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: 3 из 6

62•

Дентатность. Число занимаемых лигандом координационных мест центрального атома (или атомов), называется дентатностью. Лиганды, занимающие одно координационное место, называются монодентатными (например, NH3), два — бидентатными (оксалат-анион [O-C(=O)-C(=O)-O]2−). Лиганды, способные занять большее количество мест, обычно обозначают как полидентатные. Например, этилендиаминтетрауксусная кислота (EDTA), способная занять шесть координационных мест. Кроме дентатности, существует характеристика, отражающая количество атомов лиганда, связанных с одним координационным местом центрального атома.
имеет номенклатурное обозначение η (греческая буква эта) (то есть, являющийся монодентатным) и связанный через все пять атомов углерода: η5-[C5H5]−.

63• Получение SiO2 + 2Mg=2MgO + Si
Кремний с галогенами образует обширную группу соединений. Га-логениды кремния можно рассматривать как производные силанов с полным или частичным замещением на галоген атомов водорода. Они отличаются значительно большей термической и окислительно-восстановительной устойчивостью, чем соответствующие силаны. Наибольший практический интерес представляют галогениды с общей формулой SiF₄ — производные моносилана. В газообразном состоянии галогенид SiF₄ состоит из мономерных тетраэдрических молекул. Общим способом получения тетрагалогенидов является взаимодействие кремния с галогенами: Si-f2r2=Sir4.
Фтор реагирует с кремнием при обычной температуре, хлор, бром н йод — при нагревании.
C кислородом Si + O2 = SiO2 (реакция горения)
Кремний взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот: 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O.
Взаимодействие со щелочами. Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2
66. Главное квантовое число характеризует энергию электрона в атоме. Оно принимает положительные целочисленные значения от 1 до бесконечно больших чисел:
n = 1, 2, 3, … ,∞.
Наименьшей энергией электрон обладает при n= 1; с увеличением n энергия электрона возрастает. Поэтому состояние электрона, характеризующееся определенным значением главного квантового числа, принято называть энергетическим уровнем электрона в атоме: при n=1 электрон находится на первом энергетическом уровне, при n=2 – на втором и т.д. Увеличение значения n ведет к повышению энергии электрона, достигая в пределе нулевого значения. При этом электрон оказывается бесконечно далеко удаленным от ядра и не испытывает к нему какого либо притяжения. Поэтому, чем меньше значение n, тем отрицательнее энергия электрона, тем более он связан, т.е. испытывает притяжение к ядру, находится в устойчивом состоянии связи с ядром.
67. Комплексному соединению состава ML4 отвечает тип гибридизации sp3, sd3 (пространственное строение тетраэдр) и dsp2 (пространственное строение плоскийквадрат).





68. Внутренняя энергия системы – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как её полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого. Внутренняя энергия U как функция состояния вводится первым началом термодинамики, согласно которому разность между теплотой Q, переданной системе, и работой W, совершаемой системой, зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода, т.е. представляет изменение фуникции состояния ΔU

где U₁ и U₂ - внутренняя энергия системы в начальном и конечном состояниях соответственно

Кинетическая энергия - это энергия движения частиц скалярная и всегда положительная величина. Называется скалярная величина Т, равная арифметиче­ской сумме кинетических энергий всех точек системы

Потенциальная - энергия взаимодействия частиц., можно определить силу по известной потенциальной энергии взаимодействия: 



69 зависимость скорости химической реакции от температуры выражается правилом вант-гоффа. Большинство практически важных реакций ускоряются при нагревании. правило Вант-Гоффа : скорость многих реакций при повышении температуры на 10 о,скорость большинства хим.реакц увеличивается в 2-4 раза. формулой Вант-Гоффа:
V2=V1 Y (T2-T1)/10
V1-скорость реакции при Т1
V2-скорость реакц при Т2
γ – коэффициент Вант-Гоффа (= 2-4), Т – температура в градусах по шкале Цельсия или Кельвина
Катализ-это ве-ва,которые увеличивают скорост реакции(за счет участия),но сами не входят в состав продуктов:1)гомогенный катализ(катализатор и и участвующие в реакции ве-ва, т.е реагенты находяться в одной фазе)2)гетерогенный катализ(катализаторы и реагенты, в разных фазах) 3)ферментативные катализаторы-биокатализаторы белковых структур.

70. Истинные растворы охватывают две категории дисперсных систем: молекулярно-дисперсные и ионно-дисперсные системы. В первых размер частиц меньше 1 нм.

Сюда относятся растворы электролитов (например, натрия хлорида, магния сульфата). Растворенное вещество находится в виде отдельных гидратированных ионов и молекул в некоторых равновесных количествах. Истинные растворы гомогенны даже при рассматривании их в ультрамикроскопе и их компоненты не могут быть разделены ни фильтрованием, ни каким-либо другим способом. Истинные растворы хорошо диффундируют.

Энергетика растворения

Процесс растворения твердого вещества в воде сопровождается разрушением кристаллической решетки (затрата энергии в форме теплоты, -Qкр) и гидратацией - образованием гидратов B · nH2O, то есть соединений переменного состава между частицами растворенного вещества и молекулами воды (выделение теплоты, +Qгидр).

В результате общий тепловой эффект растворения равен

Q(р) = -Qкр + Qгидр

Если тепловой эффект растворения положительный (Q(р) больше 0), то после растворения вещества раствор становится теплее (например, это происходит в случае приготовления раствора AlCl3), если же тепловой эффект отрицательный (Q(р) меньше 0), то раствор становится холоднее (иногда температура может опуститься ниже 0 °С, например для NaNO3 или NH4NO3).

В тех редких случаях, когда Q(р) = 0, температура раствора остается постоянной (например, для NaCl).

Переход в раствор жидких и газообразных веществ также сопровождается гидратацией их молекул и положительным тепловым эффектом. Поэтому в соответствии с принципом Ле-Шателье повышение температуры ведет к уменьшению растворимости газов в воде.

71. Стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или EO, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой как гальваническая ячейка всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту

В стандартных условиях вышеприведенное уравнение выглядит следующим образом:

- ΔG* = nFφ*,

Где ΔG* - стандартная энергия Гиббса, φ* - стандартный электрондый потенциал.

Значения стандартного электродного потенциала растворенных веществ относят к растворам с концентрацией 1 моль/л, а для газообразных веществ — к 101325 Па. В качестве стандартной принимают температуру 25° С. Стандартной считается система из положительного иона водорода и электрона, которая также называется водородным электродом. У этой системы стандартная энергия Гиббса нулевая и стандартный электродный потенциал тоже нулевой.

Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую, тонким слоем рыхлой пористой платины (для увеличения поверхности электрода) и опущенную в водный раствор серной кислоты (с активностью ионов Н+ равной единице). Через раствор серной кислоты пропускают водород под атмосферным давлением. Часть поглощенного платиной водорода переходит в атомное состояние, в поверхностном слое пластины и на границе платины и раствора устанавливается равновесие ионов водорода и электронов.

72. Энергия стабилизации кристаллическим полем (ЭСКП) — энергия электронной конфигурации иона переходного металла относительно средней энергии орбиталей. Стабилизация возникает вследствие того, что в поле лигандов энергетический уровень некоторых орбиталей ниже, чем в гипотетическом сферическом поле, в котором на все пять d-орбиталей действует одинаковая сила отталкивания, и все d-орбитали вырождены. Например, в октаэдрическом случае уровень t2g ниже, чем средний уровень в сферическом поле. Следовательно, если в данных орбиталях находятся электроны, то ион металла более стабилен в поле лигандов относительно сферического поля. Наоборот, энергетический уровень орбиталей eg выше среднего, и электроны, находящиеся в них, уменьшают стабилизацию. продолжение. Лиганды, вызывающее большое расщепление d-уровней, например CN− и CO, называются лигандами сильного поля. В комплексах с такими лигандами электронам невыгодно занимать орбитали с высокой энергией. Следовательно, орбитали с низкой энергией полностью заполняются до того, как начинается заполнение орбиталей с высокой энергией. Такие комплексы называются низкоспиновыми. Например, NO2− — лиганд сильного поля, создающий большое расщепление. Все 5 d-электронов октаэдрического иона [Fe(NO2)6]3− будут располагаться на нижнем уровне t2g.
Распределение d-электронов высокоспинового комплекса [FeBr6]3−
Напротив, лиганды, вызывающие малое расщепление, например I− и Br−, называются лигандами слабого поля. В этом случае легче поместить электроны в орбитали с высокой энергией, чем расположить два электрона в одной орбитали с низкой энергией, потому что два электрона в одной орбитали отталкивают друг друга, и затраты энергии на размещение второго электрона в орбитали выше, чем Δ. Таким образом, прежде чем появятся парные электроны, в каждую из пяти d-орбиталей должно быть помещёно по одному электрону в соответствии с правилом Хунда. Такие комплексы называются высокоспиновыми. Например, Br− — лиганд слабого поля, вызывающий малое расщепление. Все 5 d-орбиталей иона [FeBr6]3−, у которого тоже 5 d-электронов, будут заняты одним электроном.

73 Азо́тистая кислота HNO₂ — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны

можно получить:





Азо́тная кислота́ (HNO₃), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.

Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5.

−3 нитридами,

−2 пернитридами,

−1 NH₂OH (гидроксиламин) 

+1оксид азота(I) N₂O

+2оксид азота(II) NO

+3оксид азота(III) N₂O₃

+4оксид азота(IV) NO₂

+5 оксид азота(V) N₂O₅,

Азотистая кислота — ангидрид N₂О₃, гидрат NOOH. N₂O₅ — ангидрид азотной кислоты.

Со́ли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла (или катионов аммония; известны соли фосфонияили гидроксония) и анионов кислотного остатка.

Средние (нормальные) соли : , .

Кислые соли : , .

Осно́вные соли —: .

Двойные соли —.

Смешанные соли —.

Гидратные соли (.

Комплексные соли —: , .

74. Одним из основных понятий в химии было и остается понятие степени окисления (степень окисления, состояние окисления, окислительное состояние)..

Многие элементы способны проявлять не одну, а несколько различных степеней окисления. Например, для хлора известны все степени окисления от −1 до +7, хотя четные очень неустойчивы, а для марганца — от +2 до +7. Высшие значения степени окисления изменяются в зависимости от порядкового номера элемента периодически, но эта периодичность имеет сложный характер. В простейшем случае в ряду элементов от щелочного металла до благородного газа высшая степень окисления возрастает от +1 (RbF) до +8 (XeО4). В других случаях высшая степень окисления благородного газа оказывается меньше (Kr+4F4), чем для предшествующего галогена (Br+7О4−). Поэтому на кривой периодической зависимости высшей, степени окисления от порядкового номера элемента максимумы приходятся или на благородный газ, или на предшествующий ему галоген (минимумы — всегда на щелочной металл). Исключение составляет ряд Li—Ne, в котором ни для галогена (F), ни для благородного газа (Ne) вообще неизвестны высокие степени окисления, а наибольшим значением высшей степени окисления обладает средний член ряда — азот; поэтому в ряду Li—Ne изменение высшей степени окисления оказывается проходящим через максимум. В общем случае возрастание высшей степени окисления в ряду элементов от щелочного металла до галогена или до благородного газа происходит отнюдь не монотонно, главным образом по причине проявления высоких степеней окисления переходными металлами. Например, возрастание высшей степени окисления в ряду Rb—Xe от +1 до +8 «осложняется» тем, что для молибдена, технеция и рутения известны такие высокие степени окисления, как +6 (MoО3), +7 (Tc2О7), +8 (RuO4).

75. Выведено французским физиком Клапейроном и носящим его имя:
PV или PV = PоVо
----- = const ----- -----
T T Tо
Из последнего уравнения можно рассчитать значение Vо(объем газа при н.у.), если измерен объем газа некоторых других условиях:
V0 = pVT0
p0T
Соотношение между параметрами идеального газа (давлением P, объемом V, количеством вещества n, термодинамической температурой T) описывает уравнение Клапейрона-Менделеева:
PV = nRT
Уравнение Клапейрона-Менделеева устанавливает связь между давлением, объемом и температурой любой порции газа со свойствами идеальной модели, поэтому называется уравнение состояния идеального газа.
Уравнение состояния идеального газа, позволяет проводить расчеты параметров реальных газов при физических условиях, приближающихся к нормальным условиям.

76 . Для 3 и последующих периодов (S, Cl) характерны «необычные» электронные конфигурации. Для элементов третьего и последующих периодов возможные ковалентности могут быть выше, чем для элементов 2 периода. Для внешних электронных оболочек атомов 3-го и последующих периодов, существуют внешние d- подоболочки.
Например, для атома серы, возможны следующие электронные конфигурации.
Основное состояние атома серы
3d -----
3p^4 ---
3s^2 -
Первое возбужденное состояние
3d^1 -----
3p^3 ---
3s^2 -
Второе возбужденное состояние
3d^2 -----
3p^3 ---
3s^1 -
Из данных электронных конфигураций следует, что ковалентности серы могут находиться в пределах от 2-х до 6 и более.
Наличие вакантных d-АО на валентной электронной оболочке атома серы увеличивается число возможных валентных состояний и расширяет набор возможных ковалентностей. Этим можно объяснить существование соединений, в которых сера проявляет ковалентность, равную четырем(SO2, SCl 4) или шести(SF6).
Рассмотренный пример показывает, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей.


77. σ-Связь ,это такая связь, которая образуеться при перекрывании (валентных)орбиталей вдоль линии соединяющие центры взаимодействующих атомов.
π- связь такая связь,которая образуется ри боковм перекрывании р и d орбитали.
пример,в молекуле азота между атомами реализуется тройная связь: одна сигма, и 2п связи.

78. Энтальпия системы – это однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, которая связана с внутренней энергией U соотношением:
H = U + PV где V – объем системы.

В химии чаще всего рассматривают изобарические процессы, и тепловой эффект в этом случае называют изменением энтальпии системы или энтальпией процесса: ΔH = ΔU + PΔV

В термодинамической системе выделяющуюся теплоту химического процесса условились считать отрицательной (экзотермический процесс, ΔH < 0), а поглощение системой теплоты соответствует эндотермическому процессу, ΔH > 0.

Тепловой эффект химического процесса – это изменение энтальпии, произошедшее при осуществлении этого процесса, отнесенное к одному молю вещества или одному молю эквивалента вещества.

Тепловые эффекты химических реакций указывают в виде изменения энтальпии системы.

Первый закон термохимии утверждает:

Если при образовании, какого либо соединения выделяется (или поглощается) некоторое количество теплоты, то при разложении этого соединения в тех же условиях такое же количество теплоты поглощается (или выделяется).

Изменение энтальпии при образовании одного моля сложного вещества из простых называется энтальпией (теплотой) образования данного соединения.

Важное следствие закона Гесса:

Тепловой эффект хим.реакции равен сумме энтальпии образования получающихся веществ за вычетом суммы энтальпии образования получающихся веществ за вычетом суммы энтальпии образования исходных веществ.