Неорганическая химия Улахович. P и температуре t где оэто нормальные условия параметры, характеризующие параметры газа при нормальных условиях. Объединённый газовый закон

• Название: P и температуре t где оэто нормальные условия параметры, характеризующие параметры газа при нормальных условиях. Объединённый газовый закон
• Дата: 10.01.2019
• Размер: 1.12 Mb.
• Имя файла: Неорганическая химия Улахович.doc
• Тип: Закон; #63150
• страница: 1 из 6

1. где V - объем газа при давлении P и температуре T где о-это нормальные условия.

– параметры, характеризующие параметры газа при нормальных условиях.

(Объединённый газовый закон Бойля-Мариотта, Гей-Люссака и Шарля).
Уравнение состояния идеальных газов (Клайперона-Менделеева) :pv=m(вещ.)RT/M(вещ.), R=8314 Дж/моль*К., р=101 кПа.

2. Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть максимальным..

Пример: Р(15) 3s² 3p³, B 1s² 2s² 2p¹,Ne 1s² 2s² 2p⁶

3.

H—O—H ··· OH2, H—O—H ··· NH3, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.

Пример внутримолекулярной водородной связи

Ортонитрифенол, паранитрофенол

Межмолеклярной связи : этиловый спирт( С2Н5ОН)

4 .

1. 
   Открытые системы - способны обмениваться с окружающими телами и средой
   
2. 
   Закрытая система - обмен с внешней средой только энергией. Движение вещества в ней не возможно.
   
3. 
   Изолированная система – не обменивается с внешней средой ни веществом, ни энергией.
   

Параметры системы: внутренняя энергия (U), энтальпия (Н), энтропия (S), энергия Гиббса (G).

Энтальпия – тепло-содержащие системы

Энтропия – меры беспорядка в системе, изм.внутр.энергии

Дельта Н=Q(кол-во поглащ.теплоты)-А(соверш.работа)

Дельта G=дельтаТ-Т дельта S

5. Регламентирует растворимость газов в различных растворителях. Усл.его выполнения : 1)справедлив для невысоких давлений; 2)отсутствуют химические взаимодействие между газом и растворителем. Масса г. раствор.при постоян.температуре в данном V жидкости, прямо пропорциональна парциональному давлению газа w В(массовая доля газа в насыщен.р-ре)=к умножить на р(парциональное давление)

Генри закон, положение, согласно которому при постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости (выраженная весовой концентрацией его) прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. Г. з. описан У. Генри в 1803; он хорошо соблюдается только для идеальных растворов, и применим лишь в области невысоких давлений, приобретая при этом характер предельного закона

6. Стандартный окислительно-восстановительный потенциалЕ равен потенциалу системы, в которой активность окисленной и восстановленной форм данного вещества равны единице. Они  позволяют определить возможность или невозможность сосуществования тех или других веществ в данной среде.Он вычисляется по формуле Нернста: .

Пример :

В зависимости от формы записи они относятся к значению рН = 0 (кислая среда), например: для pH = 0

HClO + H⁺ + 2  Cl^ + H₂O E^о(HClO/Cl^) = 1,50 В

Е^о() = 1,69 В

Чем выше положительное значение стандартного потенциала, тем более сильным окислителем является окисленная форма вещества, и чем меньше значение будет иметь стандартный потенциал, тем более сильным будет восстановленная сила вещества.

7. Распространённый вид координации лигандов — октаэдрическая, при которой шесть лигандов образуют октаэдр вокруг иона металла. При октаэдрическом окружении d-орбитали разделяются на две группы с разностью энергетических уровней Δ_окт (энергия расщепления), при этом энергия у орбиталей d_xy, d_xz и d_yz будет ниже, чем у d_z² и d_x²_-y², так как орбитали первой группы находится дальше от лигандов и испытывают меньшее отталкивание. Три орбитали с низкой энергией обозначаются как t_2g, а две с высокой — как e_g.

Расщепление в кристаллическом октаэдрическом поле.

-На расщепление влияют следующие факторы:

-Природа иона металла.

-Степень окисления металла. Чем выше степень окисления, тем выше энергия расщепления.

-Расположение лигандов вокруг иона металла.

-Природа лигандов, окружающих ион металла. Чем сильнее эффект от лигандов, тем больше разность между высоким и низким уровнем энергии.



Спектрохимический ряд — полученный опытным путём список лигандов, упорядоченных в порядке возрастания Δ:

I^-< Br^- < Cl^- < F^-< OH^-< H₂O < Py 3 - < CO

Лиганды располагают в порядке возрастания энергии перехода в ЭСП комплексов

[CoX(NH₃)₅]²⁺: X = I, красно-фиолетовый цвет

X = Cl, розовый цвет

X = NH₃, желтый цвет

8. Фо́сфор химический элемент 15-й группы 3-го периода периодической системы; имеет атомный номер 15.. Второй в 5 группе является неметаллом. Соединения в высшей степени наиболее устойчивые, связано с уменьшением потенциала ионизации. Наивысшая СО= +5. Соединения, содержащие фосфор в СО меньшей, чем +5 проявляют себя как восстановители. В то же время соединения фосфора +5 в растворах окислителями не являются. Кислородные соединения фосфора более устойчивы. Водородные менее стабильны. СО -3, +3 и +5

Фосфор легко окисляется кислородом:

4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),

4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

2P + 3Ca → Ca3P2,

2P + 3Mg → Mg3P2.

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина

с неметаллами — восстановитель:

2P + 3S → P2S3,

2P + 3Cl2 → 2PCl3.

Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:

8Р + 12Н2О = 5РН3 + 3Н3РО4 (фосфорная кислота).

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;

2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.

Фосфи́ды — бинарные соединения фосфора с другими менее электроотрицательными химическими элементами, в которых фосфор проявляет отрицательную степень окисления..Они неустойчивые, разлагаются водой и разбавленными кислотами. При этом получается фосфин и, в случае гидролиза, — гидроксид металла, в случае взаимодействия с кислотами — соли.

Ca3P2 + 6H2O → 3Ca(OH)2 + 2PH3

Ca3P2 + 6HCl → 3CaCl2 + 2PH3

При умеренном нагревании большинство фосфидов разлагаются. Плавятся под избыточным давлением паров фосфора.

ОКСИДЫ. В качестве индивидуальных B-B установлены: P4O, P4O2 (P2O), P4O6 (P2O3), P4O8, P4O10 (P2O5), PO3; молекулы изображенных в скобках фосфора оксидов существуют в виде димеров.

Фо́сфорные кисло́ты — соединения фосфора в степени окисления +5, имеющие общую формулу P2O5•nH2O.
При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде получается метафосфорная кислота HPO3. При разбавлении её водой образуется ортофосфорная кислота H3PO4:
При нагревании до 200—250 °C ортофосфорная кислота обезвоживается, и образуется пирофосфорная кислота H4P2O7, в результате дальнейшей дегидратации которой при 400—500 °C вновь образуется метафосфорная кислота. Кислоты фосфора: ортофосфорная кислота H3PO4, метафосфорная кислота HPO3, пирофосфорная кислота H4P2O7.

9.Марганец – серебристо-белый металл 7 побочной подгруппы.
Состаяние окисления – Mn 0
MnO +2 MnO2 +4 K2MnO4 +6
KMnO4 +7
Оксиды MnO, MnO2, Mn2O3, Mn2O7
Гидроксиды Мn(OH)2, Мn(OH)3, Мn(OH)4, (H2MnO4)
MnSO4 + KClO3 + KOH K2MnO4 + KCl + K2SO4 + H2O
( получение из Мn +2 Мn +6)
MnSO4 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + PbSO4 + H2O
( получение из Мn +2 Мn +7)
Влияние рН на восстановление:
Mn +2 +4Н2ОMnO4 - + 8Н + +5е--- рН<7 кислая среда.
MnO2, + 2Н2ОMnO4 + + 4Н ----+3е--- рН=7 нейтральная
MnO4 - 2MnO4 - +1е--- рН>7 щелочная среда

Марганец. Характерные степени окисления марганца: +2, +3, +4, +6, +7 (+1, +5 мало характерны).

Гидроксиды Mn(OH)2 и Mn(OH)3 имеют основной характер, MnO(OH)2 — амфотерный.

Перманганат калия в зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI). Марганец образует следующие оксиды: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3.

10. Соединения Fe (II)
Fe (OH)2 гидроксид железа(П)
FeS сульфид железа
FeCl2 хлорид железа
FeSO3 сульфит железа
FeSO4 сульфат железа
1) FeSO4 + (NH4)2S = FeS↓ + (NH4)2SO4
2) (NH4)2S + Fe(NO3)2 = NH4NO3 + FeS =>
3) (NH4)2S + Fe(NO3)2 = 2 NH4NO3 + FeS

11. Се́ра — элемент 16-й группы, 3 периода ПС химических элементов, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S . Степени окисления: +6, +4, +2, 0, -1, −2
Оксиды серы
1. При обычных условиях SO2 - газ, SO3 - твёрдое вещество.
2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя с водой:
SO2 + H2OH2SO3
SO3 + H2O = H2SO4
щелочами:
SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
основными оксидами:
SO3 + CaO = CaSO4
Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6).

Окси́дсе́ры (VI) (се́рныйангидри́д, трео́кисьсе́ры, се́рныйга́з) SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь.

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

2Na + S = Na2S Ca + S = CaS

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора[7], среди которых — высший сульфид P2S5:

5S + 2P = P2S5

Сульфид аммония. Он образован слабой кислотой и слабым основанием, значит, гидролиз будет протекать и по катиону и по аниону.
Уравнение гидролиза сульфида аммония в молекулярной форме:
(NH4)2S + HOH→
Разложим на ионы:
2NH4+ + S2- + HOH →
А теперь протон водорода будет соединяться с сульфид – анионом, а гидроксид ион – с катионом аммония:
2NH4+ + S2- + HOH → NH4OH + HS-
Полная реакция гидролиза сульфидов в молекулярной форме:
(NH4)2S + HOH→NH4OH + NH4HS
Так как сероводород – многоосновная кислота, поэтому гидролиз сульфидов будет протекать по второй ступени:
HS- + HOH → H2S + OH-
NH4HS + HOH → H2S + NH4OH
В среднем считается реакция среды данного гидролиза нейтральной.

12. Окраска комплексных соединений зависит от типа лигандов и комплексообразователя. Из-за расщепления энергии d-орбиталей появляется возможность перехода электронов с подуровней dxy, dzy, dxz на вакантные подуровни с более высокой энергией dz2,dz2-y2 под действием поглощаемых квантов света. Эти явления можно наблюдать с помощью электронной спектроскопии. В зависимости от разности расщепленных уровней комплексы поглощают кванты света определенных диапазонов длин волн, поэтому имеют соответствующую окраску.

13. .2KMnO₄+2FeSO₄+3H₂SO₄ 2MnSO₄ +Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+3H₂O

14. Изотонический раствор–концентрация осмотического давления внутриклеточной среды. Он является плазмой крови. Как правило, по своему составу и концентрации изотонические растворы близки к морской воде. В кровезамещающие изотонические растворы для создания коллоидно-осмотического давления вводят высокомолекулярные соединения (декстран, поливинол и др.).
гипотонический раствор-раствор, осмотическое давление которого ниже нормального осмотического давления плазмы крови.

Гипертонический раствор – концентрация и осмотическое давление выше, чем у содержимого клетки.

Тургор или внутриклетное давление — вызывается осмотическими процессами между омывающим растительную клетку почвенным раствором или водой и клеточным соком, заключающим разнообразные осмотически сильные вещества, как напр. соли органических и неорганических кислот и различные сахара

Физиологи́ческий раство́р, физраствор — раствор, осмотическое давление которого равно осмотическому давлению крови.
Существует несколько типов физиологических растворов, состав которых зависит от целей, для которых они применяются.
Наиболее часто применяемыми физиологическими растворами являются раствор Рингера — Локка, раствор Рингера — Тироде, раствор Кребса — Рингера. Простейший физиологический раствор — 0,9 % водный раствор хлорида натрия.

Гемолиз – возможный разрыв мембраны клетки.

15. О направлении ОВР можно судить по изменению энергии Гиббса ∆G. Если ∆G < 0 – реакция возможна, если ∆G > 0 - невозможна. Из термодинамики известно, что ∆G = -n•F•E; E = φок-ля -φв-ля или φок-ля > φв-ля, что возможно при Е > 0 и ∆G < 0. О.В.Р. протекают в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей из более сильных.