Химия ответы на вопросы. 1. Строение вещества и реакционная способность. Строение атома

• Название: 1. Строение вещества и реакционная способность. Строение атома
• Анкор: Химия ответы на вопросы
• Дата: 11.10.2022
• Размер: 352.12 Kb.
• Имя файла: Химия ответы на вопросы.docx
• Тип: Документы; #727791
• страница: 2 из 3

Условия самопроизвольного протекания реакций:
1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии
2. стремление системы к более вероятному своему состоянию.Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов , и возникает состояние называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса.

16. Энергия Гиббса и методы расчета

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, изменение которой в ходе химической реакции равно изменению внутренней энергии системы.



17. Химическая кинетика и химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные реакции.

Химическая кинетика изучает скорость химических процессов, которые могут протекать в гомогенной или гетерогенной системах.

Система –вещество или совокупность веществ, реально или мысленно отделенных от окружающей среды.

Гомогенная система –система, состоящая из одной фазы (например, водный раствор хлорида натрия). Отсутствует граница раздела между веществами.

Гетерогенная система – система, состоящая из нескольких фаз (например, смесь воды и масла). Вещества имеют между собой границу раздела.

Скорость гомогенной реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени, в единице объёма системы



Скорость гетерогенной реакции – количество вещества, вступившего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади раздела фаз



где ∆n– изменение количества вещества

∆t– время реакции

V– объём гомогенной системы

S – площадь раздела фаз в гетерогенной системе

Ско́рость хими́ческой реа́кции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики.

Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями.

При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие в гетерогенной системе. Примерами гетерогенных процессов является пароводяная конверсия углерода, или восстановление оксидов металлов водородом:

Как и для любого равновесия, условием гетерогенного химического равновесия является равенство энергии Гиббса нулю, ΔG = 0.

18. Закон действия масс. Константа скорости реакции.

Закон действия масс Скорость простой гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности. в кинетическом уравнении реакции

19. Зависимость скорости реакции от температуры.
С повышением температуры скорость реакции резко увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры приближенно описы­вается эмпирическим правилом Вант-Гоффа:

при повышении температуры на каждые 10 скорость реак­ции увеличивается в 2-4 раза.

20. Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах Принцип Ле-Шателье.
Направление смещения химического равновесия определяется с помощью принципа Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие».
Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями.

При равенстве скоростей прямой и обратной реакции наступает химическое равновесие в гетерогенной системе. Примерами гетерогенных процессов является пароводяная конверсия углерода, или восстановление оксидов металлов водородом:
21. Общие понятия о растворах, дисперсных системах. Способы выражения составов (концентраций) растворов.

Система, состоящая из двух или более веществ, в которой одно или несколько

веществ измельчено и равномерно распределено в другом, называется дисперсной системой(от лат. dispersus – рассеянный).Дисперсные (раздробленные) системы состоят из сплошной (непрерывной) фазы –дисперсионной среды и, находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иногоразмера и формы, – дисперсной фазы (прерывистая часть системы).

По размеру частиц дисперсной фазы дисперсные системы делят на: грубодисперсные

(взвеси), средне- и тонкодисперсные (коллоидные). Соответственно, размер частиц

дисперсной фазы в первом случае превышает 1000 нм, во втором лежит в интервале от 500 до 1000 нм, и в третьем – от 1 до 500 нм.

Истинные растворы– это гомогенные (однофазные) системы переменного состава,

состоящие из двух или более веществ (компонентов).

По характеру агрегатного состояния растворы могут быть газообразными, жидкими и

твердыми. Обычно компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают растворителем, остальные составляющие раствора – растворенными D0 Tc( )веществами. В случае одинакового агрегатного состояния компонентов растворителем считают тот компонент, который преобладает в растворе.

Среди многих растворителей особое место занимает вода – это универсальный растворитель, который растворяет многие вещества.

Состав любого раствора может быть выражен как качественно, так и количественно. Обычно при качественной оценке раствора применяют такие понятия, как насыщенный,ненасыщенный,пересыщенный(илиперенасыщенный),концентрированныйиразбавленныйраствор.

Насыщенным называется раствор, в котором содержится максимально возможное при данных условиях (t, р) количество растворённого вещества. Насыщенный раствор часто находится в состоянии динамического равновесия с избытком растворённого вещества, при котором процесс растворения и процесс кристаллизации (выпадения вещества из раствора) протекают с одинаковой скоростью.

Для приготовления насыщенного раствора растворение вещества необходимо вести до образования осадка, не исчезающего при длительном хранении.

Ненасыщеннымназывается раствор, который содержит вещества меньше, чем его может раствориться при данных условиях.

Перенасыщенныерастворы содержат в себе по массе больше растворённого вещества, чем его может раствориться в данных условиях. Образуются перенасыщенные растворы при быстром охлаждении насыщенных растворов. Они неустойчивы и могут существовать ограниченное время. Очень быстро лишнее растворённое вещество выпадает в осадок, а раствор превращается в насыщенный.
22. Осмос. Осмотическое давление.

О́смос (от греч. ὄσμος — толчок, давление) — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону большей концентрации растворённого вещества из объёма с меньшей концентрацией растворенного вещества.

Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану (осмос). Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

23. Давление насыщенного пара над раствором. Законы Рауля.

закон Рауля формулируется следующим образом:относительное понижение давления пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества в раствор.

Давление насыщенного пара над растворомр_A равно произведению его давления над чистым растворителем р_A⁰ на его мольную долюN_A.

Если раствор состоит из двух компонентов А(р-ль) и В(в-во), то мольная доля растворенного вещества равна N_B=1-N_A.

Давление насыщенного пара р_A⁰над растворителем или жидкостьюопределяется межмолекулярным взаимодействием внутри жидкости. Чем больше сила взаимодействия f_A-A между молекулами, тем меньше пара над жидкостью, и соответственно, тем меньше давление этого парар_A⁰ <<<.

Давление насыщенного пора над раствором р_Aпри нелетучем растворенном веществе В отличается от давления насыщенного пара над чистым растворителемр_A⁰. Для нахождения этого отличия в зависимости от состава идеального раствора рассмотрим условия равновесияi-го компонента в растворе и в парообразном состоянии. Это равновесие определяется равенством химических потенциалов.

24. Свойства растворов электролитов. Классификация электролитов по степени диссоциации. Слабые электролиты. Сильные электролиты. Активность.

Растворы электролитов проводят электричество

По величине степени диссоциации все электролиты можно условно разделить на сильные (степень диссоциации которых стремится к единице) и слабые (степень диссоциации которых стремится к нулю).

Сильные электролиты в растворах практически полностью распадаются на ионы, и уравнение диссоциации для таких электролитов принято записывать как необратимый процесс.

К сильным электролитам относят щелочи, все соли, некоторые кислоты (HCl, HNO₃, H₂S0₄, НСlO₄, HBr, HI, CF₃COOH и др.).

Слабые электролиты в растворах диссоциируют очень незначительно, причем этот процесс обратим.

К слабым электролитам относятся многие неорганические (H2S, H2C03, HCN) и почти все органические кислоты. Вода, будучи причиной диссоциации, сама незначительно диссоциирует.



{\displaystyle \alpha ={\frac {n}{N}}\cdot 100\%}

Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учётом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учётом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.

25. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель

Вода – слабый амфотерный электролит. И как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы, которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами:

H₂O <-> H⁺ + OH^-

K_H2O = (H⁺)(OH^-)/ (H₂O)

Учитывая значение константы диссоциации воды и концентрацию недиссоциированных молекул воды в моль/л, получим выражение, называемое ионным произведением воды:

K_H2O = (H⁺)(OH^-)= 10^-14

Постоянство произведения (H⁺)(OH^-) означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как H⁺ , так и OH^- -ионы. В чистой воде: (H⁺)= (OH^-)= 10^-7 моль/л. Если в неё добавить кислоту, то  (H⁺)станет больше 10^-7, а (OH^-)меньше. И наоборот.

Из постоянства произведения (H⁺)(OH^-) следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшает концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию одного вида ионов, когда известна концентрация другого.

Концентрации ионов водорода, выраженные в моль/л, обычно составляют малые доли единицы. Использование таких чисел не всегда удобно. Поэтому введена особая единица измерения концентрации ионов водорода, называемая водородным показателем и обозначается  рН.

Водородным показателем рН называется отрицательные десятичный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg(H⁺)

26. Жесткость воды. Способы устранения жесткости воды.

Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых солей жёсткости).

1.Термический метод. Связан с нагревом воды, снижает только временную (карбонатную) жесткость. В промышленности его используют лишь при наличии дешевых источников тепла (на ТЭЦ, например).

2. Реагентные методы.Основаны на обработке воды реагентами, образующими с кальцием и магнием малорастворимые соединенияСаСО₃, Са(ОH)₂, Мg(ОH)₂, Са₃(PО₄)₂.

3. Термохимический метод. Умягчение осуществляют с применением извести и соды или едкого натра и соды при температуре воды более 100° С (до 165° С). Термохимический метод умягчения применяется в основном при подготовке воды для питания котлов. Только в этом случае утилизируется почти все тепло, затраченное на подогрев воды.

4.Умягчение воды диализом (метод нанофильтрации) основан на разделении растворенных веществ с различными молекулярными массами под действием разных скоростей диффузии через полупроницаемую мембрану, разделяющую концентрированный и разбавленный растворы.

5. Магнитный метод. Сущность метода заключается в том, что при воздействии магнитного поля накипь образуется не на поверхности нагрева, а в массе воды. Образующиеся рыхлые осадки легко удаляются. Метод эффективен при обработке кальциево-карбонатных вод.

6. Метод ионного обмена основан на обмене между ионами, находящимися в растворе, и ионами, присутствующими на поверхности твердой фазы – ионита. В качестве ионитов могут использоваться неорганические и органические материалы, способные к обмену ионов и практически нерастворимые в воде.
27. Окислительно-восстановительные реакции.

Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2 атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

28 . Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов: Все вещества реагируют и образуются в эквивалентных соотношениях.

Эквивалентное соотношение означает одинаковое число моль эквивалентов. Т.о. закон эквивалентов можно сформулировать иначе: число моль эквивалентов для всех веществ, участвующих в реакции, одинаково.

29. Закон Авогадро.

Зако́н Авога́дро — закон, согласно которому в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температурах и давлениях, содержится одно и то же количество молекул.

30. Электронные семейства металлов. Отношение металлов к элементарным окислителям, к воде, водяному пару, к кислотам и щелочам. Ряд активности металлов и его свойства.



Вода взаимодействует с наиболее активными металлами в качестве окислителя, при этом образуется водород/

Особенно легко реагируют с водой щелочные и щелочноземельные металлы, которые покрыты рыхлой и легко растворяющейся в воде оксидной плёнкой.

В тех случаях, когда металл защищён оксидной плёнкой, имеющей амфотерный характер (или кислотный), то в начале растворяется плёнка в результате взаимодействия оксида со щёлочью. А далее металл или реагирует с водой, или нет в зависимости от соотношения электродных потенциалов металла и водорода из воды (для данной щелочной среды). Следовательно, процесс растворения металла в щёлочи является многостадийным.

Почти все металлы окисляются кислотами. В большинстве случаев защитные оксидные плёнки, проявляющие основной или амфотерный характер, легко растворяются в кислотах. Далее окислительно–восстановительный процесс взаимодействия металла с кислотой определяется как активностью металла, так и природой и концентрацией кислоты.

Соляная и разбавленная серная кислоты окисляют только те металлы, которые стоят в ряду напряжений до водорода, так как роль окислителя в этих кислотах играют ионы водорода Н⁺, восстанавливающиеся до свободного водорода.

Отношение металлов к окислителям - сложным веществам.

В качестве окислителей сложного состава, с которыми чаще всего контактируют металлы, обычно рассматривают воду, водные растворы щелочей и кислот.

По химической активности в водных средах все металлы условно делят на: активные - стоящие в ряду напряжений от лития по алюминий (включительно), средней активности - стоящие в ряду напряжений от алюминия до водорода, малоактивные - стоящие в ряду напряжений после водорода.

Следует отметить, что восстановительная активность металлов может существенно изменяться в зависимости от условий протекания реакции. В частности, при комплексообразовании величина электродного потенциала металла значительно уменьшается.

Аналогичный характер изменения величины электродного потенциала металла наблюдают, если в процессе реакции образуются малорастворимые соединения.

Это ряд металлов, в котором их химическя активность уменьшается. Это чудесная шпаргалка, которой нужно уметь пользоваться: 1. металлы, которые стоят до водорода, могут вытеснять водород из растворов кислот; 2. Металлы (и их оксиды) , которые стоят в ряду до магния, реагируют с водой при обычных условиях, образуя щёлочь; 3. более активный металл вытесняет менее активный металл из его соли; при этом более активный металл НЕ ДОЛЖЕН реагировать с водой (Mg - Pb)

Ряд напряжений (ряд активности или электрохимический ряд напряжения ЭХРН) металлов используется на практике для относительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе.
31. Электрохимические системы. Понятие об электродных потенциалах. Строение двойного электрического слоя на границе электрод - раствор.