1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии



Скачать 346.38 Kb.
Дата25.07.2014
Размер346.38 Kb.
ТипДокументы

1.Атомно-молек-е учение. Осн.стехиометрические законы химии.

Основы атомно-молек-о учения были изложены Ломоносовым.В 1741г в одной из своих первых работ -"Элементы матем.химии"-Ломоносов сформулировал важнейшее положение созд-й им так назыв. корпускулярной теории строения вещ-ва. Согласно предст-м Ломоносова все вещ-а сост.из мельчайших нечуствительных частичек, физически не делимых и обладающих способностью взаимо сцепления.Св-ва вещ-в обусловлены св-ми этих частичек. Ломоносов различал 2вида таких част-к: мелкие-элементы,соотв-ие атомам в современном понимании этого термина, и более крупные- корпускулы,к-е сейчас назыв-я молекулами.Каждая корпускула имеет тот же состав что и все вещ-во. Хим.различные вещ-ва имеют различ.корпускулы.Корпускулы однородны если сост.из одинакового числа одних и тех же элементов, соед. одинаковым образом.Корпускулы движ-я согласно законам мех-ки.За 200лет его теория о строении вещ-ва была полностью подтверждена.В осн-ве ат-молек.учения лежит принцип дискретности(прерывности строения)ве-ва: всякое вещ-во не явл.чем-то сплошным,а сост.из отдельных очень малых частиц.Частицы сост.из молекул, а молекулы из атомов ит.д.



2.Относительная атомная и относительная молекулярная массы. Моль и молярная масса.

МОЛЕК.МАССА-масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Практически равна сумме масс всех атомов, из которых состоит молекула. Величины молекулярной массы используются в химических, физических и химико-технических расчетах.

АТОМНАЯ МАССА - масса атома, выраженная в атомных единицах массы. Атомная масса меньше суммы масс, составляющих атом частиц (протонов, нейтронов, электронов), на величину, обусловленную энергией их взаимодействия.

МОЛЬ - единица количества вещества СИ, обозначается моль. В 1 моле содержится столько молекул (атомов, ионов или каких-либо др. структурных элементов вещества), сколько атомов содержится в 0,012 кг 12С (углерода с атомной массой 12), т. е. 6,022.1023 (см. Авогадро постоянная).



3. Закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава, закон кратных отношений.

Раздел химии расматр-й колич-й состав вещ-в и колич.соотношения(мас-е,объем-е) м/у реаг-ми вещ-ми назыв-т стехиометрией.В соответствии с этим расчеты колич-х соотношений м/у эл-ми в соед-х или м/у вещ-ми в хим.р.назыв-т стехиометр.расчетами.В их основе лежат з-ны сохр.масс,постоянства сост-ва, кратных отношений, а также газовые з-ны объмных отношений (Гей-Люссака) и Авогадро.З-н Авогадро позв-т опред. число атомов, вход-х в сост.молекул прост.газов. Суть:в равных объемах идеальных газов при одинаком давлении и температуре содерж-я одинаковое число молекул.

ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ - если два химических элемента образуют друг с другом более одного соединения, то массы одного элемента, приходящиеся на одну и ту же массу другого, относятся как целые числа, обычно небольшие. Так, в оксидах азота N2O, NO, N2O3, N2O4, N2O5 массы кислорода на единицу массы азота относятся как 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Открыт в 1803 Дж. Дальтоном.

ГЕЙ-ЛЮССАКА ЗАКОНЫ - 1) закон теплового расширения газов: объем V данной массы идеального газа при постоянном давлении линейно возрастает с температурой: Vt = Vo (1 + ?t), где Vo и Vt - соответственно первоначальный объем газа и при температуре t, ? - изобарный коэффициент термического расширения. 2) Закон объемных отношений: при постоянном давлении и температуре объемы реагирующих друг с другом газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа. Напр., в реакции Н2 + Сl2 = 2НСl отношение объемов газов равно 1:1:2. Справедлив лишь для идеального газа. Установлен Ж. Л. Гей-Люссаком соответственно в 1802 и 1808.



4. Основные газовые законы: закон Авогадро и следствия из него, законы Гей – Люссака, Шарля, Бойля – Мариотта.

АВОГАДРО ЗАКОН - в равных объемах идеальных газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул; открыт А. Авогадро в 1811.

БОЙЛЯ - МАРИОТТА ЗАКОН - произведение объема данной массы идеального газа на его давление постоянно при постоянной температуре; установлен независимо Р. Бойлем (1662) и Э. Мариоттом (1676).

ГЕЙ-ЛЮССАКА ЗАКОНЫ - 1) закон теплового расширения газов: объем V данной массы идеального газа при постоянном давлении линейно возрастает с температурой: Vt = Vo (1 + ?t), где Vo и Vt - соответственно первоначальный объем газа и при температуре t, ? - изобарный коэффициент термического расширения. 2) Закон объемных отношений: при постоянном давлении и температуре объемы реагирующих друг с другом газов, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся как небольшие целые числа. Напр., в реакции Н2 + Сl2 = 2НСl отношение объемов газов равно 1:1:2. Справедлив лишь для идеального газа. Установлен Ж. Л. Гей-Люссаком соответственно в 1802 и 1808.

ШАРЛЯ ЗАКОН - давление pt идеального газа неизменной массы и объема возрастает при нагревании линейно: pt = po (1+?t), где pt и po - давление газа при температурах t и О .С, ? = 1/273 К-1 . Открыт в 1787 французским ученым Ж. Шарлем (1746-1823), уточнен Ж. Гей-Люссаком (1802).

5. Уравнение Менделеева – Клапейрона. Приведение газа к нормальным условиям.

НОРМАЛЬНЫЕ УСЛОВИЯ - физические условия, определяемые давлением p = 101325 Па (нормальная атмосфера) и температурой 273,15 К (0 .С), при которых объем 1 моля идеального газа V0 = 2,24136.10-2 м3. Нормальное ускорение свободного падения gn = 9,80665 м/с2.



6.Эквивалент. Закон эквивалентов. Молярная масса эквивалента. Методы определения молярных масс эквивалентов.

ЭКВИВАЛЕНТОВ ЗАКОН - масса реаг-х вещ-в прямопропорц. их эквивалентным массам.

ЭКВИВАЛЕНТ-такое кол-во вещ-ва, к-е соед-ся с 1молем атомов Н2 или замещает такое же кол-во атомов Н2 в хим.р.

ЭКВ_М СЛОЖНОГО ВЕЩ-ВА - назыв.такое его кол-во,к-е взаимод-т бе остатка с одним эквивалентом Н2 или вообще с одним экв-м любого др.вещ-ва.

ЭКВ.МАССА-масса 1эквивалента(г/моль) =атом.масса/валеньность.

ЭКВ.ОБЪЕМ-объем заним-й 1эквивалентом вещ-ва.

Для водорода: 2 - 22,4 ; 1,008 - х =>х=22,4*1,008/2=11,2

Для кислорода: 32 - 22,4 ; 8 - х =>х=22,4*8/32=5,6

ЭКВ.К-ТЫ - Mr/число замещ-х или вытесн-х атомов Н2.

ЭКВ.ОСНОВАНИЯ - Mr/число ОН групп замещ-х или выт-х.

ЭКВ.СОЛИ - Mr/(числоатомов ме*валентность ме)

ЭКВ.ОКСИДА - Mr/(числоатомов ме*валентность ме)

ЭКВ.ОКИСЛ-ВОСТ-ля - Mr/кол-во е отданых или принятых в ходе р.

7.Периодический закон и Периодическая система Д.И.Менделеева. Современная формулировка периодического закона. Структура Периодической системы. Периодически измен-ся свойства атомов.

ПЕРИОД.З-Н: св-ва хим.эл-тов ,так же как и их соединений наход-ся в периодической зависимомти от зарядов ядер их атомов (в форм-ке Менделеева:-от их атомных весов).

Первые три периода -малые-содержат соответ-но 2,8 и 8 эл-тов, к-е названы типическими, т.к.они входят в гл.подгруппы,и их св-ва типичны для эл-в,распологающихся под ними. Остальные периоды (4-7) содерж-е 18,18,32 и 26эл-тов назыв-я больщими. Каждый большой период может быть записан в два ряда(четный и нечет.),поэтому возможны 2 осн.варианта периодич.системы - длиннопериодный и короткопериодный.

8.Опыты, подтверждающие сложность строения атомов. Модели строения атома. Модель Э.Резерфорда и ее недостатки.

Гипотеза о планетарном строении атома стала фундаментом мадели атома.Осн.масса атома(99,9%)сосредоточена в его ядре,размер к-го 10 -15м и на 5порядком меньше размера самого атома(10 -10м).Ядро имеет сложную структуру.Осн.ядерные частицу-нуклоны-это протоны и нейтроны.Протон имеет полож-й электрич.заряд равный 1;нейтрон-электронейтрален(заряд=0). Число протонов определяет заряд ядра.В электронейтр-м атоме число протонов=числу электронов.Масса ядра=сумме всех протонов и нейтронов.Тогда число нейтронов расчитывается как разность между массой ядра и зарядом протонов(поряд.номером).Сумма масс нуклонов всегда превышает массу ядра,образованного ими на величину назыв. дефектом массы.Ядра содерж-е одинак-е число протонов, могут содержать различное число нейтронов, следоват-о иметь разную массу. Такие эл-ты называют изотопами.

НЕДОСТАТКИ МОДЕЛИ: 1)не могла объяснить устойчивости и линейчатости атома.

9.Спектр атома водорода. Формула Ридберга. Модель Н.Бора и ее недостатки.

ПОСТУЛАТЫ БОРА: 1)е в атоме вращ-ся по опред.стац.орбитам, радиусы к-х относятся др.к др. как квадраты целых чисел. 2)Вращ-сь по орбите е не излуч-т и не поглощает энергию. 3)Энергия излуч-ся лишь при переходе е на более близкую к ядру орбиту, а при переходе на более дальную наоборот поглощается.

Бор доказал что масса ядра >>массы е; r(радиус вращения)=const; По теории Бора орбита явл.стационарной если е на ней обладает моментом кол-ва движения равным целому числу п квантов действия.(m*V(скорость)*r=[n*h]/2пи).

НЕДОСТАТКИ МОДЕЛИ: 1)не объясняет магнитных св-в вещ-ва.

СПЕКТР возникает при пропускании света через призму, видимая часть к-го представляет собой цв.полосу содерж-ю все цвета радуги.Это явление обуславливается тем что тело излучает эл.маг.волны всевозможных частот. Волны различ.частот преломляются по разному и попадают на разнуе места экрана.

Поскольку атом водорода наиболее протстой, его спектр наиболее изучен. Он хорошо подчиняется ФОРМУЛЕ РИДБЕРГА: 1/лямбда=R*(1/(n'в квадрате)-1/(n в квадрате)), где R=109677 1/см(пост.Ридберга);n-основной спектральный уровень серии. Спектральные линиивозникающии при переходах на осн-й энерг.уровень назыв-я резонансными, а все остальные субординатными.




10.Основные идеи квантовой механики. Волновая функция. Уравнение Шредингера. Квантовые числа. Формы электронных орбиталей.

Процессы происходящие в микромире описывает квантовая механика, основы к-й были заложены Планка в нач.20в.Изучая испускание энергии нагретыми телами,Планк пришел к выводу о том что энергия излучается и поглощается отдельными порциями-квантами, пропорциональными частоте колебаний V(ню)излучения.

E=hV(ню),где h-коэф.пропорциональности(пост.Планка=6,62*10 -34 Дж*с).

Квант.мех-ка осн.на том что все существующие и происход-е в мире-вещ-ва,излучения,процессы-имеют прерывистую(дискретную)природу.Из этого следует что любой объект изучения нельзя делить беспредельно,не изменяя его природу, т.к.он сост.из определенного числа(может быть очень больщого,но не бесконечного)отдельных порций(квантов).

Луи де Бройлем была высказана гипотеза о том что е при движении проявл-т св-ва волны и поэтому их поведение не может описываться з-ми классич.мех-ки.Двойственная природа е, облад-го св-ми и частицы и волны приводит к тому, что его движение не может быть описано опред.траекторией.Поведение микрочастиц описывается волновым УР-М ШРЕДИНГЕРА:

(дельта)2*пси/дельта*(х)2+(дельта)2*пси/дельта*(у)2+(дельта)2*пси/дельта*(z)2+8(пи)2*me(масса электрона)/h2*(E-Eп)*пси=0, где Е-энергия частицы, Еп-потенц.энергия, пси-функция пространственных координат.

КАВНТОВЫЕ ЧИСЛА: 1)n-главное квант.ч. Опред-т наиболее вероятное растояние е от ядра атома,т.е. средний радиус.электронного уровня.n=номеру периода.

2)L-азимуталное кв.ч.Определяет момент количества движения е,принимающий только квантовые значения.Для s-эл-тов L=0, p-э-в L=1, d-э-в L=2, f-э-в L=3.

3)m(с индексом L)-магнитное кв.ч.Определяет ориентацию подуровня в пространстве.mL=-L...0...+L.

Пример: L=0 mL=0; L=1 mL=-1,0,1.

4)m(с индексом s)спиновое кв.ч.Определяет спин атома. Может быть 1/2 или -1/2 или +-1/2. Если ms=1/2 подуровень зар=полняется стрелкой вниз, ms=-1/2 - стрелка вверх.

ФОРМЫ ОРБИТАЛЕЙ:s-э-т:круг, p-э-т: восьмерка, d-э-т:две восьмерки, f-э-т:более слож.форма.



11.Электронная структура атомов. Принцип минимума энергии. Правила Клечковского. Принцип Паули. Правило Хунда.

ПРИНЦИП НАИМЕНЬШЕЙ ЭНЕРГИИ-первыми заполняются орб-и с наим.энергией(наиболее близко располож-е к ядру).

ПРИНЦИП ПАУЛИ-в атоме не может быть 2-х е с 4-мя одинаковыми квант.ч.

ПРАВИЛО ХУНДА-при распределении е на энерг.подуровнях суммарный спин элементов должен быть максимальным.

ПРАВИЛО КЛЕЧКОВСКОГО- 1) е заполняют энерг.подуровни в порядке возрастания.(1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s...). 2) при равной сумме n+L первым заполняется энерг.подуровень с меньшим значением n.

12. Свойства свободных и связанных атомов: энергия ионизация, сродство к электрону, электроотрицательность.

ЭЛЕКТОРООТРИЦААТЕЛЬНОСТЬ-показывает способность связанного атома притягивать е, осуществляющие связь.

ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ-энергия необходимая для отрыва е от атома.(эВ)

СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ-энергия выделяющаяся при присоед-и е к свободному атому.(эВ).

Сродство к эл.для H2=0,75эВ, О2=1,47эВ, F=3,52эВ.

13.Заполнение электронных уровней и подуровней в периодической системе. Особенности электронного строения атомов в главных, побочных подгруппах, в семействах лантанидов, актинидов.

Электроны заполняются по ПРАВИЛУ КЛЕЧКОВСКОГО- е заполняют энерг.подуровни в порядке возрастания.(1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s...).

Э-ты групп подраздеяются на подгруппы. S- и р-эл-ты сост.главную группу,или А подгруппу, d-эл-ты побочную или В подгруппу.У атомов s- и p-эл-в заполняется внешний слой, у d-эл-в - предвнешниий, у f-эл-в - третий снаружи. Поэтому отличия в св-х наиболее отчетливо прояв-ся у соседних s(p)-эл-в. У d- и f-эл-в одного и того же периода отличия в св-х проявляются менее отчетливо.d- и f-э-ты объеденяются в семейства.В 4-6 периодах в семейства по 10эл-в объединяюются d-э-ты. это семейства 3d-(Sn-Zn), 4d-(Y-Cd) и 5d-(La,Hf-Hg)эл-в. В 6-7 периодах в семейства по 14эл-в объединяются f-эл-ы. Это семейства 4f-(ce-Lu),называемых лантаноидами, и 5f-(Th-Lr),называемых актиноидами.

Лантаноиды и актиноиды иногда объединяют во вторые побочные подгруппы. В каждой из них по два эл-та-один лантаноид и один актиноид.



14.Строение атомных ядер. Изотопы. Изобары. Радиоактивность.

Атом.ядра сост.из протонов и нейтронов.Протон элементар.частица, облад-я массой=1,00728 а.е.м. и положительным зарядом. Нейтрон также элементар.частица, с массой=1,00867 а.е.м.,но не обладающая эл.зарядом.Сумма числа протонов и нейтронов называется массовым числом атома(атомная масса).М/у этими частицами действуют два вида сил: электростатич.силы взаимного отталкивания положительно заряженных протонов и силы притяжения м/у всеми частицами,входящими в состав ядра, называемые ядерными силами.С возрастанием расстояния м/у взаимодействующими частицами ядерные силы убывают.

ИЗОТОПЫ-атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра,но разным числом нейторнов.

ИЗОБАРЫ - атомные ядра с одинаковым числом нуклонов А, но разными числами протонов Z и нейтронов N.

РАДИОАКТИВНОСТЬ-самопроизвольное превращение неустойчивого изотопа одного хим.эл-та в изотоп другого эл-та, сопровождающееся испусканием элементар.частиц(алььфа-частиц) или ядер.Радиоактивность,проявляемая природными изотопами,называется естественной.

15. Типы химических связей. Условия образования химической связи. Характеристики химической связи: длина, прочность, валентные углы.

КОВАЛЕНТНАЯ-хим.св,возникающая в рез-те образования общих электронных пар.

1)ПОЛЯРНАЯ-св.,образ-я атомами,электроотрицательности к-х отличаются.(Н2О)

2)НЕПОЛЯРНАЯ-св.м/у атомами,эл.отрицательности к-х одинаковы.(Н2,Cl2).

ИОННАЯ-св.,возникающая в рез-те электростатич.притяжения катионов и анионов.(NaCl)

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ-св.,к-ю образуют относительно свободные е м/у катионами Ме, образующих металлич.кристалич.решетку.

ВОДОРОДНАЯ-св.м/у атомами Н и электроотрицательными эл-ми(O,N,F)(Н2О,HF,HCl,H2S).Изображается тремя точками(...).

ДВА МЕХ-МА ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВ.: 1)Обменный-каждый из атомов дает по е.

.. ..

H.+.Cl:=H:Cl:



.. ..

.. .. .. ..

:Cl.+.Cl:=:Cl:Cl:

.. .. .. ..

2)Донорно-акцепторный мех-м - NH3+H(с плюсом)=NH4(с плюсом).

H H


| |

H-N:+ H+ =H-N:H

| |

H H


N-донор,т.к. предостовляет свою неподел.пару в общее пользование.

H-акцептор,т.к. принял е на свою свободную орбиталь.

В зависимости от типа перекрывания валент.облаков различают 3типа хим.связи:

1)Сигма-когда область перекрываниия находится на прямой перекрывания атома.(прочная)

2)пи-перекрывание р облаков происходит по обе стороны от прямой соед.центры.(Слабая)

3)Дельта-Характерна только для f-элементов(Прочная).

ХАРАТЕРИСТИКИ ХИМ.СВ:

1)Энергия-энергия затрач-я на разрыв связи.(С увеличением кратности связи энергия увеличивается).

Н=431,9 кДж/моль; N=937,2 кДж/моль; F=152,6 кДж/моль.

2)Длина.(С увеличением кратности длина уменьшается)

3)Валентный угол-угол м/у направлением связей многовалентных атомов.

16.Теория ковалентной связи. Метод валентных связей. Работы Гайтлера и Лондона. Дон-акц. мех-м образ-я ковал-й св. Параметры ковал-й связи.

КОВАЛЕНТНАЯ-хим.св,возникающая в рез-те образования общих электронных пар.

1)ПОЛЯРНАЯ-св.,образ-я атомами,электроотрицательности к-х отличаются.(Н2О)

2)НЕПОЛЯРНАЯ-св.м/у атомами,эл.отрицательности к-х одинаковы.(Н2,Cl2).

ОСНОВЫ МЕТОДА ВАЛЕНТНЫХ СВ.:

Устойчивая молекула может образовываться только при условии уменьшения потенц.энергии системы взаимодействующих атомов.Гейтлер и Лондон впервые произвели приближенный расчет квантово-механического строения атома водорода по ур.Шредингера.Они сначала рассмотрели систему из двух атомов Н2,находящихся на большом расстоянии др.от др.при этом условии можно учитывать тольковзаимод-е каждого е со своиим ядром, а всеми остальными взаимодейств-ми можно пренебречь.Тогда оказывается возможным выразить зависимость волновой ф.от координат и тем самым определить плотность эл.облака в любой точке пространства.Плотность эл.облака пропорцианальна квадрату волновой функции.Далее Гейтлер и Лондон предположили что найденная ими зависимость сохраняется и при сближении атомов Н2.Однако стало необходимым учитывать и те взаимодействия которыми в предыдущем случае можно было принебречь. В рез-те Г.и Л.получили уравнения позволяющие найти зависимость потенц.энергии системы сост.из 2-х атомов Н2 от расстояния r м/у ядрами этих атомов.

В основе метода ВС лежат следующие положения:

1)Ковалентная хим.св.образуется 2-мя е с противоположно направленными спинами,причет эта эл.пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей,отражающие эл.структуру молекулы,получили название валентных схем.

2)Ковал.св.тем прочнее чем в большей степени перекрываются взаимодействующие эл.облака. Пример изображения метода ВС:

H.+.H=H:H

. .

:N.+.N:=:N:::N:



. .

17. Ковалентная связь. Свойства ковалентной связи: направленность и насыщаемость, полярность, поляризуемость, энергия образования (разрыва) связи. Эффективные заряды атомов в молекуле.

КОВАЛЕНТНАЯ-хим.св,возникающая в рез-те образования общих электронных пар.

1)ПОЛЯРНАЯ-св.,образ-я атомами,электроотрицательности к-х отличаются.(Н2О)

2)НЕПОЛЯРНАЯ-св.м/у атомами,эл.отрицательности к-х одинаковы.(Н2,Cl2).

НАПРАВЛЕННОСТЬ КОВ.СВ:

Св-ва молекулы,ее способность вступать в химич.взаимодействие с другими молекулами(реакционная способность)зависят не только от прочности хим.связей в молекуле,но и от ее пространственного строения.Образование ковал.св.явл.рез-м перекрывания валентных эл.облаков.Но такое перекрывание возможно лишь при определенной взаимной ориентации эл.облаков.При этом область перекрывания распологается в определенном направлении по отношению к взаимодействующим атомам. Иначе говоря,кавал.св.имеет направленность.

Энергия разрыва связи-это энергия ионизации.

Смещение общего эл.облака при образовании полярной ковалент.св.приводит к тому, что средняя плотность отриц.эл.заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже-вблизи менее эл.отрицательного. В рез-те первый атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй-избыточный положительный заряд. Эти заряды называются ЭФФЕКТИВНЫМИ ЗАРЯДАМИ атомов в молекуле.

ПОЛЯРНОСТЬ-электростатическое притяжение разноименно заряженных участков соседних молекул.

ПОЛЯРИЗУЕМОСТЬ - способность атомов, ионов и молекул в электрическом поле приобретать дипольный момент.



18.Гибрид-я атомных орбиталей и пространственное строение молекулсигма и пи связи. Теория отталкивания валентных электронных пар. Правила Гиллеспи.

В зависимости от типа перекрывания валент.облаков различают 3типа хим.связи:

1)Сигма-когда область перекрываниия находится на прямой перекрывания атома.(прочная)

2)пи-перекрывание р облаков происходит по обе стороны от прямой соед.центры.(Слабая)

3)Дельта-Характерна только для f-элементов(Прочная).

В рез-те комбинации различ.орбиталей возникают новые атомные орбитали промежуточной формы,к-е называются ГИБРИДНЫМИ.

ГИБРИДИЗАЦИЯ-перестройка различных атомных орбиталей в новые орбитали,усредненные по форме.Гибридизация осущ-ся при возбуждении атома,т.е.требует затрат энергии,к-е должны быть компенсированы при образовании хим.св.с др.атомом.

УСЛОВИЯ УСТОЙЧИВОСТИ ГИБРИДИЗАЦИИ:

1)по сравнению с исходными атомными орбиталями гибридная атомная орбиталь должна более полно перекрываться орбиталью соседнего атома при образовании св.

2)в гибридизации могут участвовать атомные орбитали, к-м соответствуют близкие энерг.уровни.(s- и p-орбитали только внешнего уровня и d-орбитали внешнего или предвнешнего уровня).

3)в гиб-и могут участвовать атомные орбитали с достаточно высокой эл.плотностью,чтобы при перекрывании гибридных атомных орбиталей был выигрыш в энергии.

ТИПЫ ГИБР-и:

1)sp-гибридизация возникает при образовании атомов двух связей за счет е, находящихся в s- и р-орбиталях и обладающихблизкой энергией. (круг+восьмерка=восьмерка неправильной формы)

2)Sp2-гибрид-я возникает когда 3 различные АО,комбинируясь др.с др.,образуют 3одинаковые гибрид-е орбитали.(круг+2восьмерки=3восьмерки неправильной формы).

3)sp3-гибр-я.Если в хим.связях участвуют 4атомные орбитали(s, px, py, pz)одного атома,то в результате их гибр-и образ-я 4эквивалентные sp3-орбитали. (круг+восьмерка горизонтальная+восьмерка вертикальная+восьмерка под углом 45градусов=).

19.Теория молекулярных орбиталей. Двухатомные гомонуклеарные молекулы II-периода.

Метод МО позволяет описывать и количественно рассчитывать характеристики связей.Основу метода МО сост.понятие о нелокализованных химич.св.,под к-м подразумевается, что в многоатомных сис-х валентные е одновременно принадлежат всем связываемым атомам.

Молекулярной орбиталью называют волновую ф-ю,к-я описывает состояние е в поле 2-х или нескольких атомов.Метод МО предусматривает обр-е молек-х орбиталей,осуществляющих связь м/у атомами,из тех ат.орбиталей, к-е взаимно перекрыв-я в достаточной степени. В зависимости от симметрии связи молекулярных орбиталей относительно линии,связывающей ядра атомов возможны сигма,пи и дельта молек.орбитали.

ДВУХАТОМНЫЕ ГОМОЯДЕРНЫЕ МОЛ-ЛЫ 2-го ПЕРИОДА:

У эл-в 2-о периода кроме 1s-орбиталей в образовании молек-х орбиталей принимают участие 2s,2px,2py,2pz-орбитали.С обр-м связывающей и разрыхляющей молек-й орбитали комбинируются те орбитали,взаимное пространств-е расположение к-х отвечает их полож-му и отриц-му перекрыванию. комбинация из 2s-орбиталей соответствует обр-ю двух молек-х сигма-орбиталей.Отрицательное перек-е:перекрывание двух восьмерок("+" первой восьмерки перек-ся с "-" второй)=две не перекрывающиеся восьмерки неправильной формы.

Пололожительное:("+"первой перек-ся с"+"второй)=чебурашка("-"по краям, в середине "+")



20. Последовательность заполнения МО в двухатомных молекулах. Магнитные свойства молекул и ионов с позиции теории МО.

Заполнение МО происходит по пр.Гунда и пр.Паули и в след.последовательности.

Сигма1s(св)>Сигма1s(разр)>Сигма2s(св)>Сигма2s(разр)>Сигма2рх(св)>Сигма2рх(разр)>...2py...2pz...и т.д.

ПРИНЦИП ПАУЛИ-в атоме не может быть 2-х е с 4-мя одинаковыми квант.ч.

ПРАВИЛО ХУНДА-при распределении е на энерг.подуровнях суммарный спин элементов должен быть максимальным.

МАГНИТНЫЕ СВ-ВА: по магн.св-м различают парамагнитные и диамагнитные вещ-ва. Парамагн.явл.вещ-ва,у к-х имеются не парные е, у диамагнитных вещ-в все е парные.В молекуле О2 имеются 2 непарных е, поэтому она парамагнитна, молекула F непарных е не имеет, следовательно она диамагнитна. Также парамагнитные молекулы: В2 и молек.ионы Н2 и Не2, а молекулы С2,N2,Н2-диамагнитны.



21.Ионная связь и ее свойства. Понятие о металлической связи.

ИОННАЯ-св.,возникающая в рез-те электростатич.притяжения катионов и анионов.(NaCl)

СВ-ВА:

Ионы могут быть простыми(Na, Cl), или сложными(NH4, OH,SO4).В отличии от ковалентной, ионная св.не обладает направленностью.Это объясн.тем,что эл.поле иона обладает сферической симметрией,поэтому взаимодействие м/у ионами происходит одинаково не зависимо от направления. Ионная св.не обладает насыщаемостью.Поэтому к данномк ионы могут присоед.различное число ионов противоположного знака.



Отсутствие у ионной св.направленности и насыщаемости обуславливает у ион.св.способность к ассоциации,т.е.к соед-ю их друг с др.При выс.темп-х кинетич.э.движения молекул преобл-т над энергией их взаимного притяжения:поэтому в газообр.сост-и ионные соед.сущ-т в осн.в неассоциированном состоянии.Но при понижении темп-ры,при переходе в жидкое и особенно,втв.сост-е ассоциация ион.св.происходит сильно и быстро.

Ионы обладают поляризующей способностью,т.е.способностью оказывать деформ-е воздействие на др.ионы.Чем больше заряд иона,тем больше эта способность.

МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ-св.,к-ю образуют относительно свободные е м/у катионами Ме, образующих металлич.кристалич.решетку.

22.Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса. Водородная связь.

МЕЖМОЛЕКУЛЯРНОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ - взаимодействие между молекулами с насыщенными химическими связями. Впервые существование молекулярного взаимодействия принял во внимание Я. Д. Ван-дер-Ваальс (1873) для объяснения свойств реальных газов и жидкостей.

Когда вещ-во наход-ся в газ.сост.,тогда образ-е его частицы-молекулы и атомы-хаотич.движутся и при этом преоблад-ю часть времени находятся на большом расст-и др.от др.В следствии этого силы взаимодействия м/у ними пренебрежимо малы. Иначе,когда вещ-во нах-ся в конденсированном сост.-жидком или тв.Здесь расст-я м/у молекулами очень мало,а силы взаимодействия-велики.Эти силы удерживают частицы тела др.около др.Поэтому вещ-ва в тв.или жид.сост.имеют,в отличии от газов,постоянный при данной темп-ре объем.Мокулярное воздействие имеет электрическую природу.Силы межмолек.взаимодействия назыв-ся также силами Ван-дер-Ваальса,слабее ковалентных сил,но проявляются на больших расстояниях.В основе их лежит эл.статич.взаимодействие диполей,но в различ.вещ-вах мех-м возникновения различен.Если вещ-во сост.из полярных молекул(Н2О,HCl),то в конденсированом сост-и соседнии молекулярные диполи ориентируются др.по отношению к др.противоположно заряж.полюсами,вследствии чего наблюдается взаимное притяжение.Такой вид межмолек-о взаимод-я назыв.ОРИЕНТАЦИОННЫМ.В случае вещ-в сост.из неполярных,но способных к поляризации молекул(СО2),каждый атом сосдает в блиизи себя эл.поле,к-е поляризует ближайшие атомы,а те последующие.В рез-те происходит взаимное притяжение всех молекул др.к др.Такое взаимод-е назыв-ся индукционным.

ВОДОРОДНАЯ-св.м/у атомами Н и электроотрицательными эл-ми(O,N,F)(Н2О,HF,HCl,H2S).Изображается тремя точками(...).




23.Внутренняя энергия и энтальпия. Первый закон термодинамики. Закон Гесса и следствия из него. Теплота образования и теплота сгорания. Термохимические уравнения.

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ тела - складывается из китнетической энергии молекул тела и их структурных единиц (атомов, электронов, ядер), энергии взаимодействия атомов в молекулах и т. д. Во внутреннюю энергию не входит энергия движения тела как целого и потенциальная энергия, которой может обладать тело в каком-либо силовом поле (гравитационном, магнитном и др.). Зависит от массы.

ЭНТАЛЬПИЯ-термодинамич.функция состояния тепловой реакции.(U+pV=H).

ЭНТРОПИЯ-колич.мера бемпорядка в сис-ме.

ТЕРМОДИНАМИКА-изуч.энерг.превращ-я жим.процессов.

1-й з-н ТЕРМОДИНАМИКИ-теплота затрачивается на изменение внутр.энергии и соверш.работы.

Тепловой эфект прямой р.равен тепловому эфекту обрратной,но с противополож.знаком.

Q=/\U+F


З-Н ГЕССА: тепловой эффект не зависит от пути протекания р.,а зависит лишь от нач.и конеч.сост-я.

СЛЕДСТВИЕ:тепловой эффект хим.р.равен сумме теплот образования получающихся вещ-в за вычетом суммы теплот образования исходных вещ-в.

ТЕПЛОТА ОБРАЗ-Я:кол-во теплоты,к-е выделяется при образовании 1моля соединения из простых вещ-в.

ТЕПЛОТА СГОРАНИЯ-кол-во теплоты,к-е выдел-я при сгорании 1моля вещ-ва.

ТЕРМОХИМ.УР:хим.уравнения в к-х указано кол-во выделяющейся или поглощ-й теплоты и агрег.сост.реаг.вещ-в.

24.Понятие об энтропии. Второй закон термодинамики. Самопроизвольно и несамопроизвольно протекающие процессы.

ЭНТАЛЬПИЯ-термодинамич.функция состояния тепловой реакции.(U+pV=H).

ЭНТРОПИЯ-колич.мера бемпорядка в сис-ме.

ТЕРМОДИНАМИКА-изуч.энерг.превращ-я жим.процессов.

1-й з-н ТЕРМОДИНАМИКИ-теплота затрачивается на изменение внутр.энергии и соверш.работы.

Тепловой эфект прямой р.равен тепловому эфекту обрратной,но с противополож.знаком.

2-й з-н:тепловая энергия не может на 100% превратиться в полезную мех.работу.

з-н Гессе: тепл.эф.не зависит от пути протиекания р., а зависит только от нач.и конеч.сост.

Тепло самопроизволтно никогда не передается от холодного тела к нагретому.

Критерии самопроизв.процесов:

1)/\H<0 2)/\S>0

/\G=/\H-T*/\S

1)/\G<0-х.процес может протекать самопроизвольно

2)/\G=0-хим.равновесие

3)/\G>0-х.процес не возможен

25.Энергия Гиббса и направление процессов. Энтальпийный и энтропийный факторы, определяющие направление процессов.

ГИББСА ЭНЕРГИЯ (изобарно-изотермический потенциал - свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т: G = H - T.S. Изотермический равновесный процесс без затраты внешних сил может протекать самопроизвольно только в направлении убывания энергии Гиббса до достижения ее минимума, которому отвечает термодинамическое равновесное состояние системы.

Критерии самопроизв.процесов:

1)/\H<0 2)/\S>0

/\G=/\H-T*/\S

1)/\G<0-х.процес может протекать самопроизвольно

2)/\G=0-хим.равновесие

3)/\G>0-х.процес не возможен

ФАКТОРЫ,ОПРЕДЕЛЯЮЩИЕ НАПРАВЛЕНИЕ ПРОТЕКАНИЯ ХИМ.Р:

2Н2О+О2=2Н2О +483,6кДж(при уч.катализатора Pt)

При низких темп-х экзотерм.р.протекает в прямом направлении.Но при высоких темп-х эта р.начинает идти в обратном направлении.Хим.процессы протекают самопроизвольно в направлении уменьшения внутр.энергии системы.

Пример2:Сосуд заполнен газом и соед.с др.сосудом(пустым).Если открыть кран, то газ попадет в пустой сосуд и сапроизвольно распространится по нему.А если увеличить концентрацию газа то самопроизвольное распределение его по сосуду станет еще быстрее.Значит направление зависит также от концентрации.



26.Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Основной закон химической кинетики. Порядок и молекулярность химических реакций.

ХИМ.КЕНЕТИКА-раздел х.,изуч-й,скорости и мех-мы хим.р.

СКОРОСТЬ Х.Р.-изменение конц-и вещ-ва в ед.времени, на ед.объема или на ед.поверхности.

ОСН.З-Н Х.КИНЕТИКИ-скорость х.р.пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

ПОРЯДОК и МОЛЕК-ТЬ Х.Р:

Молекулярность-число частиц,участв-х в элементарном столкновении.

1)А+В=АВ-1-я стадия

2)АВ+В=С+D -2-я стадия

Если скорость 1-й р.-медленная, а 2-я быстрая,то скорость процесса в целом определяется 1-й.

V(скорость)=kСа*Св2

Показатели степеней при концентрациях в кинет.ур-х называются порядками реакции,а их сумма общим порядком реакции.Порядки р.установливаются экспериментально,а не по стехиометрическим коэф-м. Иногда порядок может быть дробным, когда 2-я или другая(но не 1-я0стадии явл.лимитирующими.

27.Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Правила Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации и активированном комплексе. Катализ.

ФАКТОРЫ СКОРОСТИ Х.Р:

1)С(конц).Если С/ =>N/,n/(число столкновений),n/(число активных столкновений),V/(скорость)

2)t(темп).Если t/ =>V/(ск.движ-я молекул),N/,n/,V/(скорость).

УПРУГОЕ СТОЛКНОВЕНИЕ-при комнат.темп-ре ср.скорость движ-я частиц такова,что подоойдя др.к др. они испытывают отталкивание эл.облаков и расходятся в разные стороны.

Только те частицы у к-х Еквелика >>Еактив преодолеют отталкивание и провзаимодействуют.Эта энергия к-й должны обладать молекулы назыв-я ЭНЕРГИЕЙ АКТИВАЦИИ.

Ур.АРРЕНИУСА:k=А*е*(-Еакт/RT), где А-предэкспоненцальный(стирический) множитель(показ-т выгодность пространственного положения молекулы),е-экспонента..

Еакт-энергия необходимая для перевода 1моля вещ-ва в активное состояние.

КАТАЛИЗ (от греч. katalysis - разрушение) - ускорение химической реакции в присутствии веществ - катализаторов, которые взаимодействуют с реагентами, но в реакции не расходуются и не входят в состав продуктов. При гомогенном катализе исходные реагенты и катализатор находятся в одной фазе (газовой или жидкой), при гетерогенном - газообразные или жидкие реагенты взаимодействуют на поверхности твердого катализатора. Катализ обусловливает высокие скорости реакций при небольших температурах; предпочтительно образование определенного продукта из ряда возможных. Каталитические реакции являются основой многих химико-технологических процессов (напр., производства серной кислоты, некоторых полимеров, аммиака). Большинство процессов, происходящих в живых организмах, также являются каталитическими (ферментативными).

Катализатор-вещ-во к-е напрвляет реакцию по другому пути хар-сь малой Еакт.

ПРАВИЛО ВАНТ-ГОФА:В-Г установил что при повышении температуры на каждые 10градусов скорость р.увелич-ся на 2-4раза.

28.Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие и факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

Все хим.р.можно разбить на 2группы:

НЕОБРАТИМЫЕ=р,протекающие до конца-до полного израсходывания одного из реаг.вещ-в.

Н2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl

ОБРАТИМЫЕ-р,протек-ю не до конца;ни одного из реаг.вещ-в не израсходуется полностью.

3H2+N2=2NH3

ХИм.РАВНОВЕСИЕ-сост-е сист-мы,когда скорость прямой р.=скорости обратной.

Признаки Х.Р.:

1)при сохр-и внеш.условий сис-ма не меняется

2)при изменении условий t,p,c сис-ма приходит снова к сост.рановесия.

3)Конц-я вещ-в=const

ПРИНЦИП Ле-Шателье:если на сис-му наход-ся в равновесии оказать какое либо возддействие(t,p,c),то равновесие смещ-ся в сторону меньшего воздействия.

ФАКТОРЫ:

1)С 2)t 3)V



29.Дисперсные системы. Растворы. Физическая и химическая теория растворов. Растворимость веществ и факторы, влияющие на нее. Кристаллогидраты.

Дисперсные(раздробленные)сис-мы явл.гетерогенными. Сост.из сплошной неприрывной фазы-дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы-ДИСПЕРСНОЙ ФАЗЫ.Когда вещ-во находится в окр.среде в виде молекул или ионов,то такие р-ры называют истинными(гомогенными однофазными р-ми).Размер от 1ангстрема до 1нанометра.

Обязательным условием получения дисперсных систем явл.взаимная нерастворимость диспергируемого вещ-ва и дисперсионной среды.Например,нельзя получить каллоидные растворы сахара или хлорида натрия в воде,но они могут быть получ.в керосине или бензоле,в к-х эти вещ-ва практически не растворимы. Каллоидные растворы(суспензии,аэрозоли)бывают 3-х видов.

1)высоко дисперсные:(размер 10 -9 - 10 -7)

2)средне дисп-е(10 -7 - 10 -5)

3)грубодисп-е (10 -5 - 10 -3)

По содержанию раств.вещ-ва р-ры дел.на:

1)насыщ-е:(конц.раств-го вещ-ва=растворимость р-ра)

2)ненасыщ(конц.раств-го вещ-ва<растворимость р-ра)

3)перенасыщ-е:(конц.раств-го вещ-ва>растворимость р-ра)

КОНЦЕНТРАЦИЯ-кол-во раств.вещ-ва в ед.объема или в ед.массы.

КРИСТАЛЛОГИДРАТЫ-вещ-ва, в кристаллы которых входят молекулы воды.Содерж-ся в них вода называется кристаллизационной.Состав кристаллогидратов принято изображать формулами,показывающими,какое кол-во кристаллизационной воды содержит кристаллогидрат.Например,кристаллогидрат сульфата натрия(глауберовая соль)-Na2So4*10H20.



30.Способы выражения концентрации растворов: массовая доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная доля.

КОНЦЕНТРАЦИЯ-кол-во раств.вещ-ва в ед.объема или в ед.массы.

1)МАССОВАЯ ДОЛЯ-показывает ск-ко гр вещ-ва содерж.в 100гр р-ра.

амега=m1/m2*100%

2)МОЛЯРНАЯ КОНЦ-показывает ск-ко молей вещ-ва содер.в 1л р-ра.

Cм=m/M*V


3)МОЛЯЛЬНАЯ Конц-число молей раст-го вещ-ва приход-ся на 1кг раст-ля.

Cm=V(ню)раств.вещ-ва*1000/m(раст-ля0

4)МОЛЬНАЯ(МОЛЯРНАЯ) ДОЛЯ-отношение кол-ва растворенного вещ-ва(или раств-ля0к сумме количеств всех веществ,составляющих р-р.

N1=V1(ню)/V1(ню)+V2(ню)



31.Коллигативные свойства растворов: понижение давления пара, осмос, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов.

1-й(тонометрический)з-н РАУЛЯ:относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над р-ром равно молярой доле раств-го вещ-ва.

Понижение давления пара над р-рами приводит к тому что они кипят или замерзают при температурах, отличающихся от соответствующих температур чистого растворителя. Жидкость кипит или кристаллизуется когда давление ее насыщенного пара равно внешнему атмосферному давлению.

2-й(эбулиоскопический и криоскопический)з-ны РАУЛЯ: повышение темп-ры кипения и понижение темп-ры кристаллизации р-ра прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещ-ва.

Если перед р-ром и раств-лем поместить перегородку,проницаемую для молекул растворителя и непроницаемую для частиц растворенного вещ-ва, то происходит следующее явл-е.За ед.времени из слоя раств-ля в слой р-ра через перегородку будет проходить больше молекул раств-ля,чем в обратном направлении.Это приведет к тому,что слой р-ра начнет увелич-ся в ебъеме за счет разбавления его растворителем и совершать тем самым работу называемую ОСМОТИЧЕСКОЙ.

ОСМОС-явление односторонней диффузии растворителя в раствор через полупроницаемую перегородку.



32.Применение коллигативных свойств для определения молекулярных масс растворенных веществ. Криоскопия и эбулиоскопия.

Изучая замерзание и кипение р-ров,Рауль установил что для разбавленных р-ров неэлектролитов повышение темп-ры кипения и понижение темп-ры замерзания пропорциональны концентрации р-ров:

/\tкип=Em ; /\tзам=Km ;

здесь m-молярная конц-я(моляльность);Е-эбулиоскопическая,а K-криоскопическая постоянные,зависящие только от природы раств-ля,но не зависящие от природы раств-го вещ-ва.На измерениях темп-р кипения и замерзания р-ров основаны эбулиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс вещ-в.Оба метода широко исп-ся в химии,т.к.,применяя различные раств-ли можно определить молекулярные массы разнообраз-х вещ-в.



33.Растворы электролитов. Изотонический коэффициент и его физический смысл. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Гидратация ионов. Степень и константа диссоциации. Факторы, влияющие на степень диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Электролитами, то есть проводниками второго рода, называются вещества, которые в расплавленном или растворённом состоянии проводят электрический ток за счет движения ионов. Электролитами являются водные растворы солей, кислот и оснований, молекулы которых под действием растворителя диссоциируют на ионы.Количественно процесс диссоциации характеризуется некоторыми величинами, например, степенью электролитической диссоциации альфа и константой электролитической диссоциации, К.

Число, показывающее какая часть растворённого электролита находится в растворе в виде ионов, называется степенью электролитической диссоциации и выражается в %.

Электролиты считаются сильными, если значение альфа в их децинормальном состоянии раствора более 30 %, средними-альфа=3-30% и слабыми, если альфа меньше 3%.

Сильные:(соед-я с ионным типом связи,сильной ковал.полярной)

Средние:(соед-я с ковалент-й полярной)

Слабые:(соед-я с неполярной св)

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. В растворах слабых электролитов имеются и молекулы, и ионы растворённого вещества. Следовательно, диссоциация слабых электролитов представляет обратимый процесс, в результате которого устанавливается равновесие, подчиняющееся закону действия масс.

Константа равновесия-есть отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул. Чем больше способность электролита к диссоциации, тем больше значение константы. Константа диссоциации не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре есть величина постоянная.

K=альфа2*С/1-альфа

С уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает.

При введении в раствор слабого электролита какого-либо сильного электролита, образующего в результате диссоциации ионы, одинаковые с одним из ионов слабого (одноимённые ионы), равновесие смещается (в соответствии с принципом Ле-Шателье) в сторону образования недиссоциированных молекул слабого электролита.

ИЗОТОНИЧЕСКИЙ КОЭФ:

Величина осмотич.давления выражается уравнением:

P=CRT

Чтобы распространить это ур.на растворы с ненормальным осмотическим давлением,Ванг-Гофф ввел в него поправочный коэф-т i(изотонический коэф.),показывающий во ск-ко раз осмотическое давление больше нормального.



P=iCRT

Изотонич.Коэф.определяется для каждого р-ра экспериментальным путем-например,по понижению давления пара,или по понижению темп-ры замерзания,или по понижению темп-ры кипения.



34. Реакции обмена.Произведение растворимости. Условие образования осадка.

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА-реакции заключающиеся в обмене ионами м/у разлмчными электролитами.

Для нераств-го продукта АВ,образующему твердую фаза,процесс его диссоциации хар-ся константой равновесия Крав=[А+][В-],в выражение к-й не входит концентрация вещ-ва,находящегося в отдельной конденсированной фазе.Константа равновесия процесса диссоциации мало растворимого вещ-ва в его насыщенном р-ре называется ПРОИЗВЕДЕНИЕМ РАСТВОРИМОСТИ.

При равенстве произведения концентраций ионов реагентов произведению растворимости продукта, раствор по отношению к нему становится насыщенным.Поэтому при малейшем увеличении концентрации одного из исходных ионов равновесие смещается в стторону увеличения [А,В] и из р-ра начинает выделятся твердая фаза.Следовательно,необходимым условием образования осадка АВ явл-ся неравенство [А+][В-]>ПРав.



35.Ионное произведение воды. Водородный показатель. Кислотно-основные индикаторы.

Поскольку степень диссоциации воды очень мала,то концентрация недиссоциированных молекул Н2О в воде практически равна общей концентрации воды,т.е.55,55моль/л.в разбавленных водных р-рах концентрацию воды можно считать такой же.

[H+][OH-]=Kн2о

полученное ур.показывает,что для воды и разбавленных р-ров при неизменной темп-ре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная.Эта пост.величина назыв-я ИОННЫм ПРОИЗВЕДЕНИЕМ ВОДЫ.В чистой воде при темп-ре 25градусов Цельсия Kн2о=[H+]*[OH-]=10 -7*10 -7=10 -14

ИНДИКАТОРЫ:

Метил оранжевый:кислая-красный(рН<3,1);нейтральная-оранжевый(3,1


4,4)

Фенолфталеин:кислая-бесцветный(рН<8,0);нейтральная-бледно-малиновый(8,0


8).

Лакмус:кислая-красный(рН<5);нейтральная-фиолетовый(5


8)

36.Гидролиз солей Степень и константа гидролиза.

Гидролиз – обменное взаимодействие ионов соли с молекулой воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды.

Поскольку ионы металлов несут на себе положительные заряды, они притягивают к себе неподеленные электронные пары молекул воды. Это взаимодействие, называемое гидратацией, и является главной причиной растворения солей металлов в воде.

Количественно гидролиз характеризуется двумя величинами: степенью гидролиза и константой гидролиза.

Степень гидролиза=число гидролизированных молекул соли/общее число растворенных молекул соли.

Константа гидролиза (Кг)связана с ионным произведением воды (Кв) и константой диссоциации (Кд) слабого электролита, образующегося в результате гидролиза следующим соотношением:Кг=Кв/Кд.

Степень гидролиза связана с константой гидролиза и исходной концентрацией гидролизующихся ионов соотношением, аналогичным закону Оствальда:

Степень гидролиза=корень кв.из(константа гидролиза/исходная концентрация гидролизирующихся ионов).



37.Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Методы подбора коэффициентов окислительно-восстановительных реакции. Важнейшие окислители и восстановители.

ОВР-р.идущие с изменением степени окисления эл-в.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ-условный заряд ионов вычисленный из предположения электронейтральности молекулы.

Типы ОВР:

1)межмолек-е(о-ль и в-ль разные эл-ты в разн-х вещ-вах):2Na+2H2O=2NaOH+H2

2)внутримолек-е(о-ль и в-ль разные эл-ты, но в одном и том же вещ-ве):KClO3=KCl+O2

3)диспрапорционир-е(о-ль и в-ль один и тот же эл-т в одном и том же вещ-ве):Cl2+H2O=HClO+HCl

МЕТОДЫ СОСТ-я ОВР:

1)эл.баланс:число принятых и отданных е равно.

2)полуреакции:учитывает ионы реально сущ-ие в р-ре,а также его среду.

ВАЖНЕЙШИЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ:металлы,водород,углерод,Н2S,галогены

ВАЖНЕЙШИЕ ОКИСЛИТЕЛИ:СО,HNO3,O2,K2MnO4,K2MnO4,MnO2



38.Химические источники тока. Гальванический элемент. ЭДС гальванического элемента.

Г/Э-устройство для преобраз-я хим.энергии в электрическую.Представляет собой два электрода из ме, опущенных в р-ры своих солей и соед-х внешней(проводник)и внутренней(мембрана)цепью.

Если эл-ды выполнены из одного и того же ме,опущены в р-р одного и того же эл-лита,но разных концентраций,то такой г/э назыв-я концинтрационным.

ЭДС-максимальное значение напряжения г/э, соответствущее обратимому протеканию реакции.



39.Понятие электродного потенциала. Ряд стандартных окислительно – восстановительных потенциалов. Факторы, влияющие на величину электродного потенциала.

Абсолютные значения стандарт-х электродных потенциалов ме не возможно измерить напрямую,поэтому их сравнивают с др.электродом, потенциал которого принимают равным нулю. В кач-ве эл-да сравнения исп.водородный эл-д,потенциал к-го равен 0В.Стандарт-й водородный эл-д-это эл-д выполненный из платины,поверхность к-го покрыта платиновой чернью и опущена в р-р H2SO4.

СТАНДАРТНЫЙ ЭЛ.ПОТЕНЦИАЛ-потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нем вещ-в,равных единице.

РЯД СТ.ЭЛ.ПОТЕНЦИАЛОВ: Li,Cs,Rb,K,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Be,Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Cd,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Hg,Ag,Pt,Au.

Ряд ст.эл.потенциалов ме,расположенных в порядке возрастания их алгебраич.значений называют электрохимическим рядом напряжений ме.

ФАКТОРЫ ВЛИЯЮЩИЕ НА ВЕЛЕЧИНУ ЭЛ.ПОТЕНЦИАЛОВ:

1)природа вещ-в

2)соотношение м/у концентрациями этих вещ-в

3)темп-ра системы.

40. Электролиз. Законы Фарадея.

ЭЛЕКТРОЛИЗ- ОВ процессы протекающие на электродах под действием эл.тока.

То есть при электролизе происходит превращение электрической энергии в химическую. Электролиз осуществляется в специальных сосудах-электролизёрах, которые заполняют электролитом. В электролит помещают два электрода, один из которых соединён с положительным полюсом внешнего источника тока – анодом, другой с отрицательным – катодом.Электролиз возможен только при наложении на электроды внешнего тока достаточной величины.

Процессы, происходящие на электродах, а также состав продуктов электролизёра, зависит от состава электролита и от материала анода.

ЭЛЕКТРОЛИЗ РАСПЛАВОВ СОЛЕЙ:

NaCl=Na+ + Cl-

(-)катод:Na+ +e=Na0

(+)анод:2Сl- -2e=2Cl0

ЭЛЕКТРОЛИЗ ВОДНЫх Р-Р СОЛЕЙ:процесс усложняется тем,что возможно участие воды.Она может либо о-ся либо в-ся.

Катодные процессы:

1)Li-Al:на катоде восст-я молекулы воды с обр-м Н2.

2Н2О +2e=H2 + 2OH-

2)Mn-Mo:на катоде идет 2процесса:вост-е молекул Н2О и вост-е катионов ме.

Меn+ +ne=Me0

2Н2О +2e=H2 + 2OH-

3)Sn-Au:на катоде восст-я катионы ме

Меn+ +ne=Me0

АНОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ:

1)Если эл-зу подвергается соль бескислородной к-ты,то на аноде о-ся анионы этой к-ты.

2Cl- -2e=2Cl0

2)Если эл-зу подвергается соль кислородосодержащей к-ты,то на аноде о-ся молекулы воды с образованием О2.

2Н2О -4у=О2 + 4Н+

ПЕРВИЧНЫЕ ПРОДУКТЫ-выделяются на самих эл-дах.

ВТОРИЧНЫЕ ПРОДУКТЫ-обр-ся в прикатодном или прианодном пространстве.

ЗАКОНЫ ФАРАДЕЯ:

1-й з-н Фарадея6кол-во вещ-ва выделяемого на эл-дах прямопропорционально кол-ву электричества пропущенного через р-р эл-лита.

m=Э*I*t/F

2-й з-н Фарадея:при пропускании через ряд эл-литов равног кол-ва электричества на электродах выдел-ся эквивалентные кол-ва вещ-в.



КОРРОЗИЯ.ОСНОВНЫЕ ВИДЫ:

Коррозия-самопроизвольный процесс разрушения ме вследстие физико-хим.взаимодействия с окр.средой.

Это О-В процесс.В рез-те коррозии ме переходит в окисленное ионное состояние с образованием соответствующих соед-й.В зависимости от пути переход ме в окисленное сост-е различают 2 мех-ма коррозии: химический и электрохимический.

Виды коррозии:в зависимости от скорости разруш-я ме различ-т 7видов коррозии.

1)равномерная 2)пятна 3)точечная 4)питтинг 5)межкриисталлитная 6)растрескивающаяся 7)селективная

Скорость коррозии хар-т несколько показателей:

1)массовый-хар-т потерю массы(г,кг)за ед.времени(с,ч,год)отнесенную к ед.площади образца. Ед.измерения:г/ч*м2, г/год*м2

2)глубинный-выражается уменьшенем толщины ме в ед.времени.Ед.измерения:мм/год

3)балльный-все ме хар-т по 10балльный шкале прочности.

Механизм газовой коррозии.Коэф.Бедворда.

ХИМИЧЕСКАЯ Коррозия-разруш-е ме окислением его в окр.среде без возникновения эл.тока.

При хим.коррозии происходит переход ме в ионное сост-е и восстановление агрессивного сост-я одновременно.

Хим.коррозию различают по условиям протекания:

1)газовая-в газах и парах происходит без конденсации влаги на поверх-ти ме.(при выс.тем-ре).

2)коррозия в неэл-литах-(нефть,толуол)процесс хар-й для эксплуатации хим.оборудования.

Газовая коррозия зависит от св-в ме.На поверхности ме образуется оксидная пленка.Признаки: потускнение,потемнение.По мере утолщения пленки затрудняется доступ О2 и коррозия замедляется. Скорость утолщения пленки зависит от скорости диффузии ионов ме и О2 через толщу оксидной пленки, а не от скорости коррозии.

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКАЯ Коррозия-разруш-е ме в рез-те образ-я микро- и макрогальванопар на поверхности ме, она сопровождается возникновением эл.тока. При ЭХК происходит анодное растворение ме и катодное восстановление окислителя.Протекает в эл-литах,в атмосфере,в почве. Окислителем при коррозии служат:О2,Cl2,H+,Fe3+,NO3-.

1)Коррозия Al-Cu в р-ре H2SO4:

(-)анод: Al -3e=Al3+

(+)катод:2H+ +2e=H2

(-)Al0|Al3+||2H+|H2,Cu(+)

продукт коррозии Al2(SO4)3

Коррозия железа в атмосфере влажного газа:

(-)анод: Fe -2e=Fe2+

(+)катод:2H2O + O2 +4e=4OH-

(-)Fe|Fe2+||H2O,O2|4OH-(+)

ЯВЛЕНИЕ ПОЛЯРИЗАЦИИ.ЕЕ ЗНАЧЕНИЕ.ВОДОРОДНАЯ и КИСЛОРОДНАЯ ДЕПОЛЯРИЗАЦИЯ.

Коррозийный г/э работает если реакции на катоде и на аноде не прекращаются.Аднако со временем потенциалы меняются. Процесс изменения потенциалов называют ПОЛЯРИЗАЦИЕЙ. Она возникает вследствии отставания электродных процессов от перетока е в г/э. Анодный процесс выхода ионов ме в эл-лит отстает от перетока е от анода к катоду,это приводит к уменьшению отриц.заряда на поверхности анода и делает потенциал анода более положительным.Катодный процесс (притяжение е)отстает от поступления на катод е,что приводит к увеличению отриц.заряда.

Поляризация см точки зрения защиты ме от коррозии - явление положительное. В реальных условиях всегда есть вещ-ва к-е устраняют или уменьшают явл.поляризации. Этот процесс называется ДЕПОЛЯРИЗАЦИЕЙ.

Деполяризатор-вещ-во принимающее на себя е ме. При рН<7 деполяризатор - Н2.(2H2+ +2e=H2). При рН~7 - деполяризатор О2.(О2 + 2Н2О +4e=4OH-).

!!!Причина поляризации:разная скорость анодного окисления и катодного восстановления и скорость перетока е.

При коррозии с кислород-й деполяризацией на поверх-ти стали обр-ся труднорастворимые в воде фазовые пленки.Если эти пленки не имеют должной сплошности,то они могут вызвать резкую локализацию разрушения.

При коррозии с водород-й деполяризацией продукты полностью переходят в р-р и может наблюдаться относительно равномерная коррозия.

МЕТОДЫ ЗАЩИТЫ МЕ ОТ КОРРОЗИИ:

1)создание рац.конструкций,правильный выбор ме должны обеспечивать коррозионную устойчивость.

2)Обработка окр.среды для разных видов коррозии:

а)удаление или снижение концентрации вещ-в вызывающих коррозию.

б)введение ингибиторов коррозии.

Пример:при высокотемпературной газовой коррозии,полностью удалить О2 нельзя,тогда все сводится к удалению примисей, наличие которых разрушает оксидн.пленки.

3)Защитные покрытия от низкотемпературной коррозии:

а):


1)смазка неокисляемыми маслами-наносят при повыш.темп-ре,застывая образ-т пленку)

2)покраска

3)лакирование6нанесение ВМС в летучем раств-ле на поверх-ть ме(раств-ль улитучивается-остается лак).

б):


1)оксидирование-установление на поверх-ти ме оксидной пленки,через к-ю диффузия О2 была бы мала.

2)фосфатирование-осаждение нераств-х фосфатов этого ме на поверхности ме.

в)металлич.защитные покрытия:ме для покрытия выбирают так чтобы их оксидный слой предотвращал коррозию(Al,Zn,Cr,Pb,Ni) или ме пассивный по хим.св-вам(Ag,Au,Cu).

4)Электрохимическая защита-защита с помощью эл.тока.



ЗАЩИТНЫЕ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ ПОКРЫТИЯ:

Металлич.защитные покрытия:ме для покрытия выбирают так чтобы их оксидный слой предотвращал коррозию(Al,Zn,Cr,Pb,Ni) или ме пассивный по хим.св-вам(Ag,Au,Cu).

Методы нанесения защ.покрытий от высокотемпературной коррозии:

1)Окунание-исп.для нанесения легкоплавких ме на тугоплавкие.(Sn,Pb,Zn)

2)Метализация-нанесение ме покрытий распылением жидких ме.

3)Плакирование-нанесение совместных пленок путем совместного проката(объемное легтрование).В процессе получения ме добавляют добавки,к-е обладают высокой диффузионной способностью,проникают на поверхность и образуют оксидные пленки.

4)Электрохимический(ЗАЩИТА С ПОМОЩЬЮ ВНЕШНЕГО ПОТЕНЦИАЛА)-при работе гальванопар анод разруш-ся переходя в ионное сост-е развивая отриц.потенциал.если на изделие из вне наложить отриц.потенциал больше чем развивает при гальванопаре анод,то процесс прекратится.

2 Метода:

1)метод протектора-к изделию,подвергающемуся ЭХК, подключают деталь-проттектор из еще более активного ме, чем ме изделия.Протектор разруш-ся, а осн.ме сохраняется.

Sn -2e=Sn2+

Zn -2e=Zn2+

Zn разруш-сь развивает отриц.потенциал больше чем у гальванопары Cu-Sn => Zn-протектор.



2)защита внешним потенциалом-подключение внешнего ист.тока(подкл.трансформатора к трубе,которую нужно защитить от коррозии под землей).




Похожие:

1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconВопросы к зачету по химии
...
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconАтомно-молекулярное учение и его законы
Химия наука о веществах, изучающая их состав, строение, свойства, а также превращения веществ, на сопровождающиеся изменением состава...
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconК I коллоквиуму ст (280100 строительство) Основные понятия по химии. Стехиометрические законы. Закон
Закон эквивалентов, фактор эквивалентности, определение молярной массы химического эквивалента простых и сложных веществ
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconК I коллоквиуму вп (280100 природообустройство и водопользование) Основные понятия по химии. Стехиометрические законы. Закон
Закон эквивалентов, фактор эквивалентности, определение молярной массы химического эквивалента простых и сложных веществ
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconПриведите примеры кр соед., относ к гомомолек и гетеромолек
Тип а – молек моносист кр с молек один хиральности – правой или левой p 21, Z=2(1)
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconПрограмма курса «Философские проблемы химии» Каржина Г. А. Тема Предмет и задачи химии
Тема Предмет и задачи химии. Место химии в системе наук. Химия как наука, изучающая состав, строение и свойства вещества на атомно-молекулярном...
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconПрограмма вступительных испытаний для поступающих на бакалавриат по направлению
Атомно-молекулярное учение. Молекулы. Атомы. Относительная атомная и относительная молекулярная массы. Закон сохранения массы, его...
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconЗаконы стехиометрии. Закон сохранения массы веществ. Законы стехиометрии. Закон постоянства состава
Основное содержание атомно-молекулярного учения. Простое вещество и химический элемент
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconЦивилизация древнего Рима, осн этапы развития и черты
Так как именно в этом месте в то время зародились основные и универсальные законы, нормы, концепции управления человеческим обществом...
1. Атомно-молек-е учение. Осн стехиометрические законы химии iconПрограмма по химии Теория строения вещества. Основные законы химии
Атом. Молекула. Химический элемент. Вещество. Молекулярные и структурные формулы
Разместите кнопку на своём сайте:
ru.convdocs.org


База данных защищена авторским правом ©ru.convdocs.org 2016
обратиться к администрации
ru.convdocs.org