Основные понятия в химии
 Скачать 91.43 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 ΔH – энтальпия реакции. В стандартных условиях ΔH0. 28. Экзо-, эндотермические реакции. Экзотермическими реакциями называют такие реакции, при которых происходит выделение теплоты. ΔH < 0. Эндотермическими реакциями называют такие реакции, при которых происходит поглощение теплоты. ΔH >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), ΔH1= -110 кДж, СО(г) + ½ О2(г) = СО2(г), ΔH2= -283 кДж, С(ТВ) + О2(г) = СО2(г), ΔH3 = ΔH1 + ΔH2 = -393 кДж. Для расчета тепловых эффектов химических реакций используют следствия из основного закона термохимии – закона Гесса. |