- •7. Правила заполнения электронами атомных орбиталей (принцип минимальной энергии, правило Клечковского, правила Паули и Гунда.)
- •Гидролиз солей: типы, константа и степень гидролиза.
- •Сильные (активность, коэффициент активности, ионная сила) электролиты.
- •Химические источники тока: гальванические элементы (эдс)
- •Пример - батарейка
- •Коррозия металлов: химическая
- •34. Понятие о комплексных соединениях: строение, номенклатура.
- •1.Основные законы и понятия в химии.
- •Константа воды. Водородный показатель (pH).
- •28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.
- •Идеальные растворы. Растворы неэлектролитов: понятия диффузии и осмоса. Разбавленные и концентрированные растворы; насыщенный раствор.
- •2.Оксиды, типы оксидов. Методы получения, химические свойства, номенклатура основных, кислотных, амфотерных.
- •Буферные растворы.
№ группы = указывает наивысшую положительную степень окисления
8–№ группы = указывает низшую отрицательную степень окисления
Реакции, протекающие с изменением степени окисления – окислительно-восстановительные реакции (ОВР).
– ОВР
– не ОВР
Окисление – процесс отдачи электронов веществом, т.е. повышение степени окисления элемента (например: (с 0 до +2)).
Вещества, отдающие свои электроны в процессе реакции, называются восстановителями ( из восстановленной формы в окисленную).
К типичным восстановителям относятся простые вещества: металлы, , анионы, содержащие атомы с низкой степени окисления.
Восстановление – процесс смещения электронов к веществу, т.е. понижение степени окисления элемента (например: (с +2 до 0)).
Вещества, принимающие чужие электроны в процессе реакции, называются окислителями ( из окисленной формы в восстановленную).
в восстановленную).
К типичным окислителям относятся простые вещества, атомы которых характеризуются высокой электроотрицательностью: (галогены, ), соединения (пероксиды), соединения благородных газов (), катионы и анионы, содержащие атомы с высокой степенью окисления ().
Окисление и восстановление протекают как единый процесс:
-восстановитель, – окислитель.
Число электронов, принимающих участие в окислении равно числу электронов, принимающих участие в восстановлении.
Существует 3 типа ОВР:
1.межмолекулярные ();
-
2.внутримолекулярные (окислителем и восстановителем могут быть атомы одной и той же молекулы) ();
-
3.диспропорционирования (окисление и восстановление атомов или ионов одного и того же элемента) ().
-
28. Окислительно-восстановительные реакции: степень окисления, окислитель и восстановитель (важнейшие окислители и восстановители), типы окислительно-восстановительных реакций.
Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Степень окисления – воображаемый заряд атома в соединении, вычисляемый, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов (+, –, 0).
-
1. Степень окисления элемента в простом веществе, например в Na или в равна 0.
-
2. Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в ионном соединении, например , равна заряду данного иона.
-
3. В соединении с ковалентными полярными связями отрицательный заряд относят к более электроотрицательному элементу, причём применимы следующие степени окисления:
а.F = -1
b.O = -2 , исключение: пероксиды = -1; надпероксиды = - 1/2,; озониды = - 1/3;
c.H = +1 исключение солеобразующие гидриды LiH = -1
d.щелочные Me = + 1
-
e. Щелочноземельные Ме = +2
Произведение растворимости.
Применение закона действующих масс к гетерогенной системе, в которой находятся и осадок и раствор в равновесии: даёт выражение константы
равновесия: (произведение растворимости).
Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентраций его ионов, возведённых в степень с показателем, равным стехиометрическому коэффициенту при данном ионе, при данной температуре – величина постоянная.
Произведение растворимости , как и коэффициент диссоциации зависит от природы растворённого вещества, природы растворителя и температуры.
Произведение растворимости характеризует сравнительную растворимость однотипных веществ: чем больше произведение растворимости данного вещества, тем больше его растворимость.
13
Топливные элементы – элементы, в которых окислитель и восстановитель хранятся вне элемента и в процессе работы раздельно подаются к электродам, которые не расходуются.
Удельная энергия топливных элементов значительно выше удельной энергии гальванических элементов.
В топливных элементах используются жидкие или газообразные восстановители (, , ) и окислители (обычно воздуха).
В отличие от гальванических элементов, топливные элементы не могут работать без вспомогательных устройств.
Электрохимическая энергоустановка – установка, состоящая из:
-
- батареи топливных элементов,
-
- системы хранения, обработки и подвода топлива и окислителя,
-
- системы отвода продуктов реакции,
-
- системы поддержания и регулирования температуры в элементах,
-
- преобразователя тока и напряжения.
Аккумуляторы – устройства, в которых электрическая энергия превращается в химическую энергию, а химическая – снова в электрическую. а процесс превращения химической энергии в электрическую – разрядом аккумулятора.
При заряде аккумулятор работает как электролизёр, при разряде – как гальванический элемент.
-
Процесс заряда-разряда аккумулятора осуществляется многократно.
-
Наиболее распространёнными являются свинцовые аккумуляторы, в которых в качестве электродов используются -решётки, а в качестве электролита – раствор и дистиллированной (поэтому они ещё называются кислотными аккумуляторами). -решётки вначале заполняются , который при взаимодействии с превращается в . Электроды разделяются друг от друга раствором и сепараторами. Аккумуляторы соединяют в батарею, которую помещают в баки из эбонита или полипропилена.
(суммарная реакция)
14
14
Гибридизация атомных орбиталей. - и -связи: При участии в образовании -связей орбиталей разных типов, например, в молекуле следовало бы ожидать формирование связей, отличающихся друг от друга по длине и прочности. Однако все связи − равноценны и располагаются симметрично друг другу. В рамках МВС эти факты объясняются на основе концепции гибридизации атомных валентных орбиталей. Согласно ей в валентных состояниях электроны распределяются не на чистых S и P орбиталях, а на смешанных (гибридных). Число гибридных равно числу атомных орбиталей. Гибридные орбитали одинаковы по форме и энергии. В отличии от атомных орбиталей гибридные более вытянуты в направлении образования химической связи.
Типы гибридизаций:
SP3 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 3P орбиталей,
SP2 – гибридизация – при взаимодействии 1S и 2P орбиталей,
SP – гибридизация – при взаимодействии 1S и 1P орбиталей
Доля s-орбитали составляет:
SP- гибридизации – 50%,
SP2- гибридизации – 34%,SP3- гибридизации – 25%.
15
25
Энергия активации (активированный комплекс, энергетические диаграммы экзо- и эндотермических реакций, влияние катализаторов, уравнение Аррениуса). Катализ (гомогенный и гетерогенный; ферменты, промоторы, ингибиторы).
Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной Е по сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.
Активированный комплекс
Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации . Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.
Изменение Е в ходе реакции:
Е выделяется (экзотермическая)
С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.
Константа химической реакции связана с : , где А – предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).
Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Катализаторы – вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.
промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.
Существуют 2 вида катализаторов:
Гомокатализаторы (окислениеСО)
Гетерокатализаторы (окисление SO2 до SO3)
Биологические катализаторы – ферменты.
Ингибиторы – вещества, замедляющие химической реакции.
Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов.
25
25
27
27
27