НГ. Лекция атом. Химическая связь молекул
 Скачать 18.3 Kb.
|
1 курс 2 семестр Химия ПестоваЛЕКЦИЯ 1. Атом. Химическая связь молекул. 🔸Атом - микросистема, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся в поле ядра. 🔸 Ядро атома - микросистема, состоящая из протонов и нейтронов. А=Z+N 🔸 Изотопы - атомы химического элемента, обладающего одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов. 🔸 Орбиталь - область около ядерного пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона (не менее 95%) Поверхности, ограничивающие области с 99%-ной вероятностью обнаружения электрона для рz, px, py - орбиталей. Принцип запрета Паули: никакие 2 электрона в 1 атоме не могут характеризоваться одинаковым квантовый состоянием. Правило В. Клечковского: орбитали заполняются электронами в порядке возрастанию энергии. ns -> (n-2)f -> (n-1)d - >np Правило Гунда: на орбиталях с одинаковой энергией суммарный спин электронов должен быть максимален. Переодический закон Менделеева (1869) Свойства элементов, а также форма и свойства их соединений находятся в переодической зависимости от заряда ядра их атома. 🔸Химическая связь - явление взаимодействия атомов, обусловлено перекрытием электронных облаков, связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергией системы. ✔️ Основными чертами хим. связи яаляются: А) снижение общей энергии двух или многоатомной системы по сравнению с суммарной энергией изолированных частиц, из которых эта система образована. Б) перераспределение электронной плотности в области хим. связи по сравнению с простым наложением электронных плотностей несвязанных атомов, сближенных на расстояние связи. 🔸Энергия связи - мера прочности хим. связи Н+Н=Н2+435 кДж/моль 🔸 Длина связи - расстояние между центрами ядер атомов в молекул, когда силы приложения уравновешаны силами отталкивания и энергия системы минимальна. ✔️ Химические связи: -ионная -ковалентная -Металлическая Ионная связь - хим. связь, осуществляемая за счёт электростатического притяжения разноименных ионов. LiF, CsCl, K2O, NaCl Металлическая связь - обусловлена электромагнитным взаимодействием, удерживающим положительно заряженные ионы в узлах кристаллической решётки подвижными электронами (“электронным газом”) Ковалентная связь - это химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами. ✔️Типы связей Сигма связь- это связь, образующаяся вдоль линии, соединяющей центры взаимодействующих атомов, имеет одну область перекрывания, между двумя атомами может существовать только одна сигма связь. S-S, S-P, P-P, P-d, d-d. П связь- связь, образующаяся в плоскости перпендикулярно сигма связи и имеющая 2 области перекрывания. Между двумя атомами может существовать несколько П связей. S - Орбиталь не принимает участия в образовании П связей. 🔸Гибридизация - процесс образования _?_ (одинаковых) по энергии и форме гибридных орбиталей, путем перекрывания атомных орбиталей в атоме. ✔️ Алгоритм определения типа Гибридизация. -находим атом с максимальной валентностью -для всех элементов расписываем электронно-графическую конфигурацию валентных электронов. -соединяет между собой не спаренные электроны, образующие хим. связь. -определяем тип этих связей ( сигма или П) -определяем тип Гибридизации по числу сигма связей и количеству неподеленных электронных пар. ЛЕКЦИЯ 2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА. -наука о превращениях одних видов энергии и работы в другие. 🔸 Химическая термодинамика - часть термодинамики, которая рассматривает превращения энергии и работы при химических реакциях. Параметры состояния: P-давление V-обьем n-число молей. Р=F/S T-температура n=m/M 🔸Функция состояния - любая физ. величина, значение которой однозначно определяется m/g свойствами системы F(P, V, T) =0 E=Eкин+Eпот+U (U-внутренняя энергия системы) ✔️Первый закон термодинамики: сообщенная системе теплота расходуется на приращение внутренней энергии и на совершение работы против внешних сил. Q=🔺U+A 🔺U=U2-U1 Qv=🔺U V=const A=Fh=pSh, где F-сила, действующая на поршень; h-высота перемещения поршня;Р-давление; S- площадь поршня. Sh=🔺V A=p🔺V=p(V2-V1) Qp=🔺U+p(V2-V1) 🔺U=U2-U1 Qp=(U2+pV2) - (U1+pV1) U+pV=H - энтальпия Qp=H2-H1=🔺H 🔸 Энтальпия - тепловой эффект химической реакции, который численно совпадает с теплотой, но противоположен ей по знаку. Для экзотермической реакции 🔺Н<0 Для эндотермической реакции 🔺Н>0 ✔️ Термохимические уравнения. -------------------------------------—----------------------------- Закон Лавзазье-Лапласа: тепловые эффекты реакций, протекающих в прямом и обратном направлениях, равны по величине и противоположные по знаку. Закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении или объёме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы. 🔺Н =🔺 Н1 +🔺Н2 Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме Энтальпий образования продуктов исходных веществ. aA+bB=cC+dD -------------------------------------------------------------------- 🔸Энтальпия образования - тепловой эффект реакции образования одного моля сложного вещества из простых веществ (для простых веществ Энтальпия образования равна нулю) 🔸 Энтропия - является мерой неупорядоченности состояния системы. S=klnW k=R/Na (Na-постоянная Авогадро, k-постоянная больцмана) Для идеального кристалла с неподвижными молекула и при Оk W=1 S=kln1=O ✔️ Второе начало термодинамики: в изолированной системе самопроизвольно могут протекать только только такие процессы, которые ведут к увеличению неупорядоченности системы, т.е. к росту энергии. ✔️Третье начало термодинамики: Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле температур равна 0. 🔺S=S2-S1 🔺H=T🔺S в состоянии равновесия 🔺G=🔺 H-T🔺S Изменение свободной энергии Гиббса в системе А<—>В при постоянных Р и Т Кс=Св/Са Кр=рв/ра N2+O2 <—> 2NO kc=kp 🔺Gт°=-RTlnkp (R-молярная газовая постоянная 8,31 Дж моль-¹ К-¹, Т-теомодинамическая температура, kp- константа равновесия гомогенной реакции протекающей в газовой фазе при температуре Т) ✔️ Условия самопроизвольного протекания процесса --------------------------------------------------------------------- ЛЕКЦИЯ 3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Область химии, изучающая молекулярной механизм химических реакций и скорость их протекания. 🔸 Скорость химических реакций - изменение количества реагирующего вещества за единицу времени в единице реакционного пространства. 🔸 Гетерогенная (разнородная) система состоит из двух или большего числа соединений, разделенных поверхностью раздела. 🔸 Гомогенная (однородная) система - состоит из соединений, между которыми нет поверхности раздела. 🔸 Фаза - гомогенная часть равновесной гетерогенной системы, характеризующаяся одинаковыми физическими и химическими свойствами во всех ее частях. Изменение в ходе хим. взаимодействия концентрации: *какая то закорючка похожая на s* S= ±🔺C /🔺t = ±(C2/C1) / (t2-t1) Зависимость концентрации вещества А от времени для линейного и нелинейного процесса 🔺Са/🔺t ≈ tga *закорючка s* Sa=lim(-🔺Ca/🔺t) =-(dCa/dt) Изменение скорости химической реакции во времени *опять закорючка s* S= k(Ca) ^a (Cв) ^b (Cа и Св- концентрации реагентов А и В; а и b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции, k- коэффициент пропорциональности) 2А+В—> А2В А+В—>АВ АВ+В—>А2В *закорючка s* S1< S= kCaCв I2—>2I мономолекулярная реакция 2НCl—>H2+I2 биомолекулярное разложение 2NO+H2—>NO2+H2O тримолекулярная реакция aA+bB—>cC+dD *закорючка s* S= k Ca^a Cв^b a- порядок реакции по вещ. А b- порядок реакции по вещ. В (а+b) общий порядок реакции I2 —>2I *закор* S=kC1 реакция первого порядка Н2+I2—>2HI *закор* S=kC(h2) C(I2) реакция второго порядка 2НI+H2O2—>2H2O +I2 *закор* S=kC(HI) C(H2O2) реакция второго порядка ✔️ Гетерогенные реакции *S=±🔺Cs/🔺t *S=±dCs/dt Si(к) +O2(г) —>SiO2(к) Т=конст *S=kCs(o2) Где *S - скорость реакции, моль/(м^2 с) k- константа скорости, 1/с Сs(o2)- поверхностная концентрация кислорода, моль/м^2 В закон действующих масс никогда не входит концентрация твердых веществ. ✔️ Условие Ватт-Гоффа ---------------------------------- ✔️ Уравнение Арренуса ---------------------------------- Зависимость константы хим. реакции от температуры: ---------------------------------- Энергетическая диаграмма для экзотермической реакции.--------------------- Энергетическая диаграмма для эндотермической реакции - - - - - - - - - - - - - - - - - 🔸Энергия связи: это химический барьер химической реакции. Е2-Е1=🔺h Катализатор снижает величину энергии активации, тем самым увеличивается скорость химической реакции. Самый действенный катализатор - ферменты Число независимых компонентов равновесной системы, равно числу индивидуальных веществ минус число уравнений, которое их связывает. ✔️ Правило фаз Гоббса С+Ф=k+2 2-число переменных параметров системы (давление, температура) СаСО3=СаО+СО2 k=3-1=2 C=k+2-Ф=2+2-3=1 🔸Нормальная температура кипения - температура, при которой давление насыщенного пара над жидкостью равно нормальному атмосферному давлению, т. е. 101,325 кПа. 🔸 Раствор- это Гомогенная система, образованная двумя или более веществами 🔸 Растворитель - это вещество, которое в чистом виде находится в той же фазе что и раствор. 🔸 Насыщенный раствор - это раствор, находящийся в равновесия с растворяемым веществом. 🔸 Ненасыщенный раствор - это раствор, в котором при данных условиях предел растворимости не достигнут. 🔸 Концентрация- относительное содержание в нем растворенного вещества и растворителя. ✔️ Способы выражения концентрации раствора. Массовая (объёмная) доля w w=Vв/Vраст Массовая доля N N=n(i) / СУММ n(j) Молярная концентрация Сn Cм=m/(Э*Vраст) Нормальная концентрация Сn Cn=m/Э*Vраст Моляльная концентрация (моляльность) m=n/mр-ля Титр. раствора (Т) Т=mв-ва/Vр-ра 🔸Сольватация - это процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем. В случае водных растворов его называют гидратацией. ✔️ Растворимость газов в воде. С увеличением температуры растворимость газов воде уменьшается. С увеличением давления растворимость газов в воде увеличивается. Закон Генри N=kp (N- молярная доля газа в водном растворе, k- коэффициент пропорциональности, парциальное давление газа над раствором) Растворимость газа в жидкости прямо пропорционально давлению газа над жидкостью ✔️ Растворимость твердых веществ в воде. Растворимость твёрдых веществ в воде с увеличением температуры увеличивается. 🔸 Идеальный раствор - раствор, образованный веществами, имеющие строго одинаковые размеры, и строго одинаковую энергию межмолекулярного взаимодействия. 🔸 Диффузия - это стремление вещества равномерно распределяться по всему предоставленной ему объёму. Односторонняя Диффузия — осмос 🔸 Осмотическое давление (Росм) - численно равно гидростатическому давлению столба жидкости высотой h, препятствующему одностороннем диффузии растворителя. ✔️ Закон Вант-Гоффа Росм=СRT (C-молярная концентрация раствора) ✔️ Закон Рауля (Ра°-Ра) / Ра°=nв/(na+nв) Где Ра° и Ра- давление насыщенного пара растворителя А над чистым растворителем и над раствором соответвенно. na- число молей растворителя А в растворе, n в-число молей растворенного малолетучего неэлектролита в растворе. -------------------------- ЛЕКЦИЯ 4. ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ. 🔸Электролит - это вещество, обладающее ионной проводимостью. АВ+(n+m) S<—> AB(n+m) S (1) AB(n+m)S<—> A^(p+) *nS+B^q*mS (2) 🔸 Сильный электролит - это вещество, которое в твёрдом состоянии образует кристаллическую решётку СН3СООН<—>СН3СОО(^-) +Н(+) 🔸 Степенью диссоциации - называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. ------------------ 🔸Электролитическая диссоциация - распад электролита на ионы. ----------------- ✔️ Уравнение Оствальда - - - - - - ✔️ Теория Льюиса Кислота - акцептор электронной пары. ------- Ионное произведение воды = 10^-14, при 25°С 🔸Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм концентрации водорода в растворе. ------ ЛЕКЦИЯ 5. ОКИСЛИТЕЛЬНО - ВОССТАНОЫИТКЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 🔸Степень окисления - заряд атома элемента соединения. Степень окисления простых веществ равна нулю. F2°, H2° Степень окисления +1 щелочи, соли (1 группа, главная Подгруппа) . Na+, Li+, H+ Степень окисления +2 (2 группа главная Подгруппа) Ca+2, Ba+2 Степень окисления +3 Al +3 Степень окисления - 1 ( неметаллый 7гр глав Подгруппа) CL -, Br- (бескислородные кислоты и их соли) Степень окисления - 2 О-2 (во всех соединениях ) Искл: Н2О2(-2), ВаО2(-2), О(+2)F2 Алгебраическая сумма степеней окисления всех частиц в молекул равна 0, а в итоге равна заряду иона. 🔸Вещество, которое отдаёт электроны называется восстановителем, а которое принимает - окислителем. 🔸 Процесс отдачи электронов называется окислением, а присоединение - восстановлением. Восстановители Металлы Водород Уголь Оксид углерода (2) СО Сероводорода Н2S Оксид серы (4) SO2 Сернистая Кислота H2SO3 и её соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в низких степенях окисления: SuCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3 Азотистая кислота НNO2 Аммиак NH3 Гидразин NH2NH2 Оксид азота (2) NO Катод При электролизе Окислители Галогены Перманганат Калия KMnO4 Манганат калия K2MNO4 Оксид марганца (4) MnO2 Диxромат калия K2CrO4 Азотная кислота (НNO3) Серная кислота (Н2SO4) конц Оксид меди (2) CuO Оксид свинца (4) PbO2 Оксид серебра Ag2O Пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа (3) FeCl3 Бертолетова соль KClO3 Анод при электролизе ✔️ Метод электронного баланса Составление уравнений КCl3+NaNO2=KCl+NaNO3 Найдем Окислители и восстановитель, для этого вычисляем степень окисления всех частиц. ------------------- 2) подбор коэффициентов можно осуществить методом электронного баланса ------------- Чтобы уравнять число принятых и отданных электронов необходимо вторую строку умножить на 3. 3) в уравнении реакции перед NaNO2 и NaNO2 должны стоять коэффициенты 3: ------------ 4)количество атомов водорода и кислорода уравнивается в последнюю очередь. ✔️ Современная электрохимия развивается в нескольких направлениях : Изучение работы гальванического элемента Изучение электролиза Изучение коррозионных процессов и разработка эффективных методов защиты металлов от коррозии. ✔️ Механизм восстановления электродного потенциала Между металлическим электродом и раствором устанавливается состояние равновесия ------- 🔸 При погружении Ме в раствор, содержащий ионы этого же Ме на поверхности раздела фаз образуется двойной электролический слой и возникает определённый скачок потенциала, который принято называть электронным потенциалом. Факторы, от которых зависит величина электродного потенциала: От природы металла От концентрации ионов металла в растворе От температуры ✔️ Уравнение Нериста ------- Где z- число электронов в полу реакции, F- постоянная Фарадея 96500 Кл/моль, C- концентрация ионов металлов. ✔️ На основании ряда стандартных электронных потенциалов: Металлы, обладающие более отрицательным "Фи", способны вытеснять менее активные металлы: Cu(2+)+Zn°=Cu°+Zn(2+) Металлы, выступающие в качестве отрицательного электрода по отношению к водородному вытесняют водород из кислот: Fe°+2H(+)=Fe(2+)+H2 ✔️ Гальванический элемент даниэля якоби Представляет собой электрохимическую систему, состоящую из двух электродов, растворы которых соединены с помощью солевого мостика. 🔸В любом замкнутом гальванического элементе на отрицательном электроде, называемом анодом, происходит окисление. А на положительном электроде - катоде, происходит восстановление. ------- ✔️ Электродвижущая сила. 🔸 Электродвижущая силой (э. д. с) - называется разность электродных потенциалов в замкнутом гальваническом элементе. Э. д. с. всегда является величиной положительной. ---(-- При решении задачи/ ------- |