Шпоры по общей химии. Основные понятия в химии
 Скачать 225.5 Kb.
|
|
кислоты, гидроксиды и соли. H[AuCl3] - трихлорозолотая кислота. H2[PtCl6] - гексахлороплатиновая кислота. [Cu(NH3)4](OH)2- гидроксид тетрааммин меди (2). [Ni(NH3)6]SO4- сульфат гексааммин никеля (2). Комплексные соединения классифицируются по виду лигандов. Если лигандами служат молекулы аммиака, комплексные соединения называются аминокомплексами. Если лигандами служат молекулы H2O, то комплексные соединения называются аквакомплексами. Если лиганды - ОН, то комплексные соединения называются гидрокомплексами. Если лигандами служат любые кислотные остатки, то комплексные соединения называются ацидокомплексами. Диссоциация комплексных соединений и ионовМежду ионом внешней и внутренней сфер возникает ионная связь, поэтому комплексные соединения диссоциируют на ионы необратимо:K3[Fe(CN)6]=3K++[Fe(CN)6]3-.Между комплексообразователем и лигандами возникает донорно-акцепторная связь (комплексообразователь - акцептор, лиганды - доноры), поэтому комплексный ион диссоциирует как слабый электролит:[Fe(CN)6]3- ↔Fe3+ +6CN-Диссоциация комплексных ионов имеет количественную характеристику - константу нестойкости (Кн):  В зависимости от константы нестойкости комплексные ионы подразделяются на нестойкие, устойчивые, очень устойчивые.
Чтобы разрушить комплексный ион, необходимо сместить его равновесие в прямом направлении. Так как при разбавлении растворов диссоциация усиливается, для разрушения неустойчивых комплексных ионов достаточно разбавить раствор водой. Устойчивые комплексные ионы разрушают химическим воздействием, либо на комплексообразователь, либо на лиганды. Это означает, что или комплексообразователь, или лиганды надо удалить из раствора в виде более труднорастворимого соединения, чем разрушаемый комплексный ион. Например, надо разрушить устойчивый ион[Ag(NH3)2]+, имеющий Кн = 10-8. Если на раствор, содержащий данный ион, воздействовать раствором иодида калия, то ионы серебра будут удалены из раствора в виде AgI, имеющего произведение растворимости, равное 10-17. Если воздействовать азотной кислотой, то лиганды, молекулы NH3, будут связаны в комплексный ион [H(NH3)]+, константа нестойкости которого равна 10-14. В обоих случаях понизится концентрация продуктов реакции:[Ag(NH3)2]+ ↔Ag+ +2NH3 и по принципу Ле-Шателье равновесие реакции сместится в прямом направлении, в сторону разрушения комплексного иона. Процессы комплексообразователя широко используются в аналитической химии. При выборе условий наиболее эффективного разделения ионов исходят из соотношения констант нестойкости образуемых ими комплексных соединений. 26. Основные понятия термодинамики: система, работа, энергия, теплота. Системой называется совокупность находящихся во взаимодействии веществ или частиц, мысленно или фактически обособленная от окружающей среды. Системы бывают открытыми (возможен обмен массы и энергии), закрытыми (обмен энергией), изолированными (никакой обмен не возможен). Работа – это количественная мера направленного движения частиц, мера энергии передаваемой от одной системы к другой под действием воздействующих сил. Энергия – общее количественная мера движения взаимодействия всех видов материи. Теплота – количественная мера хаотического движения частиц данной системы или тела. 27. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия, энтальпия. Тепловой эффект химической реакции. Первый закон термодинамики. В любом процессе соблюдается закон сохранения энергии, выражаемый равенством q = ∆U + A, которое означает, что теплота q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ∆U и на совершение системой работы А над внешней средой. Это уравнение математическое выражение первого закона термодинамики. Из первого закона термодинамики следует, что приращение внутренней энергии системы ∆U в любом процессе равно количеству вещества сообщенной системе теплоты q за вычетом количества совершенной системой работы A. Внутренняя энергия – полная энергия системы за вычетом ее движения как целого и энергии взаимодействия с окружающим миром. Во внутреннюю энергию входят кинетическая энергия движения ядер, электронов, молекул и потенциальная энергия взаимодействия этих частиц. В.Э. – это все виды энергии системы. Энтальпия H = U + pV – термодинамическая функция, которая учитывает возможность совершения системой механической работы (pV). Если реакция происходит при постоянном давлении, то тепловой эффект связан с изменением энтальпии системы: Q = - ∆H = H1 – H2, где Н1 – общая энтальпия исходных веществ, а Н2 – энтальпия продуктов реакции. Так как многие химические реакции происходят при постоянном давлении, то под тепловым эффектом обычно понимают изменение энтальпии в химической реакции, ∆H. Тепловой эффект химической реакции. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы, кроме работы расширения, называется тепловым эффектом химической реакции. При постоянном давлении – это H – энтальпия реакции. В стандартных условиях H0. 28. Экзо-, эндотермические реакции. Экзотермическими реакциями называют такие реакции, при которых происходит выделение теплоты. H < 0. Эндотермическими реакциями называют такие реакции, при которых происходит поглощение теплоты. H >0. 29. Закон Гесса. Приведите примеры расчетов теплового эффекта химической реакции. Следствия из закона Гесса. Закон Гесса: тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от пути реакции, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции. Пример. С(ТВ) + ½ О2(г) = СО(г), H1= -110 кДж, СО(г) + ½ О2(г) = СО2(г), H2= -283 кДж, С(ТВ) + О2(г) = СО2(г), H3 = H1 + H2 = -393 кДж. Для расчета тепловых эффектов химических реакций используют следствия из основного закона термохимии – закона Гесса. Следствие 1. Тепловой эффект химической реакции равен разности суммы теплот образования продуктов реакции и суммы теплот образования исходных веществ (суммирование проводится с учетом стехиометрических коэффициентов). Для реакции вида aA + bB = cC + dD тепловой эффект равен H = с *Hобр(С) + d *Hобр(D) - a *Hобр(A) – b *Hобр(B). Теплота образования Hобр – это тепловой эффект образования одного моля соединения из простых веществ при заданных условиях. Следствие 2. Тепловой эффект химической реакции aA + bB = cC + dD равен разности теплот сгорания исходных веществ и продуктов реакции (с учетом стехиометрических коэффициентов): H = a *Hобр(A) + b *Hобр(B) – с *Hобр(С) – d *Hобр(D). Теплота сгорания – это теплота реакции полного окисления одного моля вещества. Это следствие обычно используют для расчетов органических реакций. Следствие 3. изменение энтальпии в химической реакции равно разности энергий разрываемых и образующихся химических связей. Энергия связи А-В – это энергия, необходимая для разрыва связи и разведения образующихся частиц на бесконечное расстояние: АВ(г)→А(г)+В(г). Энергия связи всегда положительна. 30. Энтропия. Второй закон термодинамики. Энергия Гиббса, определение направления протекания процесса и состояния равновесия. Энтропия (S) – мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S=RlnW. В отличие от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю. Энтропия растёт по мере повышения температуры. Второй закон термодинамики: самопроизвольно протекают только те реакции, которые сопровождаются увеличением энтропии. Второй закон термодинамики имеет несколько формулировок. Для систем, которые не обмениваются с окружающей средой ни энергией, ни веществом (изолированные системы), второй закон термодинамики имеет следующую формулировку: в изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются возрастанием энтропии:. dS> 0. Второй закон термодинамики имеет статистический характер, т.е. справедлив лишь для систем, состоящих из очень большого числа частиц. Системы, в которых протекают химические реакции, не бывают изолированными, так как они сопровождаются изменением внутренней энергии системы (тепловым эффектом реакции), т.е. система обменивается энергией с окружающей средой. Химические реакции могут протекать самопроизвольно и без возрастания энтропии, но при этом увеличивается энтропия окружающей среды. Например, химические реакции в организме любого существа сопровождаются уменьшением энтропии (происходит упорядочение системы). Однако организм получает энергию из окружающей среды (пища, воздух). Получение пищевых продуктов сопровождается возрастанием энтропии окружающей среды, т.е. жизнь каждого существа связана с возрастанием энтропии. Однако, если в системе протекает химическая реакция, то система обменивается энергией с окружающей средой, т.е. не является изолированной. Химические реакции обычно сопровождаются изменением Как энтропии, так и энтальпии. Энергия Гиббса (G) – термодинамическая функция состояния системы (кДж/моль). G = H – T*S G = Gкон - Gнач G = - R*T *lnKравн ; (Т= H/S) –равновесная температура. G = -z*F*E Если G<0, то реакция может протекать самопроизвольно. 31. Третий закон термодинамики (постулат Планка). В отличие от других термодинамических 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. 32. Химическое равновесие – это равновесий скоростей прямой и обратной реакций. 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 концентрации 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. dG = 0 Константа химического равновесия. dG° = -RTln([L]l [M]m / [D]d[В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, dи 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 33. Влияние температуры на равновесие. …………………………………………………………………….. 34. Принцип Ле-Шателье. Обратимые и необратимые реакции. Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие. CH4+2H2O→CO2+4H2
35. Гомогенные и гетерогенные реакции. ……………………………………………………………………. 36. Скорость химической реакции. Порядок реакции, молекулярность. Скорость реакции – это число частиц образованных за единицу времени в единице объема. Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы. Vср = -Dc/Dt Vмг = dc/dt Vпр=Kпр*[A]a[B]b Vобр=Kобр*[С]с[В]d Молекулярность и порядок реакции. Все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называется одностадийными. Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно-параллельно. В свою очередь, в каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные) и три молекулы (тримолекулярные). Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью. Порядок реакции - это сумма порядков реакции по реагентам. Порядок реакции определяется суммой величин показателей степени при значениях концентраций исходных веществ в кинетическом уравнении: а) V1 = K1[H2O2] ; б) V2 = K2[O2]. Поэтому обе реакции первого порядка. Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется акт химического взаимодействия. Реакция а) одномолекулярная, б) двухмолекулярная. Выражение для определения скорости реакции первого порядка  .Скорость реакции второго порядка для двух реагентов В и D подчиняется кинетическому уравнению V = K·CB·CD, где СВ – концентрация реагента В, а СD – концентрация реагента D. Наиболее часто встречаются реакции первого и второго порядка. Реакции третьего порядка крайне редки. Реакции более высокого порядка, чем третий, неизвестны, так как в большинстве случаев реакции многостадийны. 37. Правило Вант-Гоффа. V2 = V1T/ 10 Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V2 = V1T/ 10 Где V2 и V1 – 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. 38. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. 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: V = V0exp[-Ea/(RT)] Ea/(2,3RT)=lgk/(1/T) |