых определяется размерами и силой отталкивания одноименно заряженных ионов. Поэтому соедине­ния с ионной связью представляют собой кристаллические вещества. Весь кристалл можно рассматривать как единую гигантскую молекулу, состоящую из очень большого числа ионов. Лишь при высоких температурах, когда вещество переходит в газообразное состояние, ионные соединения могут существо­вать в виде неассоциированных молекул.

Ионную связь можно рассматривать как предельную поляр­ную химическую связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. В то же время для неполярной ковалентной связи эффективный заряд атомов равен нулю. Химическая связь большинства соединений является полярной, т. е. имеет промежу­точный характер между неполярной ковалентной и ионной связями. Ковалентная связь имеет частично ионный характер. Долю ионного характера связи назы­вают степенью ионности, которая количественно харак­теризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Степень ионности связи возрастает с увеличением разности электроотрицательности образующих ее атомов.

26. Межмолекулярные взаимодействия. Водородная связь. Химическая связь в твердых неорганических веществах.

Водородная связь. возникает между положительно поляризован­ным атомом водорода и отрицательно поляризованным атомом с большой электроотрицательностью.

Положительно поляризованный атом водорода обладает уникальными свойствами: очень малым размером и отсутствием внутренних электронных слоев, поэтому он может проникать в электронную оболочку отрицательно поляризован­ного атома соседней молекулы. Между двумя молекулами возни­кает взаимодействие, которое имеет электростатический и частич­но донорно-акцепторный характер. Водородную связь условно записывают как X—H---Y, где X и Y — атомы F, N, О или S (точ­ками обозначается собственно водородная связь).

Энергия и длина водородной связи в значительной мере опре­деляются электрическим моментом диполя связи и размерами атома. Длина связи уменьшается, а энергия водородной связи возрастает с увеличением разности ЭО у атомов X и Y и соответ­ственно электрического момента диполя связи X—Н и с умень­шением размера атома Y. Самая прочная связь образуется между HF.

Обычно же энергия водородной связи лежит в пределах 5— 25 кДж/моль, т. е. она больше энергии межмолекулярного взаи­модействия, но значительно меньше энергии ковалентной связи. Водородная связь имеет весьма широкое распространение. Она встречается в неорганических и органических соединениях. Водо­родная связь иногда определяет структуру вещества и заметно влияет на физико-химические свойства. Важную роль играет водородная связь в процессах кристаллизации и растворения веществ, образования кристаллогидратов, ассоциации молекул.

Соседние файлы в предмете Химия