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.
|
79. Химическим равновесием называется такое состояние химической системы, при котором количества исходных веществ и продуктов не меняются со временем.Химические реакции, которые протекают со сравнимыми скоростями в обоих направлениях, называются обратимыми. В таких реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов, состав которых далее уже не меняется со временем. Система находится в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. Если условия меняются, то система выйдет из равновесия-будет протекать реакция. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствии изменения концентрации какого-либо из веществ участвующих в равновесии, давления или температуры. 1. нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ участвующих в равновесии. Процесс изменения концентрации, вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия. Если происходит увеличение концентрации веществ правой части-то равновесие смещается вправо, т.е. направлении течения прямой реакции. При обратном изменении концентрации - смещение равновесия влево При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации равновесие смещается в сторону образования этого вещества. 2. Нарушение равновесия вследствие изменения давления(путем уменьшения или увеличения объема системы). При увеличения давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшение числа молекул газов,т.е. в сторону понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов,т.е. в сторону увеличения давления. 3. Нарушение равновесия вследствие изменения температуры. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении - в направлении экзотермической реакции. Принцип Ле Шателье: Если на систему находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится. 80. .Изотонические растворы— растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление. Если два раствора не изотоничны, то раствор с большим осмотическим давлением называют гипертоническим, а раствор с меньшим осмотическим давлением — гипотоническим. Тургор сохраняет целостность только в изотонических растворах или мало отличающихся от изотонических . У живых растительных клеток Р внутреннее всегда больше Р внешнего, однако разрыва клеточной оболочки у них не происходит из-за наличия целлюлозной клеточной стенки. Благодаря Тургор ткани растений обладают упругостью и конструктивной прочностью. Все процессы автолиза, увядания и старения сопровождаются падением Тургор. ФИЗИОЛОГИЧЕСКИЙ РАСТВОР - искусствснно приготовленный раствор, близкий к плазме крови по осмотическому и онкотическому давлению, соотношению концентраций различных ионов и растворённых газов, водородному показателю и буферным свойствам. В мед. и вет. практике Физ.раствор часто наз. изотонич. р-ром. Гемолиз-разрушение эритроцитов крови с выделением в окружающую среду гемоглобина. В норме гемолиз завершает жизненный цикл эритроцитов (ок. 125 суток) и происходит в организме человека и животных непрерывно. Патологический гемолиз происходит под влиянием гемолитических ядов, холода, некоторых лекарственных веществ (у чувствительных к ним людей) и других факторов; характерен для гемолитических анемий. Разрушение происходит двумя путями:Внутриклеточный,Внутрисосудистый. 81. Соединения хрома(VI). В высшей степени окисления для соединений хрома(VI) характерны кислотные и окислительные свойства. В степени окисления +6 хром существует в основном в виде наиболее устойчивых соединений, содержащих оксоанионы Cr2О72- (дихроматы) и CrО42- (хроматы). Оксид хрома(VI) CrО3 (хромовый ангидрид) – расплывающиеся на воздухе кристаллы темно-красного цвета, хорошо растворимые в воде с образованием хромовых кислот, обладающих окислительными свойствами. При растворении CrО3 в воде образуются хромовые кислоты, которые относятся к кислотам средней силы, устойчивы только в растворах. CrО3 + H2O = Н2CrО4 (хромовая кислота, соли – хроматы) или 2 CrО3 + H2O = Н2Cr2О7 (двухромовая кислота, соли – дихроматы или бихроматы) При взаимодействии оксида хрома(VI) со щелочами образуются соли – хроматы: CrО3 + 2 КОН = К2CrО4 + H2O Оксид CrО3 – сильный окислитель: 2 CrО3 + 3 С2Н5ОН = Cr2О3 + 3 СН3СНО + 3 H2O Получают CrО3 при взаимодействии насыщенного раствора дихромата калия с концентрированной серной кислотой: К2Cr2О7 + Н2SO4(конц.) = 2 CrО3 + К2SO4 + H2O CrО42- + 2 Н+ ↔ Cr2О72- + H2O И, наоборот, в щелочной среде дихромат-ион превращается вхромат-ион, раствор приобретает желтую окраску: Cr2О72- + 2 ОН¯ ↔ 2 CrО42- + H2O В кислой среде образуется дихромат-ион, в щелочной среде – хромат-ион: К2Cr2О7 + 2 КОН = 2 К2CrО4 + H2O 2 К2CrО4 + Н2SO4 = К2Cr2О7 + К2SO4 + H2O Cr2(SО4)3 + 10 КОН + КС1О3 = 2 К2CrО4 + КС1 + 3 К2SO4 + 5 H2O Хроматы и особенно дихроматы являются довольно сильнымиокислителями: К2Cr2О7 + 6 КI + 7 Н2SO4 = Cr2(SО4)3 + 3 I2 + 4 К2SO4 + 7 H2O Соединения молибдена и вольфрама. У молибдена и вольфрама наиболее устойчива степень окисления +6, поэтому соединения, в которых 82Геометрическая изомерия вызвана неодинаковым размещением лигандов во внутренней сфере относительно друг друга. Необходимым условием геометрической изомерии является наличие во внутренней координационной сфере не менее двух различных лигандов. Геометрическая изомерия проявляется преимущественно у комплексных соединений, имеющих октаэдрическое строение, строение плоского квадрата или квадратной пирамиды.Комплексные соединения с тетраэдрическим, треугольным и линейным строением геометрических изомеров не имеют, поскольку места расположения лигандов двух разных видов вокруг центрального атома равноценны.Комплексы, имеющие строение плоского квадрата, при наличии двух разных лигандов могут иметь два изомера (цис- и транс-) Примером комплексного соединения, имеющего цис- и транс-изомеры, может служить дихлородиамминплатина(II): 83. Бороводороды - химические соединения бора с водородом. Отличаются высокой химической активностью и чрезвычайно большой теплотой сгорания. Представляют интерес как ракетное топливо. В органическом синтезе находит применение реакция присоединения борана и некоторых алкилборанов к двойной связи алкенов с вовлечением полученных соединений в дальнейшие превращения.Получение;В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием элементов:  Также бромистый водород получается как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений.В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора:  .Восстановление брома несколькими способами: ; .Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой: .Св-ва: Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту: ..Термически HBr очень устойчив, при температуре 1000 °C разлагаются около 0,5 % молекул: .Как кислота реагирует с металлами, их оксидами, основаниями: ; ; .Является восстановителем, медленно окисляется на воздухе, из-за чего водные растворы, со временем, окрашиваются в бурый цвет: . Отношение к воде: Хорошо растворим в воде: 221 г/100 г воды при 0 °C (193 при 25°, 130 при 100 °C). Водный раствор образует азеотропную смесь с 47,63 % HBr, которая кипит при 124,3 °C. Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. 84.Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Оксиду меди(II) соответствует гидроксид меди(II) Cu(OH)2, который является очень слабым основанием. Он способен растворяться в концентрированных растворах щелочей с образованием комплексов (то есть обладает слабыми амфотерными свойствами): Cu(OH)2 + 2NaOH → Na2[Cu(OH)4] (тетрагидроксокупрат(II) натрия). Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима): SO2 + H2O ↔ H2SO3. Гидрокси́ды (гидроо́киси) — соединения оксидов химических элементов с водой. основные гидроксиды (основания) — гидроксиды, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(ОН)2, гидроксид калия KOH, гидроксид натрия NaOH и др.); кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты) — гидроксиды, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO3, серная кислота H2SO4, сернистая кислота H2SO3 и др.) амфотерные гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(ОН)3, гидроксид цинка Zn(ОН)2). 85)Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O MgCl2 - Хлорид магния Хорошо растворим в воде, спирте, пиридине, мало растворим в ацетоне. 86)Простой ковалентной связью соединены атомы в молекулах простых газов (Н2, Cl2 и др.) и соединений (Н2О, NH3, CH4, СО2, HCl и др.). Соединения с донорно-акцепторной связью — катион аммония NH4+, тетрафторборат анион BF4− и др. Соединения с семиполярной связью — закись азота N2O, O−-PCl3+ 87.Макросостояние системы тем более вероятно,чем большим числом микросостояний оно может осуществляться. Обычно числом микросостояний,отвечающих тому или иному макросостоянию системы,очень велико.Это связано с тем,что в макроскопических количествах вещества число частиц коллосально велико,а их положения и скорости при обычных температурах очень разнообразны. Характеризовать состояние системы оказалось удобнее не самой вероятностью осуществления данного состояния,а величиной,пропорциональной ее логарифму.Эта величина называется энтропией. Энтропия одного моля вещ-ва связана с числом равновероятных микроскопических состояний,которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние системы,уравнением. S=R*lnw Наименьшую энтропию имеют идеально правильно построенные кристаллы при абсолютном нуле. 88. Реакции,требующие для своего протекания заметной энергии активации,начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом,вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние,характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние и называется активированный комплекс или переходное состояние. Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое время. Он распадается с образованием исходных веществ или продуктов реакции; при этом энергия выделяется. 89)Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя. Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других. 90Количественной мерой окислительной способности окислителя (и одновременно восстановительной способности его восстановленной формы) является электрический потенциал электрода φ (электродный потенциал), на котором одновременно и с равными скоростями протекают полуреакция его восстановления и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы. Этот окислительно-восстановительный потенциал измеряется по отношению к стандартному водородному электроду и характеризует пару «окисленная форма – восстановленная форма» (поэтому выражения «потенциал окислителя» и «потенциал восстановителя», строго говоря, неверны). Чем выше потенциал пары, тем сильнее выражена окислительная способность окислителя и, соответственно, слабее – восстановительная способность восстановителя. И напротив: чем ниже потенциал (вплоть до отрицательных значений), тем сильнее выражены восстановительные свойства восстановленной формы и слабее - окислительные свойства сопряженного с ней окислителя. Уравнение Нернста Зависимость окислительно-восстановительного потенциала, отвечающего полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде (и, как уже отмечалось, одновременно полуреакции окисления катиона Mn2+ до перманганат-иона в кислой среде) от перечисленных выше определяющих его факторов количественно описывается уравнением Нернста φ(MnO4–, H+ / Mn2+) = φo(MnO4–, H+ / Mn2+) + RT / 5Fln[MnO4–][H+]8 / [Mn2+]. В общем случае уравнение Нернста принято записывать в условной форме φ(Ox/Red) = φo(Ox/Red) + RT/(nF) ln [Ox]/[Red], отвечающей условной записи полуреакции восстановления окислителя Ox + ne- = Red Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы Первое слагаемое в правой части уравнения Нернста – это стандартный окислительно-восстановительный потенциал, т.е. потенциал, измеренный или чаще вычисленный при стандартных условиях. В стандартных условиях концентрации всех частиц в растворе по определению равны 1 моль/л, и второе слагаемое в правой части уравнения обращается в нуль. В нестандартных условиях, когда хотя бы одна из концентраций не равна 1 моль/л, определяемый уравнением Нернста потенциал отличается от стандартного. Потенциал в нестандартных условиях часто называют реальным потенциалом. Если в ОВР принимают участие один или несколько газов, их стандартными состояниями являются состояния при давлении 1 атм = 101300 Па. Температура при определении стандартных состояний и стандартных потенциалов не стандартизуется и может быть любой. Таким же образом в общем виде можно рассмотреть и химически обратимые ОВР с Δφо < 0. Вместо этого обсудим возможности управления конкретной химической реакцией Cu(т) + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2(г) + 2H2O или в ионном виде: Cu(т) + 4H+ + SO42-= Cu2+ + SO2(г) + 2H2O с Δφо = – 0,179 В. В стандартных условиях, когда концентрации ионов H+, SO42-, Cu2+ в водном растворе равны 1 моль/л, а давление SO2 составляет 1 атм, эта реакция протекает в обратном направлении, т.е. диоксид серы восстанавливает катион Cu2+ до порошка металлической меди. 92) Во внешней электронной оболочке атомы содержат шесть электронов – два на s-орбитали, и четыре на р-орбитали. Число неспаренных электронов может быть увеличено путем перевода s- и р- электронов на d-подуровень внешней электронной оболочки. В связи с этим сера проявляет валентность, равную не только 2, но также 4 и 6: S (-2): FeS; + 2HCl=FeCl(2)+H(2)S; S(+4): SO(2)+NaOH=NaHSO(3); S(+6): 4FeS(2)+11O(2)=2Fe(2)O(3)+8SO(2). Серная кислота H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). Качественная реакция- с растворимыми солями Ba (2+) => выпадает белый осадок, нерастворимый в HCl, HNO(3). H2SO4 (p)+ 2Ba(OH)2= Ba(2)SO(4)+ 2H(2)O Концентрированная H2SO4 c:
Соли: Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4(осад) + 2NaOH Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu(осад) Сернистая кислота H2SO3. Двухосновная кислота средней силы. Неустойчива. В свободном состоянии не выделена. Соли: H2SO3+Ba(OH)2=BaSO3+ H2O H2SO3+ BaO= BaSO3+H2O H2SO3+BaCl2=BaSO3+2HCl 93. Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в хим.реакциях. NaH2PO4+HCl=NaCl+H3PO4 В данной реакции 1 атом натрия замещает 1 атом водорода в NaH2PO4. Следовательно, эквивалентное число =1 94. По методу МО кратность связи (к. с.) определяется по формуле: nē на связывающих МО − nē на разрыхляющих МО Диаграммы МО, приведенные на рисунке 3.9, показывают, что− возможно существование таких частиц, как Н2+, Н2 и НеН. Кратность− такой связи для молекулярного иона Н2 равна 0,5. Такие частицы действительно обнаруживаются в газовой фазе. В то же время для молекулы Не2 к.с. = 0, и она не существует. H2 H2 HеН p p p σs σs σs − Н Н H Н Не Н св св св σs σs σs Рис. 3.9. Диаграммы МО Н2, Н2−, НеН За счет неспаренных электронов атомов образуется две связи (С=О), но в атоме кислорода имеется неподеленная электронная пара, а у тома углерода − вакантная АО. Атом кислорода при этом называют донором, а углерода − акцептором электронной пары. Связь, образованная по такому механизму называется донорно-акцепторной. Таким образом, в молекуле СО между атомами образуется тройная связь, кратность связи равна трем. Кратность связи – число связей между атомами двух элементов. Чем больше кратность связи, тем больше энергия связи и тем меньше длина связи. |