ОТВЕТЫ ЭКЗАМЕН. Понятие атом

Название	Понятие атом
Анкор	ОТВЕТЫ ЭКЗАМЕН.docx
Дата	29.12.2017
Размер	334.36 Kb.
Формат файла
Имя файла	ОТВЕТЫ ЭКЗАМЕН.docx
Тип	Документы #13442
страница	3 из 8

1 2 3 4 5 6 7 8

Гомогенный катализ Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии: H₂О₂ + I → H₂О + IO H₂О₂ + IO → H₂О + О₂ + I

При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.

Гетерогенный катализ При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.

Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.

Диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества
Физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их
Химическая реакция между реагирующими молекулами
Десорбция продуктов с поверхности катализатора
Диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток

Примером гетерогенного катализа является окисление SO₂ в SO₃ на катализаторе V₂O₅ при производстве серной кислоты (контактный метод).

22. Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1885 году французским ученым Ле-Шателье.

Факторы, влияющие на химическое равновесие:

1) При увеличении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической (поглощение) реакции, а при понижении в сторону экзотермической (выделение) реакции. CaCO₃=CaO+CO₂ -Q t↑ →, t↓ ← N₂+3H₂↔2NH₃ +Q t↑ ←, t↓ →

2) При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего объёма веществ, а при понижении в сторону большего объёма. Этот принцип действует только на газы, т.е. если в реакции участвуют твердые вещества, то они в расчет не берутся.

CaCO₃=CaO+CO₂ P↑ ←, P↓ → 1моль=1моль+1моль

3) При увеличении концентрации одного из исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону продуктов реакции, а при повышении концентрации продуктов реакции-в сторону исходных веществ. S₂+2O₂=2SO₂ [S],[O]↑ →, [SO₂]↑ ←

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия!

Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.

Стандартная константа равновесия реакции в смеси идеальных газов (когда начальные парциальные давления участников реакции равны их значениям в стандартном состоянии

= 0,1013 МПа или 1 атм) может быть рассчитана по выражению: $</h2>k^0 = \prod (\tilde {p_i})^{v_i}$ где $\tilde {p_i}$ — относительные парциальные давления компонентов, $\tilde {p_i} = p_i/p_i^0$

Для обратимой химической реакции константа равновесия может быть выражена через константы скорости прямых и обратных реакций, исходя из того факта, что в состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций равны. Например, для элементарной обратимой химической реакции первого порядка $</h2>\mathrm{a}\rightleftarrows \mathrm{b}$ легко показать^[2], что: $k_c=\frac{k_1}{k_2}$ где k₁ — константа скорости прямой реакции, а k₂ — обратной.

23. Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры — в направлении экзотермической реакции. В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры.

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции; При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

24. Растворами называют гомогенные однородные системы, состоящие из двух и более компонентов, состав которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. Различают растворы истинные и коллоидные . При образовании истинных растворов соединения распадаются на частицы размером

см, т. е. растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Коллоидные растворы относятся к дисперсным системам - гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества равномерно распределены в другом. Размер частиц в дисперсных системах лежит в пределах от

см до

см.

Растворы бывают газообразными (газовые смеси), жидкими и твердыми. Газообразным раствором является, например, воздух. Морская вода - наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам относятся многие металлические сплавы. Наибольшее практическое значение имеют жидкие растворы. В этих растворах обычно протекает большинство реакций, так как в них создаются весьма благоприятные условия для перемещения молекул и тесного их сближения, необходимого для химического взаимодействия.

Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими - газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше

Способы выражения концентрации растворов

Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:w(B)= m(B) / m. Обычно выражают в долях единицы или в процентах

Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M".

Нормальность раствора обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.
Грамм - эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту. Для сложных веществ - это количество вещества, соответствующее прямо или косвенно при химических превращениях 1 грамму водорода или 8 граммам кислорода.
Э_{основания} = М_{основания} / число замещаемых в реакции гидроксильных групп
Э_{кислоты} = М_{кислоты} / число замещаемых в реакции атомов водорода
Э_соли = М_соли / произведение числа катионов на его заряд

25. Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

, где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;Р₀– давления насыщенного пара над растворителем, Па;c(р-ля) – мольная доля растворителя;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;n(р-ля) – количество вещества растворителя, моль.

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

где Р_осм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);Т – абсолютная температура, К;V(р-ра) – объем раствора, л.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы: $</h2>i = \frac {\pi_{solut.}} {\pi_{nel.</h2>solut.}} = \frac {\delta t_{bp</h2>solut.}} {\delta t_{bp</h2>nel.</h2>solut.}} = \frac {\delta t_{mp</h2>solut.}} {\delta t_{mp</h2>nel.</h2>solut.}} = \frac {\delta p_{solut.}} {\delta p_{nel.</h2>solut.}}$ ,где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, T_bp — температура кипения, а T_mp — температура плавления (замерзания).

26. Давление пара над растворами. В результате естественного процесса испарения над жидкостью образуется пар, давление которого можно измерить с помощью манометра. Эндотермический процесс испарения обратим: одновременно протекает экзотермический процесс конденсации. При определенных условиях устанавливается равновесие (∆G = 0). Равновесное состояние системы жидкость - пар при данной температуре характеризуется давлением насыщенного пара.

1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

где Dt_кип – повышение температуры кипения раствора, °С;Dt_зам – понижение температуры замерзания раствора, °С;К_э – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;К_к – криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;b – моляльная концентрация, моль/кг;n(раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;m(р-ля) – масса растворителя, кг;m(раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;М(раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Dt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов: t_кип.(р-ра) = t_кип.(р-ля) + Dt_кип. t_зам.(р-ра) = t_зам.(р-ля) – Dt_зам.

27. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. В связи с этим все вещества принято условно делить по их поведению в растворах на две категории: а) вещества, растворы которых обладают ионной проводимостью (электролиты); б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты). К электролитам относится большинство неорганических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например спирты, углеводы.

В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. Электролиты со степенью диссоциации больше 30% обычно называют сильными, со степенью диссоциации от 3 до 30% — средними, менее 3% — слабыми электролитами.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты (НСl, HBr, HI, НNО₃, НсlO₄, Н₂SO₄₍разб.)) и некоторые основания (LiОН, NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Sr(OH)₂,Ва(ОН)₂). К слабым электролитам относится большинство кислот (особенно органических) и оснований.

Степень диссоциации как сильных, так и слабых электролитов зависит от концентрации раствора (степень диссоциации тем выше, чем более разбавлен раствор).

28. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: $\mathrm {k = \frac{c \lambda^2}{\lambda_\mathcal{1} (\lambda_\mathcal{1} - \lambda)}}$ Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ_∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства $\mathrm {\frac{\lambda}{\lambda_\mathcal{1}} = \alpha,}$ где α — степень диссоциации.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.

"Степень диссоциации это есть отношения числа продиссоциируемых молекул к общему числу молекул и умноженному на 100%": $l=\frac{n}{n}*100%$ числа распавшихся на ионы молекул к общему числу растворенных молекул.

Степень диссоциации $\alpha$ равна отношению числа диссоциированных молекул

к сумме

, где

— число недиссоциированных молекул. Часто $\alpha$ выражают в процентах. Степень диссоциации зависит как от природы растворённого электролита, так и от концентрации раствора.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когдакомплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. В общей реакции $\mathsf{a}_{x}\mathsf{b}_{y} \rightleftharpoons x\mathsf{a} + y\mathsf{b}$ где комплекс $\mathsf{a}_{x}\mathsf{b}_{y}$ разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так: $k_{d} = \frac{[a]^x \times [b]^y}{[a_x b_y]}$ где [A], [B] и [A_xB_y] — концентрации A, B и комплекса A_xB_y соответственно.

29.   Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении образования слабого или более слабого электролита. Количественной оценкой «слабости» электролита  являются константа диссоциации - К_дис, растворимость (Р) или произведение растворимости (ПР) труднорастворимых электролитов, константа нестойкости (диссоциации) комплексного иона и др константы, о которых еще будет сказано ниже. Необратимые реакции обмена в растворах электролитов можно разделить на  три типа:

1.    сильный электролит   +   сильный электролит   =   сильный электролит   +   слабый электролит,

ионная форма                      ионная форма                   ионная форма                      молекулярная форма

2.    сильный электролит   +   слабый электролит   =   сильный электролит   +   слабый электролит,

  ионная форма              молекулярная форма             ионная форма              молекулярная форма

3.    слабый электролит   +   слабый электролит   =   сильный электролит   +   слабый электролит.

молекулярная форма           молекулярная форма             ионная форма             молекулярная форма

Приведем пример составления уравнений реакций обмена (1 тип):

NaC1(соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе)   +   АgNО₃ (соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе)↔  АgСl¯ (соль (Н),слабый электролит, молекулярное состояние в растворе)  +   NаNО₃(соль (Р),сильный электролит, ионное состояние в растворе)-молекулярное уравнение

Na⁺ + C1^-   +   Аg⁺   +  NО₃^- ↔  АgСl¯   +   Nа⁺    NО₃^-полное ионно - молекулярное

Аg⁺ + С1‾ ↔   АgСl¯        сокращенное ионное

Сокращенное  ионное уравнение отражает суть химических превращений в растворе. Для приведенного примера, сокращенное уравнение показывает, что в реакции только ионы Аg⁺и С1‾ изменили свое состояние – из ионного состояния в исходном растворе (АgNО₃, NaC1) перешли в молекулярное (АgСl¯). Кроме того, сокращенное уравнение говорит, что при взаимодействии любого сильного электролита, содержащего катион Аg⁺ с сильным электролитом, содержащим анион CI^- (КCI, CaCI₂,  AICI₃ и др.) обязательно выпадет белый творожистый осадок труднорастворимой соли АgCI↓.

30. Произведение растворимости (ПР, K_sp) — произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.

При постоянной температуре в насыщенных водных растворах малорастворимых электролитов устанавливается равновесие между твердым веществом и ионами, образующими это вещество. Например, в случае для CaCO₃ это равновесие можно записать в виде: $\mathrm{caco}_3(s) \rightleftharpoons \mbox{ca}^{2+}(aq) + \mbox{co}_3^{2-}(aq)\,$

Константа этого равновесия рассчитывается по уравнению: $k = \frac{\left\{\mbox{ca} ^{2+}(aq)\right\}\left\{\mbox{co}_3^{2-}(aq)\right\}}{ \left\{\mbox{caco}_3(s)\right\}}.$

В приближении идеального раствора с учётом того, что активность чистого компонента равна единице, уравнение упрощается до выражения: $k_{\mathrm{sp}} = \left[\mbox{ca}^{2+}(aq)\right]\left[\mbox{co}_3^{2-}(aq)\right].$

Константа равновесия такого процесса называется произведением растворимости.

В общем виде, произведение растворимости для вещества с формулой A_mB_n, которое диссоциирует на m катионов Aⁿ⁺ и n анионов B^m-, рассчитывается по уравнению: $k_{\mathrm{sp}} = \left[\mbox{a}^{n+}(aq)\right]^m\left[\mbox{b}^{m-}(aq)\right]^n,\,$ где [Aⁿ⁺] и [B^m-] — равновесные молярные концентрации ионов, образующихся при электролитической диссоциации.

При проведении в растворе таких реакций, которые могут привести к выделению осадка, существует определенное требование к значению аналитических концентраций реагентов − условие выпадения осадка.

Образование осадка малорастворимого сильного электролита МxАy произойдет только тогда, когда после смешивания растворов реагентов в конечном объеме смеси будет соблюдаться соотношение

(с_M^y+)^x · (с_А^x−)^y > ПР(M_xA_y)

где в круглых скобках стоят выбранные (по условию проведения опыта) молярные концентрации катионов и анионов в конечном растворе (после смешивания растворов реагентов).

Если условие выпадения осадка не выполняется, т.е. (с_M^y+)^x · (с_А^x−)^y < ПР(M_xA_y ), то образование осадка происходить не будет.

Рассмотрим насыщенный раствор труднорастворимого сильного электролита, где содержится наряду с жидкой фазой и кристаллический осадок. Если удастся осуществить некоторые операции, в результате которых произведение концентраций ионов в растворе над осадком станет меньше произведения растворимости: (с_M^y+)^x · (с_А^x−)^y < ПР(M_xA_y ), то произойдет растворение осадка.

31. Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует: $\mathsf{2h_2o \rightleftarrows h_3o^+ + oh^-}$

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле: $\mathsf{k=\frac{\left[h^+\right]\left[oh^-\right]}{\left[h_2o\right]}} \ \ \ (1)$ где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8·10⁻¹⁶моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: $\mathsf{k\left[h_2o\right]=\left[h^+\right]\left[oh^-\right] \ \ \ (2)}$

Обозначим произведение K·[H₂O] = K_в = 1,8·10⁻¹⁶ моль/л·55,56 моль/л = 10⁻¹⁴моль²/л² = [H⁺]·[OH⁻] (при 25 °C).

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и K_в, при понижении температуры — наоборот.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ, «пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр: $\mbox{ph} = -\lg \left[ \mbox{h}^+ \right]\!$

32. Раствор слабой кислоты pН = ½рК_А – ½lgС (кислоты) где, К_А константа кислотности, C _-исходная концентрации этой кислоты.

Раствор слабого основания pН = 14 – ½рК_В + ½lgС(основания) где , К_Вконстанта основности, С- исходная концентрации этого основания

Индика́тор — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH. Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения.

Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свою окраску при изменении водородного показателя (pH) среды. Метилоранж, фенофталеин и тд.

Окислительно-восстановительные индикаторы — вещества, способные окисляться или восстанавливаться в определённых интервалах значений окислительного потенциала и изменять при этом свою окраску. Метиленовый синий, дифениламин, крахмал.

Комплексонометрические индикаторы — вещества, образующие с определяемыми ионами окрашенные Комплексные соединения. Эриохром чёрный Т, ксиленоловый оранжевый, кислотный хром тёмно-синий.

Адсорбционные индикаторы — вещества, в присутствии которых в точке эквивалентности, устанавливаемой методом осаждения, изменяется цвет осадка. Эозин, флуоресцеин.

Хемилюминесцентные индикаторы — вещества, способные в точке эквивалентности светиться видимым светом и используемые при титровании сильно окрашенных растворов. Люминол, силоксен.

33. Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃, MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe²⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- => FeOH⁺ + 2Cl^- + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃, CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.

1 2 3 4 5 6 7 8