Химический элемент
 Скачать 144 Kb.
|
|
30.Диффузия и осмос. Осмос – односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических.  обозначим К*[H2O] через КН2О величина называется ионным произведением воды. Ионное произведение воды = произведению концентрации катионов водорода на концентрацию гидроксид-анионов. Константа диссоциации воды  . Изменение концентраций протонов и гидроксид-ионов в растворе создает кислую или щелочную среды. [H+]<10-7 – щелочная, [H+]>10-7 – кислая.  . Водородный показатель(рН) численно = десятичному логарифму концентрации катионов водорода, взятому с обратным знаком.  , аналогично расчитывается гидроксидный показатель  . Для нейтральной среды [рH] =7, щелочной - [рH] >7, кислой - [рH] <738. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na2CO3=Na++CO32- -диссоциация, CO32-+H2O=HCO3-+OH- - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул.  . Зависимость степени гидролиза. Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН < 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН < 7. природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта.42.способы приготовления : -Без р-и(смешением расщитанных кол-в р-ов; при добавлении расщит. кол-ва тв. в-ва к р-ру) -по уравнению р-и 43.Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу. 44.Гетерогенные равновесия При соприкосновении твердого вещества с растворителем вещество начинает растворяться и по установлении термо¬динамического равновесия образуется насыщенный раствор. В случае малорастворимого электролита в водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого электролита. Произведение растворимости — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости-величина постоянная. Осадок будет выпадать если ионное произведение больше чем произведение растворимости 45.ОВП. Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав соединений. Степень окисления- фактический заряд атома в молекуле образующийся в результате перераспред. электронной плотности. 46.Окисление- процесс потери электронов, приводящий к повышению СО. Окислители:простые в-ва, атомы которые имеют большую электроотрицат.(F,O.CE);в-ва , содерж. Эл-ты в max СО;катионы ме и Н. Восстановители:простые в-ва атомы которых имеют малую ЭО;сожерж. э-ты в низш. СО 47.Межмолекулярные-изм. СО в разных молекулах иксл.конпропорционирование(ок-ль, в-ль один и тот же эл-т но в разных СО) Внутримолекулярные-изм. СО в одной молекуле 2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду: 1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d " 4f < 6p < 7s. 3. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня. Состояние атома с минимально возможной энергией электронов в нем называется основным , или невозбужденным, состоянием . Однако, если атомы получают энергию извне (например, при облучении, нагревания), то электроны внешнего электронного слоя могут ``распариваться'' и переходить на свободные орбитали, характеризующиеся большей энергией. Такое состояние атома называется возбужденным . 5.Периодический закон. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Порядковый номер элемента = заряду его ядра и количеству электронов. Число нейтронов = атомная масса – порядковый номер. Каждый период начинается s - элементов (s1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s2p6 инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d элементы. Число электронных уровней = номеру периода. Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. В группе сверху вниз усиливаются металлические свойства. Слева на право усиливаются не металлические свойства (способность принимать электроны).Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов. Атом хим. элемента состоит из 3 основных элементарных частиц: положительно заряженных протонов, не имеющих заряда нейронов и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится ядро состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг него вращаются по орбиталям электроны. Число электронов = заряду ядра. Химический элемент – вид атома с определенным зарядом ядра. Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n2. Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси. 7. х/с- результат взаимод. атомов привод. к образ. хим. молекул. 8.энергия- необходимая для разрыва х/c или выделяемая при образовании х/с. Длина-кратчайшее расстояние между ядрами взаимод.атомов Насыщенность-число х/с которое может образ. Атом данного эл-та. Насыщенность- валентность Направленность-строгое располож. х/с в трехмерном пространстве 9.1.оринтационные-взаимод. Связ. С наличием 2-х или более пол. мол. 2.индукционные-одна мол. Полярна , вторая нет 3.дисперсионные-связанна с образ. Мгновенных диполей(хар-н для непол. Мол.) 10.Инонная св.-результат электростат. взаим. м/у ионами.( предельный случай ков. пол. св.)общая электр. Пара относится только к одному из взаимод. Атомов. поляризация-явл. Простран. Деформации атома наход. В зоне действ. постоянного или электр. Молек. катод(-) анод(+) способность подвергатся поляризации(поляризуемость)а иона , радиуса. 11.Ков х/с- процесс обобществления электронов наход. На внеш. Энергитич. Уровне. Непол.( неотлич Н2) полярн( НСЕ) Механизмы образ. Обменный-в образ. х/c участв. По одному электрону от каждого атома Донорно-акцепторный-донор(электр. Пара) акцептор(орбиталь) Дативный-разновид. Донорно-акцеп. При котором каждый из атомов одновременно явл. И донором и акцептором -энтальпия х/р = сумма энтальпий образ.продуктов р-й за вычетом суммы энтальпий обр. исход. вещ.  |