Неорганическая химия Улахович. P и температуре t где оэто нормальные условия параметры, характеризующие параметры газа при нормальных условиях. Объединённый газовый закон
 Скачать 1.12 Mb.
|
16. МОЛЕКУЛЯРНОСТЬ РЕАКЦИИ - число исходных частиц (например, молекул, ионов), одновременно взаимодействующих друг с другом в одном элементарном акте реакции. Молекулярность реакции может составлять 1, 2 или 3. Соответственно различают МОНОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ, БИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ и ТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ реакции. Иногда (но не всегда) молекулярность реакции совпадает с ПОРЯДКОМ РЕАКЦИИ. Напр., рекомбинации атомов в газовой фазе протекают через тройные столкновения типа где М-третья частица. Суммарный порядок таких р-ций-третий (скорость u = = k[М][Сl]2, где k-константа скорости), но молекулярность равна 2, т.к. в хим. взаимодействии участвуют два атома хлора, а частица М лишь принимает на себя энергию, выделившуюся при рекомбинации атомов, не претерпевая при этом хим. превращения.Мономолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы, которое в общем виде можно описать уравнением А = В + С. К М. р. относятся наприме, распад хлористого этила Бимолекулярные реакции. — это такие реакции, элементарный акт в которых осуществляется при столкновении двух молекул А + В = С. большинство элементарных реакций, являющихся составной частью сложных реакций. В случае сложных реакций в Б. р. могут вступать наряду с молекулами также атомы, радикалы и ионы, например CH3 + CH3 = C2H6 В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется при одновременном столкновении трех молекул 2А + В = С. Столкновение более чем трех молекул одновременно практически невероятно, поэтому реакции большей молекулярности на практике не обнаружены. 17. Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или термодинамический потенциал в узком смысле) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции.
18. Co(F6) 3–гексафторокобальтат(3) sp3d2- гибридизация  19. М  Молярная масса смеси n газов  Молярная масса вещества  Уравнение Клапейрона — Менделеева для массы m газа где М — молярная масса (масса одного моля газа). Единица молярной массы — килограмм на моль (кг/моль). pV=m/M RT 20. Электронные слои диффузны и энергия у некоторых орбиталей наружных слоев ниже, чем у внутренних. поэтому, например, сначала заполняется s-орбиталь четвертого уровня (4s-орбиталь), и только после нее завершается заполнение 3d-орбитали. 21. 22. В соответствии с выражением для первого начала термодинамики при этом выделяется минимальная теплота Qмин = ΔЕ – Wмакс . η макс = Wмакс / ΔЕ. hмакс при известном значении ΔЕ, необходимо знать величину Wмакс или Qмин Wмакс = ΔЕ – Qмин , следовательно, ηмакс = 1 – ΔЕ/Qмин . Qмин на основе второго начала термодинамики с помощью термодинамической функции состояния, называемой энтропией. Энтропия – термодинамическая функция состояния, которое служит мерой неупорядоченности системы. Возможность эндотермических процессов обусловлено изменение энтропии. ΔS = Qмин / Т. Из формулы следует, что единица измерения энтропии Дж/К. Второе начало термодинамики: энтропия в изолированной системе возрастает в необратимых реакциях и остается неизменной в обратных термодинамических процессах. Это означает, что при необратимых процессах часть внутренней энергии системы рассеивается в виде тепла и не может быть использована при совершении работы, поскольку стремление системы к беспорядку проявляется тем больше, чем выше температура. 23. Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: природа реагирующих веществ, концентрация реагирующих веществ, температура, давление, величина поверхностей контакта, присутствие катализатора Влияние концентраций реагирующих веществ. сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. v = kcA cB , где сА и сВ - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс. Влияние температуры . Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением  vt 2 = vt 1 γ , где vt 1 , vt 2 - скорости реакции соответственно при начальной (t 1 ) и конечной ( t 2 ) температурах, а γ - температурный коэффициент скорости реакции, показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции 24. Активность (ионов) — эффективная концентрация с учетом электростатического взаимодействия между ионами в растворе. Активность отличается от концентрации на некоторую величину. Отношение активности (а) к концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности: γ = a/c. 23:58:56 Сила электростатического взаимодействия ионов с их окружением (ионной атмосферой) определяется плотностью заряда в этом окружении, а плотность заряда, зависит от концентрации, и от того, какой заряд несут эти ионы. 25. Влияние pH на ОВР. окислительные свойства перманганата сильнее всего выражены в кислой среде, а в щелочной его труднее восстановить и, наоборот, соединения низших степеней окисления легче окислить. Итак, перманганат - ионы (MnO4-) 1) в нейтральной среде (pH = 7) восстанавливаются до MnO2, 3Na2SO3+2KMnO4+H2O=3Na2SO4+2MnO2(осадок)+2KOH 2) в щелочной среде (pH > 7) восстанавливаются до манганат -ионов MnO42-, Na2SO3+2KMnO4+2NaO=Na2SO4+K2MnO4+Na2MnO4+H2O 3) в кислой среде (pH < 7) восстанавливаются до катионов Mn2+, 5Na2SO3+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+5Na2SO4+K2SO4+3H2O окислительные свойства перманганата калия выражены наиболее сильно в кислой среде 26.[Cu(NH3)4]Cl2 внешняя сфера – два иона Cl 1- внутренняя сфера –[ катион Cu(NH3)4]2+ акцептор - центральный атом- комплексообразователь– Cu2+ координационное число– 4 Донор электронов -лиганды – (NH3) 27. Разложение жидкой муравьиной кислоты. Схема реакции: HCOOH → t ( H2SO4) H2O + CO↑ Можно также ClSO3H → H2SO4 + HCl + CO↑. оксиды углерода это СО И С02 слабая двухосновная кислота с химической формулой H2CO3. В чистом виде неустойчива. Образуется при растворении углекислого газа в воде. Образует: соли (карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфиры, амиды и др. Угольная кислота образует два ряда солей: средние - карбонаты: Na2CO3 CaCO3 кислые - гидрокарбонаты (бикарбонаты): KHCO3 NaHCO3 Ca(HCO3)2 (CuOH)2CO3 - малахит - основной карбонат меди. Все карбонаты - твердые вещества, большинство их нерастворимо в воде (кроме карбонатов калия, натрия, аммония). Все гидрокарбонаты хорошо растворяются в воде, кроме гидрокарбоната натрия NaHCO3. Монооксид углерода(II) и диоксид углерода (4) 28. В разбавленных соляной и серной кислотах кобальт медленно растворяется с выделением водорода и образованием хлорида СоСl2 или сульфата СоSO4. Разбавленная азотная кислота растворяет кобальт с выделением оксидов азота и образованием нитрата Со(NO3)2. Концентрированная азотная кислота пассивирует кобальт. Все соли кобальта хорошо растворимы в воде. Едкие щелочи осаждают из водных растворов солей синий гидроксид Со(ОН)2 29. Парциальное давление- давление отдельно взятого компонента газовой смеси. Общее давление газовой смеси является суммой парциальных давлений её компонентов. Закон парциальных давлений: Дальтон установил, что давление смеси нескольких газов равно сумме парциальных давлений всех газов, составляющих смесь. Газы всегда будут вытекать из области с высоким парциальным давлением в область с более низким давлением; и чем больше разница, тем быстрее будет поток. Например, дана смесь идеального газа из азота (N2), водорода (H2) и аммиака (NH3):, где: = общему давлению в газовой смеси = парциальному давлению азота (N2) = парциальному давлению водорода (H2) = парциальному давлению аммиака (NH3) Мольная доля отдельных компонентов газа в идеальной газовой смеси может быть выражена в пределах парциальных давлений компонентов или молей компонентов: мольная доля компонентов газа в газовой смеси равна объёмной доле этого компонента в газовой смеси 30.Главное квантовое число(n) определяет энергию электрона на соответствующей орбитали. Орбитальное квантовое число l характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l имеет буквенные обозначения l = 0 1 2 3 4 l = s p d f g Возможны только определенные значения l, разрешенные для данного значения n. Число таких состояний численно совпадает со значением главного квантового числа. 31. Н-одинарная связь,СО-двойная связь(2 общие электронные пары),  и гидрид гелия HeH с кратностью связи 0,5,. Н2+ отдает электроны,Н2- принимает32. Тепловой эффект реакций (ΔНх.р.) равен сумме теплот образования (или ΔНобр.) конечных веществ (ΔН конеч. в-в) за вычетом суммы теплот образования исходных веществ (ΔН исх. в-в). Закон Гесса:Закон гласит: тепловой эффект реакции зависит от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода (из начального состояния в конечное). Закон Гесса может быть записан в виде следующего математического выражения:  Например, тепловой эффект реакции сгорания водорода в кислороде можно выразить любым из двух уравнений: 2 H2(г) + O2(г) = 2 H2О(ж) + 572 кДж H2(г) + 1/2 O2(г) = H2О(ж) + 286 кДж Следствия из закона Гесса: Если в результате последовательных химических реакций система приходит в состояние, полностью совпадающее с исходным (круговой процесс), то сумма тепловых эффектов этих реакций будет равна нулю. 33. Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Пример обратимой реакции: H2 + I2 →2HI Пример необратимых реакций: 2 KCLO3= > 2KCL+3O2 Zn +4HNO3 = > Zn(NO3)2+2NO2 + 2H2O 34. Хими́ческий исто́чник то́ка — источник ЭДС, в котором энергия протекающих в нём химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию. Основу химических источников тока составляют два электрода (анод, содержащий окислитель, и катод, содержащий восстановитель), контактирующих с электролитом. В современных химических источниках тока используются: в качестве восстановителя (на катоде) — свинец Pb, кадмий Cd, цинк Zn и другие металлы; в качестве окислителя (на аноде) — оксид свинца(IV) PbO2, гидроксооксид никеля NiOOH, оксид марганца(IV) MnO2 и другие; ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита 35. [Co(NH3)4Cl2]Cl.хлорид дихлоротетраамино кобальта(3) [Cr2(NH3)9(OH)2]4+, .дигидросонаноамино хромат-ион. [Pt(en)2]2+.диен платинат(4) 36. MnO4- + 8 H+ + 5e = Mn2+ + 4 H2O. Е=Е+0,059/5 lg[MnO4-] [H+]8/ [Mn2+] E=1,51+0,012lg [MnO4-]/[Mn2+] + 8*0,059/5 lg[H+]= 1,51+0,012lg[Mno4-]/[Mn2+]--,095pH Ψ=Ψ0+0.059/5 lg=[MnO4-][H+]8 /[Mn2+] Ψ0 – стандартный e-нный потенциал. 37. Назовите соединения и укажите какие из них являются оксидами Li2O- оксид лития , Na2O2-пероксид натрия, OF2- фторид кислорода 2, Cl2O7 – оксид хлора7, Cr2O3 – оксид хлора 3. 38. Вырожденная молекулярная орбиталь ‒ орбитали с одинаковой энергией. Заполнение вырожденных орбиталей электронами происходит последовательно по одному на каждую из них. 39. Энтропия. термодинамическая функция состояния, которое служит мерой неупорядоченности системы. Возможность эндотермических процессов обусловлено изменение энтропии. Энтропия возрастает при переходе из кристаллического состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, при растворении кристаллов, при расширении 40. Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. различают гомогенные(в однородной среде(газ, жидкость), и гетерогенные (тв+жидк, жидк+газ), гетерономные протекают (на границе раздела фаз.)факторы влияющие на скорость: природа реагирующих веществ, концентрация реагирующих веществ, температура, давление, величина поверхности контакта, катализатор. Энергия активации — минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. зависимость от температуры выражается правилом Вант-гоффа - при повышении температуры на 10° С константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза 41. относительное понижение давления пара растворителя при образовании раствора равно молярной доле растворенного вещества (Po- P)/Po =Xi ,где Po-парциональное давление над чистым растворителем. Xi=n/n+n нулевое. абсолютное понижение давления насыщенного пара над раствором зависит от природы растворителя и молярной доли растворенного вещества, и не зависит от природы растворенного вещества. парционное давление насыщенного пара над раствором равно давлению насыщенного пара в чистом состоянии умноженному на его молярную долю в растворе. Закон Рауля: понижение давления пара растворителя при образовании раствора равно молярной доле растворенного вещества. P(0) – P/P(o)=X (i), где Р (0)-парциальное давление 42. MnO4- + 5 Fe2+ 8H+ = Mn2+ + 5Fe3+ 4H2O 43. K2[HgI4]- тетраиодомеркурата(II) калия, K[Fe(CN)5NO2],-нитропентацианоферрат калия. 44. Редкоземельные элементы проявляют между собой большое сходство химических и некоторых физических свойств, что объясняется почти одинаковым строением наружных электронных уровней их атомов. Редкоземельные элементы — металлы, их получают восстановлением соответствующих оксидов, фторидов, электролизом безводных солей и другими методами. Химическая активность редкоземельных металлов неодинакова. От скандия до лантана химическая активность возрастает, а в ряду лантан — лютеций — снижается. Следует, что наиболее активным металлом лантан. Редкоземельные элементы чаще всего проявляют степень окисления +3. Из-за этого наиболее характерными являются оксиды R2O3 — твёрдые, крепкие и тугоплавкие соединения.. Гидроксиды R(OH)3 редкоземельных металлов малорастворимы в воде. Способность R2O3 соединяться с водой, основная функция, то есть и растворимость R(OH)3 уменьшаются в той же последовательности, что и активность металлов: Lu(OH)3, а особенно Sc(OH)3, проявляют некоторые свойства амфотерности. Так, кроме раствора Sc(OH)3 в концентрированном NaOH, получена соль: Na3Sc(OH)6·2H2O. 45. Амфотерными называются такие гидроксиды, которые способны отдавать в реакциях с другими соединениями как атомы (ионы) водорода, так и гидрокси-группы (анионы гидроксила). Амфотерные свойства проявляют те металлы, которые в Периодической таблице находятся наиболее близко к неметаллам. Элемент алюминий проявляет в соединениях свойства металла и неметалла. Подобные свойства имеют элементы А-групп — Be, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi и др., а также большинство элементов Б-групп — Cr, Mn, Fe, Zn, Cd и др. Амфотерные гидроксиды – это нерастворимые в воде твердые вещества. Реакцией обмена между растворимой солью соответствующего металла и щелочью.ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl Zn2+ + 2OH - = Zn (OH)2 Хим.свойства: AlCl3 + 3NH3 * H2O = Al(OH)3 + 3NH4Cl
Вывод: гидроксид алюминия взаимодействует и с кислотами, и с основаниями, т.е. проявляет амфотерные свойства. MgCl2 + 2NaOH = Mg (OH)2 + 2NaCl – выпадает белый осадок, нерастворимый в щелочах. AlCl3 + 3NaOH = Al (OH)3 + 3NaCl – выпадает белый осадок Al(OH)3 + NaOH = Na[ Al(OH)4 ] – осадок растворяется в избытке щелочи. 46. Принцип Паули, который часто называют еще принципом запрета, ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. На любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, ml, ms). Атом лития имеет три электрона. Орбиталь с самой низкой энергией - 1s-орбиталь - может быть заселена лишь двумя электронами, причем у этих электронов должны быть разные спины. Если обозначать спин +1/2 стрелкой, направленной вверх, а спин −1/2 - стрелкой, направленной вниз, то два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами на одной орбитали можно схематически представить так:  Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой орбиталью, то есть 2s-орбиталь.47. Ван-дер-ваальсовы силы — силы межмолекулярного взаимодействия с энергией 0,8 — 8,16 кДж/моль. Этим термином первоначально обозначались все такие силы, в современной науке он обычно применяется к силам, возникающим при поляризации молекул и образовании диполей. Классификация ван-дер-ваальсовых сил Ван-дер-ваальсовое взаимодействие состоит из трех типов слабых взаимодействий: Ориентационные силы, диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить HCl в жидком и твердом состоянии. Дисперсионное притяжение (лондоновские силы). Взаимодействием между мгновенным и наведенным диполем. Индукционное притяжение. Взаимодействие между постоянным диполем и наведенным (индуцированным). 49 Гомогенные и гетерогенные реакции При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции). Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. При этом системе противопоставляется внешняя среда — вещества, окружающие систему. Обычно система отграничена от среды. Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком. Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге), хотя бы смесь азота с кислородом. Другим примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих двух случаев система состоит только из однойфазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором. Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемешивании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора: H2SO4+Na2S2O3= Na2SO4+Н2O+SO2+S Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте: Fe+2HCl=FeCl2 + H2 может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. В связи с этим4скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно, Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы. Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося приреакции за единицу времени на единице поверхности фазы. 1Величину поверхности твердого тела не всегда легко измерить. Поэтому иногда скорость гетерогенной реакции относят не к единице поверхности, а к единице массы или объема твердой фазы. Оба этих определения можно записать в математической форме. Введем обозначения: vгомог — скорость реакции в гомогенной системе; vгетерог — скорость реакции в гетерогенной системе; n — число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V — объем системы; t — время; S -— площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция; — знак приращения (n= n2-n1; = t2-t1). Тогда: vгомог=n/(St). Первое из этих уравнений можно упростить. Отношение числа молей (n) вещества к объему (V) системы представляет собою мольно-объемную концентрацию (С) данного вещества: n/V=C. Отсюда: n/V=C. И окончательно: vгомог=C/t. Последнее уравнение является математическим выражением другого определения скорости реакции в гомогенной системе:скоростью реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее в единицу времени. Как уже говорилось, при практическом использовании химических реакций весьма важно знать, с какой скоростью будет протекать данная реакция в тех или иных условиях и как нужно изменить эти условия для того, чтобы реакция протекала с требуемой скоростью. Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, важнейшими из которых являются следующие: концентрация с, температура t, присутствие катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления — для газовых реакций, от интенсивности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция, от измельчения — для твердых веществ, от радиоактивного излучения). Влияние концентрации реагирующих веществ, Чтобы осуществилось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: Скорость химической реакции пропорциональна произведению реагирующих веществ. Для реакции A+B=C+D этот закон выразится уравнением: v = kcAcB, (12.1) где сA и сB — концентрации веществ А и В, моль/л; k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости Реакции. Основной закон химической кинетики называют законом действующих масс. Из уравнения (12.1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрация каждого из реагирующих веществ составляет 1 моль/л или когда их произведение равно единице. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентрации. Уравнение (12.1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислить скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ. Основной закон химической кинетики не учитывает реагирующие вещества, находящиеся в твердом состоянии, ибо их концентрации постоянны и они реагируют лишь на поверхности. Так, например, для реакции горения угля: С+O2=СО2 кинетическое уравнение реакции имеет вид: v = kcCSсO2, где k — константа скорости, сC — концентрация твердого вещества; S — площадь поверхности. Это величины постоянные. Обозначив произведение постоянных величин через k', получим v=k'cO2, т.е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода. Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается соотношением; (t2-t1)/10, (12.2)vt2=vt1• где vt1, vt2 — скорости реакции соответственно при начальной (t1) — температурный коэффициенти конечной (t2) температурах, а скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°. Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости. 50. Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах. Степень диссоциации α равна отношению числа диссоциированных молекул n к сумме n + N, где N — число недиссоциированных молекул. Часто α выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора. Пример Для уксусной кислоты CH3COOH величина α равна 4% (в 0,01М растворе). Это значит, что в водном растворе кислоты лишь 4 из каждых 100 молекул диссоциированы, то есть находятся в виде ионов Н+ и СН3СОО−, остальные же 96 молекул не диссоциированы. Степень диссоциации электролита зависит от факторов: 1. Природа растворителя. Электролит, хорошо диссоциирующий в воде воде, может плохо или совсем не диссоциировать в другом растворителе. 2. Концентрация раствора. С уменьшением концентрации раствора степень диссоциации увеличивается. 3. Природа электролита. Различные электролиты имеют разную степень диссоциации в одинаковых условиях. По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. 4. Температура. У сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации уменьшается. У слабых при повышении температуры степень диссоциации «вначале повышается, а после 60 °С начинает уменьшаться. Сильными называют электролиты, степень диссоциации которых в 0,1 н. растворе выше 30%. К сильным электролитам относятся: 1) почти все соли; 2) многие минеральные кислоты: H2S04, HN03, HCl, НСЮ4, HBr, HI, HMn04; 3) основания щелочных металлов, например: NaOH и КОН, а также Ва(ОН)2, Са(ОН)2. Электролиты, степень диссоциации которых менее 3%, называются слабыми К слабым электролитам относятся: 1) некоторые минеральные кислоты: H2C03, H2S, HN02, H2Si03, HCN и почти все органические кислоты; 2) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также NH4OH; 3) вода. Степень диссоциации слабых электролитов зависит от концентрации раствора: по мере уменьшения концентрации степень диссоциации увеличивается. Для слабых электролитов степень диссоциации (отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества cд к общей концентрации вещества cB в растворе): α = cд / cB всегда меньше единицы, но больше нуля (0 < α < 1). Для сильных электролитов в водном растворе по определению α = 1: диссоциация таких электролитов протекает необратимо (до конца), и степень превращения растворенного вещества в ионы полная. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов. 51) Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов. В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого. Степень окисления - это условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит из ионов и в целом электронейтральна. Наиболее электроотрицательные элементы в соединении имеют отрицательные степени окисления, а атомы элементов с меньшей электроотрицательностью - положительные. 52. Согласно теории кристолиеского поля, взаимодействие между переходным металлом и лигандами возникает вследствие притяжения между положительно заряженным катионом металла и отрицательным зарядом на несвязывающих электронах лиганда. Теория рассматривает изменение энергии пяти вырожденных d-орбиталей в окружении точечных зарядов лигандов. По мере приближения лиганда к иону металла, электроны лиганда становятся ближе к некоторым d-орбиталям, чем к другим, вызывая потерю вырожденности. Электроны d-орбиталей и лигандов отталкиваются друг от друга как заряды с одинаковым знаком. Таким образом, энергия тех d-электронов, которые ближе к лигандам, становится выше, чем тех, которые дальше, что приводит к расщеплению уровней энергии d-орбиталей. 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. Самый 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 энергии расщепления, при этом энергия у орбиталей dxy, dxz и dyz будет ниже, чем у dz2 и dx2-y2, так как орбитали первой группы находится дальше от лигандов и испытывают меньшее отталкивание. Следующими по распространённости являются тетраэдрические комплексы, в которых четыре лиганда образуют тетраэдр вокруг иона металла. В этом случае d-орбитали также разделяются на две группы с разностью энергетических уровней (энергии расщепления). В отличие от октаэдрической координации, низкой энергией будут обладать орбитали dz2 и dx2-y2, а высокой — dxy, dxz и dyz. Кроме того, так как электроны лигандов не находятся непосредственно в направлении d-орбиталей, энергия расщепления будет ниже, чем при октаэдрической координации. 53) молярная масса=10,811 а.е.м. (г/моль) Бор— элемент главной подгруппы 3 группы, 2 периода ПС, с атомным номером 5. При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. Оксид бора — типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты. Например: В2О3+3Н2О=2Н3ВО3. Есть еще метаборная кислота-НВО3 и тетраборная кислота-Н2В4О7.Они отличаются друг от друга степенью гидротации. Наиболее устойчивым из этих кислот является ортоборная кислота, но сильная- тетраборат. При нагревании борные кислоты теряют воду, переходя в борный ангидрид В2О3.Применяются борные кислоты при приготовлении эмалей и глазурей. 54)Соединения хрома(II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха в соединения хрома(III).Это объясняется тем, что хром(II) не до конца заполняет 3d-орбиталь,переходит к 4s. Степени окисления +2 соответствует основный оксид CrO (чёрный). Соли Cr2+ (растворы голубого цвета) получаются при восстановлении солей Cr3+ или дихроматов цинком в кислой среде ("водородом в момент выделения"): 2Cr3+ + Zn = 2Cr2+ + Zn2 Все эти соли Cr2+ - сильные восстановители вплоть до того, что при стоянии вытесняют водород из воды. Кислородом воздуха, особенно в кислой среде, Cr2+ окисляется, в результате чего голубой раствор быстро зеленеет. 55)+7 HCLO4- ХЛОРНАЯ КИСЛОТА. +5 HCLO3-ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА +3 HCLO2-ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА +1 HCLO-ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА. Самая сильная HCLO4, т.к. степень окисления CL в кислоте высшая +7. HClO=HCl + O(атамарный кислород является очень сильным окислителем) 56. Постулаты Бора. В чем противоречие теории Бора. 1) Электрон может вращаться вокруг ядра только по определенным орбиталям. 2)На таких дозволенных орбитах (стационарных) он не излучает энергии. 3) Поглощение или излучение энергии происходит только при переходе с одной орбиты на другую. Ядро имеет положительный заряд, а электроны — отрицательный. Вместо сил тяготения, действующего в Солнечной системе, в атоме действуют электрические силы. Электрический заряд ядра атома, численно равный порядковому номеру в периодической системе Менделеева, уравновешивается суммой зарядов электронов — атом электрически нейтрален. Неразрешимое противоречие этой модели заключалось в том, что электроны, чтобы не потерять устойчивость, должны двигаться вокруг ядра. В то же время они, согласно законам электродинамики, обязательно должны излучать электромагнитную энергию. Но в таком случае электроны очень быстро потеряли бы всю свою энергию и упали на ядро. Следующее противоречие связано с тем, что спектр излучения электрона должен быть непрерывным, так как электрон, приближаясь к ядру, менял бы свою частоту Другими словами, планетарная модель атома Резерфорда оказалась несовместимой с электродинамикой Дж. К. Максвелла. 58. Cтремление системы к беспорядку проявляется тем больше, чем выше температура. Произведение изменения энтропии системы на температуру TΔS количественно оценивает эту тендецию и называется энтропийным фактором. В химических процессах одновременно действуют два противоположных фактора — энтропийный (TΔS) и энтальпийный (ΔH). Суммарный эффект этих противоположных факторов в процессах, протекающих при постоянном давлении и температуре, определяет изменение энергии Гиббса (G):   <0, то реакция т/д разрешена. =0, то это условие при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса. Т/д разрешена.>0, то реакция т/д запрещена.НЕОБРАТИМЫЕ ПРОЦЕССЫ - диффузия, теплопроводность, вязкое течение жидкости (газа) и другие физические процессы, которые могут самопроизвольно протекать только в одном направлении - в сторону равномерного распределения вещества, теплоты и т. д.; характеризуются положительным производством энтропии. В замкнутых системах необратимые процессы приводят к возрастанию энтропии. 5  9. Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено. На смещение равновесия влияют следующие факторы: 1. Температура. 2. Давление. 3. Концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т.е. охлаждением системы. Повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т.е. в направлении, приводящем к понижению давления. Удаление из системы одного из продуктов реакции ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции. Уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.
E - эквивалентный вес растворённого вещества; M - молекулярный вес растворённого вещества; MP - молекулярный вес растворителя; n - число грамм-эквивалентов в 1 моль растворённого вещества; p - плотность раствора. 61. В зависимости от того, находятся ли атомы, выполняющие в реакции функцию окислителя (акцептора электронов) и восстановителя (донора электронов) в одном или в различных веществах, все окислительно-восстановительные процессы можно разделить на три типа: межмолекулярные, внутримолекулярные идиспропорционирования.В межмолекулярных (межатомных) реакциях окислительные функции выполняют одни вещества, а восстановительные – другие. Например, в реакции H2S + Cl2= S + 2HCl электроны от восстановителя – молекулы сероводорода – переходят к окислителю – молекуле Cl2. В реакциях внутримолекулярного окисления-восстановления одна часть молекулы – окислитель, другая – восстановитель. Простейшими примерами могут служить реакции термического разложения вещества:  Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента. Они характерны для соединений или простых веществ, состоящих из промежуточных степеней окисления данного элемента:  Типичные окислители: F2, Cl2, Br2, I2, O2, H2SO4, HNO3, MnO2, KMnO4, K2CrO4, NaClO.Типичные восстановители: Н2, C, металлы, Н2S, CO, SO2, HI, FeSO4. |