Шпоры по химии в электронном виде. Химия часть естествознания
 Скачать 293.5 Kb.
|
|
1.Химия – часть естествознания. Химические процессы. Типы химических соединений. Химическая номенклатура. Номенклатура средних, кислых, основных солей. Химия – часть естествознания. Химия-наука о веществах. Она изучает вещества и их превращения, сопровождающиеся изменением внутреннего строения вещества и электронной структуры взаимодействующих атомов, но не затрагивающие состав и структуру ядер. Известно около 7000000 химических соединений и из них 400000 неорганических. Химия – одна из фундаментальных дисциплин. Она является частью естествознания, наук о природе. Она связана с множеством других наук, таких как физика, медицина, биология, экология и т.д. Химические процессы. Типы химических соединений. Химическая номенклатура. В настоящее время для названия химических элементов используют тривиальную и рациональную номенклатуру, причем последняя делится на русскую, полусистематическую (международную) и систематическую. В тривиальной номенклатуре используют исторически сложившиеся собственные имена химических веществ. Они не отражают состав химических соединений. Использование таких названий чаще всего дань традиции. Пример: СаО – негашеная известь, N2О – веселящий газ. В рамках русской номенклатуры используют для названия химических соединений корни русских названий, а в полусистематической – латинских. Чтение формул химических соединений начинается справа налево. И русская и полусистематическая номенклатуры в полной мере отражаю состав химических соединений. Пример: СаО – окись кальция (оксид кальция), N2O – полуокись азота (оксид азота I). В целях унификации и упрощения формирования названий международный союз теоретической и прикладной химии предложил иную систему формирования химических соединений. Согласно этим правилам называть эти вещества следует слева направо. Пример: СаО – кальций оксид, N2O – диазот оксид. В настоящее время самые распространенные в использовании русская и полусистематическая номенклатура. Номенклатура средних, кислых, основных солей. По химическому составу различают средние, кислые, основные соли. Существуют еще двойные, смешенные и комплексные соли. Большинство солей независимо от их растворимости в воде являются сильными электролитами. Нормальные соли. 2. Закон Авогадро и его следствия. Закон Авогадро. Амадео Авогадро в 1811 году выдвинул гипотезу, которая в дальнейшем была подтверждена опытными данными и потому стала называться законом Авогадро: Одинаковые объемы различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержат одинаковое число молекул. Авогадро предположил, что молекулы простых газов состоят из двух одинаковых атомов. Таким образом, при соединении водорода с хлором их молекулы распадаются на атомы, которые образуют молекулы хлористого водорода. Из одной молекулы хлора и одной молекулы водорода образуется две молекулы хлористого водорода. Следствия закона Авогадро. Равные количества газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (давлении и температуре), занимают равные объемы. В частности: при нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объем, равный 22.4 литра. Этот объем называют молярным объемом газа. Нормальные условия: 273К, 760мм рт. ст. или 1,01*10^5Па. Плотности любых газообразных веществ, находящихся при одинаковых условиях (Т, Р), относятся как их мольные (молярные) массы. Отношение плотностей – относительная плотность одного газа по другому (Dотн.), тогда отношение молярных масс – тоже равно Dотн. Если относительная плотность газа определена по водороду или по воздуху, то значение μ=2Dн и μ=29Dвозд. Где 29 – мольная масса воздуха. Если газ находится в реальных условиях, то его объем вычисляется по формуле Менделеева-Клапейрона: P*V=(m/μ)*R*T, где R=8,31 Дж/моль*К Газовые смеси. Если в газовой смеси нет взаимодействия, то каждый газ смеси обладает своими индивидуальными свойствами и подчиняется рассмотренным ранее законам. Состав газовых смесей может выражаться: массовыми, объемными, мольными долями. Массовая доля газа – отношение массы газа к массе всей газовой смеси. Объемная доля газа – отношение объема газа к объему всей смеси. Мольная доля газа – отношение числа молей газа к числу молей смеси. Одним из следствий закона Авогадро: объемная доля = мольной доле. Основные характеристики газовой смеси суммируются из характеристик ее компонентов. Так общее давление газовой смеси равно сумме парциальных давлений газа. 3. Закон эквивалентов. Эквивалент. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентные массы сложных соединений. Эквивалент. Эквивалентом вещества (элемента) Э называется такое его количество, которое взаимодействует с одним молем атомов водорода или вообще с одним эквивалентом любого другого вещества (элемента). Например, найдем эквивалент некоторых веществ: HCl – 1 моль, H2O. С одним молем водорода соединяется 1 моль хлора и ½ атомов кислорода, и следовательно эквиваленты равна соответственно 1 и ½. Эквивалентная масса и эквивалентный объем. Эквивалентная масса (Эм) называется масса одного эквивалента вещества (элемента). Эквивалентные массы ранее рассмотренных элементов равны Эм(Cl)=35.3 г/моль, Эм(O)=8 г/моль. Эквивалентную массу любого элемента можно определить по формуле: Эм=μ/СО, где СО- абсолютная величина степени окисления в соединениях. Поскольку большинство элементов имеют переменную степень окисления, то значения их эквивалентов в различных соединениях различно. Например найдем Если в задаче указаны объемы газов, то удобнее пользоваться понятием эквивалентный объем, вычисляемый с помощью закона Авогадро. Эквивалентным объемом называется объем занимаемый при н.у. одним эквивалентом вещества. Так 1 моль водорода, т.е. 2г. Занимает объем 22.4л., следовательно 1г. (т.е. одна эквивалентная масса), будет занимать 11,2л. Аналогично можно найти эквивалентный объем кислорода который равен 5.6л. Закон эквивалентов. Массы реагирующих веществ, а также продуктов реакции пропорциональны изх эквивалентным массам. m1/m2=Эм1/Эм2 Для химической реакции: νаА+νвВ=νсС+νдД справедливо nЭм(А)=nЭм(В)=nЭм(С)=nЭм(Д) Где nЭм – число эквивалентных масс. Поэтому если известно число эквивалентных масс одного из веществ, то отпадает необходимость в подсчете числа Эм оставшихся веществ. Очевидно, что число эквивалентных масс равно отношению массы вещества к эквивалентной массе. Закон эквивалентов для эквивалентных объемов записывается в следующем виде: V1/V2=Эv1/Эv2 Эквивалентные массы сложных соединений. На основе закона эквивалентных масс справедливы следующие формулы для расчета Эм: Эм(оксида)=μ(оксида)/∑СОэл-та ,где ∑СОэл-та – суммарная степень окисления одного из элементов (она равна произведению степери окисления элемента на число атомов этого элемента) Эм(соли)=μ(соли)/∑z , где ∑z – суммарный заряд иона (катиона или аниона). Эм(кислоты)=μ(кислоты)/nh(основность-число Н) Эм(основания)=μ(основания)/nон(кислотность основания – число ОН) H3PO4+2KOH=K2HPO4+2H2O 3Ca(OH)2+H3PO4=(CaOH)3PO4+3H2O Al2(SO4)3+6KOH=2Al(OH)3+3K2SO4 4. Два принципа квантовой механики: корпускулярно-волновой дуализм и принцип неопределенности. Электрон является объектом микромира и в своем поведении он подчиняется особым законам, не похожим на законы макромира. Движение объектов микромира описывается не законами механики Ньютона, а законами квантовой механики. Квантовая механики основывается на двух основных принципах. Принцип корпускулярно-волнового дуализма. Согласно этому принципу поведение объектов микромира может быть описано как движение частицы (корпускулы) и как волновой процесс. Физически это представить невозможно. Математически это описывается уравнением Де Бройля: ק=(h*ν)/m*υ, где ν – длина волны, соответствующая электрону массой m и движущегося со скоростью υ. Принцип неопределенности Гейзенберга. Для электрона не возможно с какой либо точностью определить координату х и импульс (px=m*Vx, где Vx – скорость электрона в направлении координаты х) ΔxΔp≥h/2∏ Неопределенности (погрешности) нашего знания о величинах х и рх. Мы можем говорить лишь о вероятностном расположении электрона в этом месте. Чем точнее мы определяем х, тем неопределеннее для нас становится величина рх. Из этих двух принципов складывается ветоятностно-статистический характер квантовой механики. 6. Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах). Электронные формулы многоэлектронных атомов на примере элементов 2 и 3 периодов. Принцип Паули. Правило Хунда. Электронные формулы элементов в основном и возбужденных состояниях на примере атомов азота, углерода, серы. Последовательность заполнения электронами состояний в атомах различных элементов (энергетические состояния электронов в многоэлектронных атомах). Согласно принципу минимума энергии, наиболее точным состоянием атома будет то, при котором электроны размещаются на орбиталях с наименьшей энергией. Состояние атома, которое характеризуется минимальным значением энергии электрона называется основным (невозбужденным). Порядок заполнения орбиталей энергетически определяется: 1).принцип минимума энергии 2).принцип Паули 3).правило Хунда Принцип наименьшей энергии Так появление второго электрона у атома гелия приводит к тому, что на эффект взаимодействия электрона с положительным ядром, влияет еще и сила отталкивания электронов между собой. При дальнейшем росте электронов, внутренние или основные электроны препятствуют взаимодействию внешних с ядром. То есть внутренние электроны экранируют внешние, В связи с этими причинами в многоэлектронных атомах различаются подуровни с соответственно различным значением энергии. Порядок чередования подуровней определяется двумя правилами Клечковского: 1).Меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением суммы n+l 2).При одинаковых значениях суммы меньшая энергия отвечает подуровню с меньшим значением m Таблица. 4s подуровень по энергии ниже, чем 3d подуровень, т.к. s электроны меньше экранируются, чем d электроны, т.к. могут ближе проникнуть к ядру. Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым наборов квантовых чисел. Таким образом, на одной орбитали может находится не более двух электронов, причем с разными спинами вращения. Правило Хунда Подуровень заполняется таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. То есть в пределах подуровня сначала заполняется максимальное число квантовых ячеек. 7. Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера. S-, p-, d-, f- элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе. Характер изменения химических свойств элементов по мере увеличения их порядкового номера. При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера. Кроме того, периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях. S-, p-, d-, f- элементы. Связь между электронной конфигурацией атомов элементов и их положением в периодической системе. Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни. 10.Ковалентность в методе валентных связей. Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях. Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl в рамках метода валентных связей. Ковалентность в методе валентных связей. Каждый атом предоставляет один из пары электронов. Общее число электронных пар, которое он образует с атомами других элементов, называется ковалентностью. Валентные возможности атомов элементов второго периода в основном и возбужденном состояниях. Сравнить валентные возможности (ковалентность) S и О, F и Cl в рамках метода валентных связей. 5. Понятие волновой функции. Квантовые числа, их сущность. Понятие энергетического уровня, подуровня, орбитали. Электронное облако и его форма. Понятие волновой функции. Так как электрон обладает волновыми свойствами, поэтому характер его движения в вакууме описывается при помощи волновой функции (Ψ – пси), которая в свою очередь зависит от трех переменных: x,y,z; обладает замечательным свойством: квадрат волновой функции определяет относительную вероятность нахождения электрона в данной точке. С точки зрения квантовой механики электрон может находиться в любой точке пространства, но с разной вероятностью. Если бы нам удалось фотографировать электрон через малые промежутки времени, то при наложении этих фотографий мы бы получили картинку, кот называется электронным облаком. Чем плотнее расположены точки, тем больше плотность электронного облака, тем больше значение квадрата волновой функции и тем чаще встречается электрон в этих местах. Электронное облако не имеет четких границ, так как и на большом расстоянии от ядра есть вероятность обнаружить электрон. Поэтому электронным облаком принято называть ту область пространства, которой электрон отдает 90% своего времени. Учитывая волновые свойства электрона, используя два принципа квантовой механики, австрийский физик Шредингер дал математическое описание поведения электрона в вакууме. Но! Если в уравнение Шредингера поставить волновую функцию, описывающую определенное состояние электрона, то решением уравнения Шредингера будет энергия электрона в этом состоянии. Квантовые числа и их сущность. Понятие энергетического уровня, подуровня, орбитали. Электронное облако и его форма. Конкретный вид волновой функции задают с помощью трех величин: n, l, m – квантовые числа. 1. Главное квантовое число. n=1, 2, 3, 4.. Определяет энергию электрона в атоме и его среднюю удаленность от ядра. Чем больше n тем больше энергия электрона. Чем меньше n тем меньше энергия электрона, тем меньше его энергия, тем сильнее он связан с ядром, тем меньше размер электронного облака. Е Е=-А/n^2 (решение уравнение Шредингера для атома водорода)  С увеличением n увеличивается E 2.Второе квантовое число. Второе квантовое число называется побочным и обозначается l. При данном n, l принимает следующие значения l=0,1,2,3,..,(n-1)(n значений). Т.е. энергия электрона в атоме зависит не только от n, но и от l. Таким образом, при одном и том же n электрон может характеризоваться различными значениями l. Когда говорят об энергетических подуровнях значение энергии электронов, определяемое данным l. Число значений l при данном n определяет число подуровней уровня. n=1 n=2 n=3 ………….. l=0 l=0,1 l=0,1,2………. Численным значениям l соответствуют буквенные обозначения. l=0,1,2,3……..(0-s,1-p,2-d,3-f……..) Таким образом, побочное квантовое число определяет форму электронного облака. s-сферические, симметричные облака; p-в форме гантелей или восьмерки;d-более сложной формы 3. Третье квантовое число. Третье квантовое число называется магнитным. Обозначается m. При данном l, m принимает следующие значения: m=0, ±1, ±2, … ±l.Итого 2l+1 значений. Магнитное квантовое число определяет ориентацию электронного облака в пространстве, то есть описывает поведение электрона во внешнем магнитном уровне. Волновая функция определенная данным набором квантовых чисел, называется атомной электронной орбиталью. Орбиталь в отличие от орбиты указывает на вероятностный характер описания электрона в атоме. АО-состояние электрона в атоме, характеризуемое значениями квантовых чисел, то есть определенными размерами, формой, расположением в пространстве электронных облаков. Графически атомная орбиталь изображается в виде квантовой ячейки. Число значений m при заданном l определяет число орбиталей в квантовом уровне. 4.Четвертое квантовое число. Четвертое квантовое число - спиновое. Изучение атомных спектров показал, что электрон помимо орбитального момента количества движения обладает еще и собственным моментом количества движения, которое называется – спин. Это потребовало введения четвертого квантового числа которое называется спиновое. Таким образом, для полной характеристики электрона в атоме необходимо введение четырех квантовых чисел. Первые три характеризуют пространственное состояние электрона, четвертое его собственная характеристика. 8. Периодический закон и его сущность. Периодическая система элементов. Зависимость между строением атома и химическими свойствами элементов. Энергия ионизации и сродства к электрону. Изменение этих величин в периодической системе. Горизонтальные, вертикальные, диагональные аналогии в периодической системе. Явление кайносимметрии. Периодический закон и его сущность. Периодический закон открыт в 1870 году Д.И. Менделеевым. Свойства химических элементов, а также образованных ими простых и сложных формул (соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Периодическая система элементов. Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается благородным газом. При переходе от элемента к элементу, т.е. при увеличении порядкового номера происходит периодическое изменение структуры электронных оболочек. Зависимость между строением атома и химическими свойствами элементов. Начало каждого периода соответствует началу застройки нового энергетического уровня. Номер периода определяет номер внешнего уровня. Он является застраивающимся у элементов главных подгрупп. Т.е. s и p элементов. У d элементов идет заполнение первого с наружи уровня. У f- второго снаружи. Т.е. внешний и застраивающийся уровень не всегда совпадают. Т.к у d элементов заполняется первый снаружи уровень, а химические свойства в первую очередь определяются структурой внешнего энергетического уровня, то химические свойства этих элементов похожи между собой (например, все они металлы). У них отсутствует резкое изменение свойств при переходе от элемента к элементу. Как, например, у s и p элементов. Еще более похожи свойства f элементов (лантаноиды и актиноиды), поскольку у них заполняются еще более глубокие подуровни. Энергия ионизации и сродства к электрону. Энергия (потенциал) ионизации – это энергия необходимая для отрыва электрона с внешнего энергетического уровня атома. Энергия сродства к электрону – энергия, которая выделяется или поглощается при присоединении электрона к нейтральному атому. Изменение этих величин в периодической системе. Рост потенциала ионизации происходит слева направо и связан с увеличением заряда ядра. Падение потенциалов ионизации атомов элементов третьего периода по отношению ко второму связано с тем, что не смотря на увеличение заряда ядра, внешние электроны расположены дальше от ядра, а внутренние препятствуют взаимодействию внешних с ядром. Энергия сродства к электрону также изменяется периодически. Щелочные и щелочноземельные металлы имеют низкое сродство к электрону. У галогенов оно самое высокое. У бериллия, магния и благородных газов ЭСЭ <0. Горизонтальные, вертикальные, диагональные аналогии в периодической системе. При увеличении порядкового номера в периодах слева направо нарастают неметаллические (кислые) свойства. В группах нарастают металлические (основные свойства). Это приводит к тому, что вблизи диагонали проведенной из левого верхнего угла в правый нижний элементы образующие соединения амфотерного характера. Друг под другом в таблице Менделеева расположены элементы с одинаковой структурой внешнего (застраивающегося) энергетического уровня. Это вертикальные аналоги. Первая группа – щелочные металлы, вторая – щелочноземельные (Sr, Ca, Ba), пятая – пниктогены, 6- халькогены, 7- благородные газы. Примером вертикальных аналогий в таблице Менделеева являются элементы одной и той же группы. Они образуют одинаковые по форме соединения, а их физические и химические свойства похожи между собой. Однако повторимость свойств вертикальных аналогов не является абсолютной. Это связано с двумя причинами: 1) увеличение металлических свойств в группах; 2)кайносимметрия Явление кайносимметрии. Еще Менделеев заметил, что элементы двух периодов резко отличаются по своим химическим свойствам от последователей. Он называл их типическими. В современной формулировке это элементы кайносимметрии (элементы с новой симметрией электронных облаков). Для элементов второго периода характерно появление p электронных облаков, что и приводит к отличию их свойств от элементов образующих группу. Аналогично легкие d элементы отличаются по свойствам от тяжелых d элементов (4d, 3d). Лантаноиды отличаются от актиноидов (4f, 5f). И совершенно уникальной является химия водорода. Кайносимметрия – явление резкого отличия химических свойств элементов с новой симметрией электронных облаков от их вертикальных аналогов. 9. Химическая связь, ее особенности, характеристика. Метод валентных связей, Q- и H- связи. Образование химической связи в молекулах H2, HCl, Cl2 с точки зрения метода валентных связей. Электроотрицательность элементов. Полярная химическая связь. Химическая связь, ее особенности, характеристика. Полярная химическая связь. Химическая связь – взаимодействие атомов, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы, т.е. выделением энергии. При огромном разнообразии химических связей в основе их образования лежит перераспределение электронной плотности между двумя или несколькими центрами (ядрами). Если электроны принадлежат всем ядрам (обобществляются), то это наиболее общий случай ковалентной химической связи. Если связь образуется между одинаковыми атомами, то обобществленная электронная плотность в равной мере принадлежит им обоим, т.е. она расположена симметрично относительно оси связи. Это и есть неполярная ковалентная связь. Если же связываемые атомы различны, то это полярная ковалентная связь. Она характеризуется А симметрией в распределении электронной плотности, т.е. связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного элемента. При этом он получает некоторый отрицательный заряд, а потом некоторый положительный. Эти заряды называются эффективными. Идеальным крайним случаем полярной ковалентной связи является ионная связь. Она соответствует полному переносу электронов от одного атома к другому. Однако, как и все идеальное, этот случай в природе недостижим. Даже в соединении сильных электроположительных элементов с фтором, степень ионности связи не превышает 80-90%. Таким образом, в реальных системах следует говорить о преимущественно ионном характере связи. Метод валентных связей, Q- и H- связи. Образование химической связи в молекулах H2, HCl, Cl2 с точки зрения метода валентных связей. Для квантово-химического описания молекул используется два метода: 1) метод валентных связей; 2) метод молекулярных орбиталей. Основные положения метода валентных связей: 1. При описании связи молекул, считается, что взаимодействующие атомы обмениваются между собой электронами, которые образуют общие связывающие электронные пары. Обобществление происходит таким образом, что в пространстве между атомами возникает новая электронная плотность, которая обеспечивает их связь. Т.е. электронные облака атомов перекрываются, ядра при этом связываются. 2. Два обменивающихся электрона согласно принципу Паули должны иметь анти параллельные спины. 3. Валентная связь направлена в сторону максимального перекрывания облаков. Различают сигма и пи связи. Сигма – связь, обобществленное электронное облако которой имеет ось симметрии проходящую через центры атомов. Пи – химическая связи, связывающиеся электронные облака которой имеют плоскость симметрии проходящую через центр ядер. Электроотрицательность элементов. Электроотрицательность характеризует способность атома находящегося в соединении присоединять электроны. Это не строго физическая величина, а условная характеристика, полученная на основе экспериментальных и расчетных данных. 13. Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Энтальпия образования вещества. Термохимические расчеты. Законы термохимии. Тепловой эффект химических реакций. Закон Гесса и его следствия. В 1774 Лавуазье Лаплас. Экспериментально установил, что тепловые эффекты реакции идущих в прямом и обратном направлениях равны по величине и противоположны по знаку. Закон Лавуазье Лапласа носит частный характер. Фундаментальный закон термохимии. Закон Гесса 1840г. Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния системы (состояние исходных и конечных веществ) и не зависит от пути процесса (числа и последовательности промежуточных стадий). Следствия закона Гесса. 1).Энтальпия образования вещества не зависит от способа его получения. 2).Тепловой эффект химической реакции равен разности между алгебраической суммой энтальпий образования продуктов реакции и алгебраической суммой энтальпии образования исходных веществ. Энтальпия образования вещества. Абсолютное значение энтальпии системы измерить невозможно, но для химии важен процесс изменения энтальпии. Слово изменение часто опускается. Тепловой эффект образования более сложного вещества из простых называется энтальпией (теплотой) образования dHf. Тепловой эффект образования сложного вещества из простых находящихся в стандартном состоянии, обозначается как стандартная энтальпия образования. Стандартное состояние – состояние с минимальной энтальпией и стандартными условиями. Станд. условия: 298К, 101кПа. Энтальпия образования более устойчива при с.у. Аллотропная модификация простого вещества принимается равной 0. 18. Способы выражения состава растворов. 1. Массовая процентная концентрация (массовая доля). Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора. Как следует из названия, процентная концентрация в 100 раз больше доли и выражается в процентах: мас. % =м раств. вещ-ва/м раствора *100 м раствора – сумма масс всех компонентов раствора. 2. Объемная процентная концентрация (объемная доля). Этот вид концентрации используется как количественная характеристика газовых растворов. 3. Мольная процентная концентрация (мольная доля). Мольная доля – отношение количества (числа молей) растворенного вещества к сумме количеств всех веществ в растворе. 4. Молярная концентрация (молярность). Молярность - отношение количества растворенного вещества к объему раствора, выраженному в литрах. Обозначается См или М, моль/л. Т.к. объем зависит от температуры, то и молярность тоже зависит от температуры. 5. Нормальная концентрация (нормальность). Нормальность – отношение числа эквивалентов (эквивалентных масс) к объему раствора, выраженному в литрах. Обозначается Сн или Н после числового значения. Если не указана конкретная химич. реакц. при расчете эквивалентной массы, то берется наименьшее значение. 6. Моляльная концентрация (моляльность). Моляльность – отношение количества (числа молей) растворенного вещества к массе растворителя, выраженной в килограммах. Обозначается м, размерность моль/кг Так ни число молей, ни масса не зависят от температуры, то и моляльность в отличие от молярности от температуры не зависит. 11. Основные параметры химической связи. Гибридизация орбиталей и геометрия молекул на примере BeF2, BF3, CH4. Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной химической связи. Ковалентность углерода в СО и азота в NH4 в методе ВС. Основные параметры химической связи. Гибридизация орбиталей и геометрия молекул на примере BeF2, BF3, CH4. 1. Энергия химической связи. Она определяется выигрышем энергии при образовании связи. Н+Н=Н2 +432кДж/моль Есв=432 кДж/моль Энергия относится к молю связи. 2. Длина химической связи – расстояние между центрами ядер атомов в молекуле. Чем больше энергия связи и чем меньше ее длина тем прочнее молекула. 3. Насыщаемость ковалентной связи – способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей. Т.к. число не спаренных электронов и не поделенных электронных пар у атомов ограничено, то он может образовывать с другими атомами строго определенное количество. Т.е. ковалентная связь обладает насыщаемостью. 4. Направленность химической связи. Гибридизация. Достигается при максимальном перекрывании электронных облаков. Такое перекрывание обеспечивается только при определенной их взаимной ориентации, поэтому область перекрывания расположена определенным образом по отношению к атому. Таким образом химическая связь характеризуется направленностью, а молекула имеет строго определенную геометрическую форму. Эти связи д.б. неравноценны, т.е. различаться энергией и длиной связи. Однако реальная молекула построена абсолютно симметрично, т.е. связи равноценны. Это означает, что они образуются одинаковыми по своему исходному состоянию электронными облаками. При образовании должно происходить смещение s и p электронных облаков с образованием одинаковых гибридных облаком. Процесс смещения называется гибридизацией. Она приводит к большей протяженности электронных облаков, а следовательно к большему перекрыванию и к большему выигрышу энергии. Вывод: концепция гибридизации это удобный описательный прием объективно существующих в природе (что подтверждено экспериментом) эквивалентных связей определенным образом направленных. Чтобы процесс гибридизации был объективным, исходные атомы орбиталей д.б. близки по энергии, их число тоже д.б. близко. BeF2, BF3, CH4 Обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной химической связи. Ковалентность углерода в СО и азота в NH4 в методе ВС. Донорно-акцепторная связь: один из атомов предоставляет не поделенную электронную пару (донор), а второй атом пустую орбиталь для приема этой пары (акцептор). Кратность связи – общее число обобществленных 2-мя атомами электронных пар. 12. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия. Свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Критерий направленности химических реакций. Внутренняя энергия, энтальпия. Химическая система – ограниченная часть пространства. Все что не входит в систему – внешняя среда. Бывают: 1)открытые; 2)закрытые; 3)изолированные. Открытые могут обмениваться с внешней средой. Закрытые – только энергией. Изолированные – ничем. Абсолютно изолированных систем не существует. Закрытые (равновесные) системы. Только их изучает термодинамика. Состояние системы характеризуется термодинамическими параметрами: m, V, T, P. На основе тдп. вводятся термодинамические функции, которые характеризуют не только состояние системы, но и происходящие в ней изменения (функции состояния). Любая материальная система обладает внутренней энергией. Она складывается из кинетической энергии составляющих ее частиц, а также, потенциальной энергии их взаимодействия. При химических реакциях в результате исчезновения и перераспределения, происходит изменение внутренней энергии. Это выражается в том, что при химических процессах может выделятся или поглощаться энергия, а также может производиться работа. Первое начало термодинамики. Закон сохранения и превращения энергии. dU=Q-A 1 начало термодинамики утверждает, что изменение внутренней энергии равно разности между количеством теплоты полученной из вне и работы. NH4Cl=NH3+HCl dU=U2-U1 Q-A=U2-U1 Q=p(V2-V1)+U2-U1=pV2-pV1+U2-U1=(pV2+U2)-(pV1-U1) H=U+pV – энтальпия (теплосодержание) Т.к. большинство химических реакций происходит при р=конст. то Q=Qp=dH При р=конст. тепло подводимое к системе идет на увеличение ее энтальпии. Т.е. dH – тепловой эффект реакции. Если dH>0 то теплота в систему поглощается, а если dH<0 то теплота выделяется. Практически все реакции сопровождают или выделением или поглощением энергии, т.е. тепловым эффектом. Если тепло выделяется – экзотермические; поглощается – эндотермические. Уравнение химической реакции называют термохимическим. Существуют 2 шкалы отсчета тепловых эффектор: 1).химическая – тепло поступает из системы во внешнюю среду Q 2).термодинамическая – тепло поступает в систему из вне dH Экзо-Q>0;dH<0 Эндо-Q<0;dH>0 Абсолютное значение энтальпии системы измерить невозможно, но для химии важен процесс изменения энтальпии. Слово изменение часто опускается. Тепловой эффект образования более сложного вещества из простых называется энтальпией (теплотой) образования dHf. Тепловой эффект образования сложного вещества из простых находящихся в стандартном состоянии, обозначается как стандартная энтальпия образования. Стандартное состояние – состояние с минимальной энтальпией и стандартными условиями. Станд. условия: 298К, 101кПа. Энтальпия образования более устойчива при с.у. Аллотропная модификация простого вещества принимается равной 0. Энтропия. Если возможность протекания экзопроцессов обуславливается стремлением системы к мин. энергии, то возможность к самопротеканию эндопроцессов связано с другим свойством – энтропия. S=KlnW К=1,38*10^(-23) Дж/К – постоянная Больцмана W – термодинамическая вероятность - число микросостояний с помощью которого может быть реализовано данное макросостояние. Макросостояние: 3 частицы в 3 энергетических состояниях. Чем равномернее распределены частицы по энергетическим уровням, тем больше число микросостояний, отвечающих рассматриваемому макросостоянию, тем больше термодинамическая вероятность этого состояния и тем больше энтропия. Вещества в твердом состоянии имеющие кристаллическую решетку, характеризуются минимальным значением энтропии. Т.к. порядок нарушается только колебание частиц в узлах решетки. В газообразном состоянии самое высокое значение энтропии, в жидкости – промежуточное значение. Т.о. энтропия является мерой неупорядоченности системы. Свободная энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Критерий направленности химических реакций. В изолированной системе самопроизвольно могут только возникать процессы с увеличением энтропии. Устойчивость системы определяется соотношением двух факторов: энтальпийного и энтропийного. Первый отражает стремление системы к минимуму энергии, второй к разупорядочеванию. Эти факторы могут не совпадать по направлению действия. Одновременно учесть роль этих двух факторов смог американский ученый Гиббс. Он ввел в термодинамику новую функцию состояния, которая называется изобарно-изотермическим потенциалом или свободной энергией Гиббса. G=H-TS; dG=dH-TdS Термодинамический критерий направленности химического процесса. В закрытой системе при р,Т-конст. самопроизвольно возможно протекание процессаидущих и уменьшение ЭГ. dG<0 (dH>0,dS<0) T – температура T->0, dG=dH При низких температурах должны самопроизвольно протекать экзотермические процессы. T->00 к увеличению энтропии. Изменение СЭГ это тот критерий, который определяет термодинамическую возможность протекания реакции, но будет ли она протекать реально зависит от ее скорости. 15. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье. Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. Необратимые реакции идут до полного исчезновения одного из реагирующих веществ. Необратимые химические реакции можно осуществить только в условиях полностью открытых систем. В закрытой системе все реакции являются в той или иной степени обратимые, т.е. протекают в прямом и обратном направлении. Реакцию идущую слева направо (по форме записи) называют прямой и наоборот – обратной. Конечным результатом развития процесса для обратимой хр. явл. состояние химического равновесия. Состояние, при котором в реакции два противоположно направленных процесса протекают с одинаковыми скоростями. В кинетическом уравнении мы использовали исходные концентрации реагирующих веществ, однако состояние равновесия устанавливается при других концентрациях, кот. называются равновесными. Неизменность концентрации всех реагирующих веществ является следствием непрерывных химических процессов. Т.е. химическое равновесие - состояние динамическое. По константе равновесия можно судить о полноте протекания реакции. Если Кр<<1 это свидетельствует о практически полном отсутствии взаимодействия между веществами. Если Кр=>oo, то равновесные концентрации продуктов реакции намного превышают равновесные концентрации реагирующих веществ. Т.е. реакция протекает преимущественно слева направо. Если Кр близка к 1, значит процесс протекает и в том и в другом направлении равноправно. Кр зависит от природы реагирующих веществ и от Т, но не зависит от наличия в системе кат. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье. Система не может самопроизвольно выйти из химического равновесия, т.к. это наиболее выгодное состояние с точки зрения термодинамики. Однако изменение внешних условий приведет систему в новое равновесное состояние. Смещение химического равновесия наз. процесс изменения равновесных концентраций его участников вследствие внешнего воздействия. Направленность смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в химич. равновесии, оказать внешнее воздействие (изменить Т, конц., Р), то равновесие сместится в сторону протекания реакций, уменьшающего это воздействие. 1.Влияние температуры. Подвод в систему тепла из окружающей среды приводит к смещению равновесия в сторону эндотермического процесса. Через некоторое время установится новое равновесие с новой константой. 2.Влияние давления Увеличение давления в системе 9сжатие) приводит к смещению равновесия в направлении протекания реакций идущих с уменьшением давления. В сторону меньшего числа газообразных молей. 3.Влияние концентрации Добавление в реакционную систему одного из реагирующих веществ смещает равновесие в сторону того процесса в кот. это вещество расходуется. Уменьшение концентрации к-л. вещества смещает равновесие в сторону его образования. Смещение протекает до тех пор пока соотношение концентрации реагирующих веществ не станет равной исходной Кр. Кр не зависит от концентрации. 17. Вода. Физические и химические свойства. Уникальные свойства воды. Строение молекулы воды. Водородная связь. Диаграмма строения воды. Вода- самое растворенное вещество естественного происхождения, сл-но ее можно назвать минералом. Молекула воды имеет уголковое строение (угол 108.5о) Физ. св-ва воды: аномально высокая теплоемкость и температура кипения. Высокая теплоемкость и температура кипения связана с наличием в структуре воды особого вида связи, наз. водородным. Водородная связь – связь электростатического хар-ра образующаяся без дополнительного обобществления электронной плотности в том случае, если атом водорода связан с атомом сильно электроотрицат. элемента. Ввиду сильного смещения эл. плотности к атому сильно отрицательного элемента частично ионизированный атом водорода может взаимодействовать с неподеленными эл. парами соседних атомов. Поскольку в молекулах воды оптимальное соотношение числа атомов H и числа неподеленных эл. пар, они образуют объемную сетку водородных связей. Поэтому наличие водородных связей особенно сказывается на св-вах воды (при нагревании нужно разрушить не только ковалентные, но и водородные связи). Вода сущ. В природе во всех трех агрегатных состояниях. При фазовом переходе жидкости в тв. в-во происходит не увеличение плотности как обычно, а ее уменьшение. Структура воды подобна структуре алмаза. Каждый атом водорода окружен 4 другими, однако в структуре воды присутствует ков. и водор. связи, что приводит к образованию пустот, размеры кот. превышают размеры молекулы воды. При плавлении льда в первую очередь нач. разрываться водородные связи, как более слабы, освобождающие при этом молекулы воды всматриваются в сохраняющиеся пустоты, что приводит к повыш. плотности. По мере нагревания, облаков стуктуры становится все больше. Лишь в газовой фазе вода не ассоциирована. Диаграмма состояния воды. Диаграмма состояния в-ва представляет собой зависимость между давлением и температурой в системе. Она показывает те состояния в-ва, кот. явл. Устойчивыми при определении значении температуры и давления. (см. рис.) 1. Кривая1 – тв/ж – кривая плавления(кристаллизации воды), 2. Кривая2 – ж/пар – кривая кипения (Кривая насыщенного пара жидкой воды), 3. Кривая3 – тр/пар – кривая возгонки (кривая насыщ. пара льда). Поля между линиями соотв. однофазному состоянию в-ва. Кривые соответствуют равновесию 2-х фаз. Точка А – тройная точка воды. В этой точке находятся в равновесии все три фазы (А(P,T): P=0.612кПа, T=0,01оС ). Характерной особенности диаграммы состояния в-ва явл. отрицат. наклон кривой1. 22. Реакции обмена в растворах электролитов. Условия преимущественного протекания реакции в одном направлении. Произведение растворимости. Комплексные соединения. Константа нестойкости комплексного иона. С точки зрения электролитич. диссоциации в р-рах электролитов протекают реакции не между исх. в-вами, а продуктами их диссоциации (т. е. ионами). Ур-ния, в кот. отражен факт диссоциации на ионы, наз. ионным ур-нием. При их составлении сильные электролиты записывают в диссоциированном виде, слабые электролиты и малорастворимые в-ва в молекул. форме. Поскольку реакции в р-рах эл-тов явл. обратимыми, то в условиях закрытой системы можно говорить лишь о преобладающем направлении протекания реакции. Преобладающим направлением явл. то, в кот. происходит наиболее полное связывание ионов, а именно: 1).образуются малодиссоциированные соединения (молекулы и моны), 2).осадки, 3).газообр. в-ва. Произведение растворимости. При растворении тв. тела в воде растворение прекращается, когда получается насыщенный р-р, т. е. когда между растворяемым в-вом и находящимися в р-ре молекулами того же в-ва установится равновесие. При растворении, например соли, в р-р переходят не молекулы, а ионы; сл-но, и равновесие в насыщенном р-ре устанавливается между тв. солью и перешедшими в р-р ионами. AgCL(тв.) = Ag+(р-р) + CL-(р-р) Kр = [Ag+][CL-] = ПР AmBn(тв.) = mAn+(тв.) + nBm-(р-р) Произведение растворимости электролита (ПР) характеризует способность эл-та растворяться. Комплексное соединение. Многие ионы способны присоединять другие ионы или нейтральные молекулы, образуя более сложные комплексные ионы. Комплексный ион состоит из центрального иона, облад. электорнно-акцепторными св-вами и окружающего его электронных частиц, наз. лигандами. Число лигандов, окружающих ион, наз. координационным числом (КЧ). Оно как правило равно удвоенному заряду центрального иона. Комплексный ион образует внутр. среду, кот. при написании заключ. в скобки. При связывании комплексного иона с противоионным обр-ся комплексное соединение. Противоионы обр-ют внешнюю сферу комплекса. Природа связывания внутр. и внешн. Сферы аналогична связи катиона и аниона. Константа диссоциации комплексного иона наз. константа нестойкости. [Ag(NH3)2]CL = [Ag(NH3)2]+ + CL- [Ag(NH3)2]+ = Ag+ + 2NH3- Kd = [Ag+ ] [NH3-]2 / [[Ag(NH3)2]+] = Kнест Чем < константа нестойкости, тем прочнее комплексный ион. 14. Закон действующих масс. Общий вид кинетического уравнения. Влияние температуры на скорость химической реакции, уравнение Аррениуса. Особенности протекания реакций в гетерогенных системах. Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Энергия активации реакции. Влияние катализаторов на скорость химического процесса. Гомогенный и гетерогенный катализ. Свойства катализаторов. Закон действующих масс. Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных реакций. Особенности протекания реакций в гетерогенных системах. |