Характеристика растворов. Процесс растворения.

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. Деление это довольно условно, а для веществ, смешивающихся в любых соотношениях (вода и ацетон, золото и серебро), лишено смысла. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве. Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями. 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. Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия. Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли. Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.

Билет №4

Чем определяется место элемента в периоде, группе, подгруппе?

В периодической системе Д.И.Менделеева химические элементы располагаются в определенной последовательности. Эта последовательность тесно связана со строением атомов этих элементов. Каждому химическому элементу в системе присвоен порядковый номер, кроме того, для него можно указать номер периода, номер группы, вид подгруппы. Место элемента в периоде определяется валентностью. В группе числом энергетических уровней. В подгруппе числом валентных электронов (число валентных электронов в группе может не соответствовать номеру группы )

Ионная связь.

Связь, возникшая между атомами с резко выраженными противоположными свойствами (типичным металлом и типичным неметаллом), между которыми возникают силы электростатического притяжения, называется электровалентной, или ионной связью. Соединения, образовавшиеся путем притяжения ионов, называются гетерополярными, или ионными. (FrF – самое типичное ионное соединение, NaCl). Образование таких соединений получается из атомов, резко отличающихся по значению электроотрицательности, в результате перехода электронов от атомов одних элементов к другим. Ионные соединения возникают между элементами I и II групп с элементами главных подгрупп VI и VII групп. Типичные металлы имеют на внешнем энергетическом уровне не более 3-х электронов, которые они отдают, превращаясь в положительно заряженные катионы, а типичные неметаллы, имеющие 6–7 электронов на внешнем валентном уровне, принимают недостающие электроны, превращаясь в отрицательно заряженные катионы, т. е. электронные оболочки соединяющихся элементов превращаются в электронную оболочку (завершенный уровень) благородных газов. Вещества с ионной связью имеют кристаллическую решетку, твердые, являются электролитами, с высокими температурами кипения и плавления, при растворении в воде или плавлении проявляют свойства сильных электролитов. Ионная связь – производная ковалентной связи в результате односторонней поляризации общей электронной пары, переходящей во владение одного из соединяющихся атомов.

Одностороннюю поляризацию осуществляет атом хлора, обладающего ярко выраженными неметаллическими свойствами. Электроны переходят от атома натрия, имеющего типичные металлические свойства, к атому хлора. В результате к атому хлора смещается общее электронное облако. Ионная связь – высшая степень ковалентной неполярной связи. Ко-валентная полярная связь является промежуточной формой между ионной и ковалентной неполярной связью. Природа образования ко-валентной и ионной связи едина, принципиальных отличий не существует. Различие состоит в степени поляризации. Ионной связи характерны ненасыщаемость – каждый ион, взаимодействуя с противоположным во всех направлениях, не компенсирует силовые поля, и ненаправленность – любой ион в любом направлении способен притягивать к себе ион противоположного заряда. В результате этих свойств ионные соединения представляют собой твердые тела с ионной кристаллической решеткой. 100 %-ной ионной связи не существует. Существует степень или доля ионности связи – в соединении СsF ионная связь имеет долю 89 %.

Билет №5

Какие процессы будут протекать при помещении цинковой или железной пластины в раствор соединения меди (II), а медной пластинки – в раствор соединений серебра (I)?

При помещении железной пластинки в раствор сульфата меди, масса пластины увеличилась, т.к. на ней выделалась чистая медь:

Fe + CuSO₄=FeSO₄+Cu↓

При помещении медной пластинки в раствор нитрата серебра. Масса пластинки увеличилась, т.к. она покрылась слоем серебра:

Cu + AgNO =CuNO₃ +Ag↓

Водородная связь.

В 80-х годах XIX в. М.А. Ильинский и Н.Н. Бекетов установили, что атом водорода, соединенный с атомом фтора, кислорода или азота, способен образовывать еще одну дополнительную связь – то есть некоторые водородосодер-жащие группы атомов образуют химическую связь, электроотрицательные атомы которой входят в состав молекулы. Этот вид связи получил названиеводородная связь.

Водородная связь – взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или нескольких разных молекул при помощи атома водорода: А—Н...В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками – водородная связь).

Для водородной связи характерно электростатическое притяжение водорода (несущего положительный заряд ?+) к атому электроотрицательного элемента, имеющего отрицательный заряд ?-. Чаще всего она слабее ковалентной, но сильнее обычного притяжения молекул друг к другу в твердых и жидких веществах.

Водородная связь отличается от межмолекулярных взаимодействий тем, что обладает свойствами направленности и насыщаемости.

Водородная связь считается разновидностью ковалентной химической связи. Описывается при помощи метода молекулярных орбита-лей в виде трехцентровой двухэлектронной связи.

Признак наличия водородной связи – расстояние между атомом водорода и другим атомом, ее образующим, меньше, чем общая сумма радиусов этих атомов.

Чаще встречаются несимметричные водородные связи (расстояние Н...В>А—В), редко – симметричные (HF).

Угол между атомами А—Н...В ~180o.

Водородная связь присутствует во многих химических соединениях. Образуется между наиболее электроотрицательными элементами (фтор, азот, кислород), реже – в некоторых других (хлор, сера).

Наиболее прочные водородные связи имеются в воде, фтороводороде, кислородсодержащих неорганических кислотах, карбоновых кислотах, фенолах, спиртах, аммиаке, аминах.

При кристаллизации водородные связи сохраняются.

Кристаллические решетки водородных связей:

цепи (метанол);

плоские двухмерные слои (борная кислота);

пространственные трехмерные сетки (лед).

Внутримолекулярная водородная связь– водородная связь, объединяющая части одной молекулы.

Межмолекулярная водородная связь – водородная связь, образующаяся между атомом водорода одной молекулы и атомом неметалла другой молекулы.

Билет №6

В чем отличие фтора по отношению в воде и щелочам от поведения других галогенов?

Фтор реагирует с водой со взрывом с образованием атомарного кислорода:

H₂O+F₂=2HF+O

Остальные галогены реагируют с водой по следующей схеме:

Гал0₂+Н₂ОНГал^-1+НГал⁺¹О (например: Сl₂+Н₂OНСl+НСlO )

Взаимодействие с щелочами

2F₂ + 2NаОН = 2NаF + OF₂ + H₂O.

Cl₂ + KOH = KClO + KCl (на холоде);

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3Н₂О (при нагревании).

Гибридизация атомных электронных орбиталей.

ГИБРИДИЗАЦИЯ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ , квантовохим. способ описанияперестройки орбиталей атома в молекуле по сравнению со своб. атомом. Являясьформальным мат. приемом, гибридизация атомных орбиталей позволяет отразить нарушение сферич.симметрии распределения электронной плотности атома при образовании хим.связи. Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон молекулы вблизи выделенногоатомного ядра характеризуется не отдельной атомной орбиталью (АО), а линейнойкомбинацией атомных орбита-лей с разл. значениями азимутального и магнитногоквантовых чисел. Такая линейная комбинация наз. гибридной (гибридизированной)орбиталью (ГО). Как правило, гибридизация затрагивает лишь высшие и близкиепо энергии занятые АО своб. атома. Напр., для атомов элементов второгопериода периодич. системы типичная форма ГО -линейнаякомбинация 2s-орбитали и2р-орбиталей , , с численными коэффициентами и

ГО обладают более низкой симметрией, чем составляющие их АО. Так, распределениеэлектронной плотности, отвечающее указанной ГО ,смещено от атомного ядра в направлении вектора п с координатами ; вектор п является осью симметрии ГО (рис. 1). При изменении ориентациив пространстве осей координат коэффициенты линейной комбинации могут изменяться,однако остается постоянным отношение сумм квадратов коэффициентов для данногозначения азимутального квантового числа. Это отношение определяет тип ГО.Напр., орбиталь относитсяк типу s^ap^b, где а и b- числа,подобранные так, чтобы .Обычно принимают а — 1, b = 1, 2 или 3.

Как правило, гибридные орбитали данного атома в молекуле относятся кодному типу, к-рый называют типом гибридизации атома. Так, атом N в молекулеаммиака имеет гибридизацию типа sp³, атом С в молекуле этилена -sp²-гибридизацию, атом С в молекуле ацетилена — sp-гибридизацию.Это дает основание отождествлять тип гибридизации атома в молекуле с символомего некоей гипотетич. электронной конфигурации.

Обычно система ГО строится таким образом, чтобы для разных орбиталейодного атома интегралы перекрывания были равны нулю (см. Молекулярныеинтегралы). Кроме того, каждая орбиталь в молекуле либо остается негибридизированнойАО, либо выбирается гибридизированной по определенному типу. Этим требованиямудовлетворяют неск. наборов орбиталей. Напр., атом О в молекуле Н₂Оможно считать как sp²-, так и 5р³-гибридизированным.Оси симметрии всех орбиталей обычно образуют симметричную фигуру (см. рис.2). Операции симметрии этой фигуры переводят ГО одного атома друг в друга.Такие ГО наз. эквивалентными. Напр., линейная комбинация четырех валентныхАО атома С приводит к четырем 5р³-гибридным орбиталям, оси симметриик-рых по отношению друг к другу расположены под углом 109,5°, т.е. направленыпо углам тетраэдра (рис. 2, в).

Рис. 1. Гибридная орбиталь, образованная из 2s- и 2р-атомных орбиталей;х, у, z- координатные оси, п-ось симметрии.

Рис. 2. Система гибридных орбиталей 5р"-типа (1, 2, 3, 4); о, б,в соответствуют п = 1, 2, 3. Оси симметрии негибридизированных атомныхорбиталей изображены отрезками. Стрелками указано направление смещенияэлектронной плотности.

Представление о гибридизации атомных орбиталей используется для изучения закономерностей измененияэлектронной плотности молекулы вблизи к.-л. атомного ядра в зависимостиот его окружения, т.е. позволяет установить связь между электронным строениеммолекулы и ее структурой. При этом возможны разл. подходы к анализу этойсвязи. Если известно геом. расположение атомных ядер, расчет волновой ф-циимолекулы можно свести к изучению парных взаимод. соседних атомов (см. Валентныхсвязей метод, Молекулярных орбиталей методы). Для такого расчета выбираютодну из возможных систем ГО и располагают ее в пространстве так, чтобыобеспечить макс. перекрывание отдельных пар ГО разных атомов. Другой подходприменяется в неэмпирических методах квантовой химии, в к-рых всевзаимод. атомов в молекуле учитываются одновременно и волновая ф-ция молекулыне зависит от того, атомные или гибридизированные орбитали используютсядля расчета. В этом случае ГО строят после определения волновой ф-ции молекулытаким образом, чтобы в отдельных областях пространства распределение электроннойплотности можно было описать одной ГО. В обоих подходах тип гибридизации атомных орбиталей обусловленгеом. конфигурацией молекулы и для большинства равновесных конфигурацийоба подхода приводят к близким формам ГО.

В теоретич. химии для систематизации эксперимент. данных о равновесныхконфигурациях молекул часто применяют феноменологич. подход, в рамках к-рогоатомы данного элемента склонны к гибридизации определенного типа, а типгибридизации определяет взаимное расположение ядер ближайшего окружения.Отклонение конфигурации молекулы от симметричной связывают с взаимод. хим.связей (напр., с отталкиванием пар электронов, образующих связь). В такойформе представления о гибридизации атомных орбиталей используются в стереохимии.

Понятие о гибридизации атомных орбиталей введено в химию Л. Полингом в 1931

Билет №7

Элементами какого типа начинается и заканчивается каждый период?

Каждый период начинается s-элементами (щелочные металлы, на их внешнем энергетическом уровне находится 1электрон). Заканчивается р-элементами (благородными газами, на последнем уровне 8 электронов).

Термодинамические величины. Внутренняя энергия и энтальпия.

   Каждое вещество, точнее химическая термодинамическая система при постоянных физических условиях (давление p, температура T) обладает определенным запасом энергии, называемым внутренней энергией (обозначение U).

Термодинамическая система - произвольно выбранная часть пространства, содержащая одно или несколько веществ. От окружающей (внешней) среды система отделена реальной или воображаемой оболочкой (поверхностью раздела). Для неизолированных систем (закрытых, открытых) возможна передача энергии через поверхность раздела. Для изолированных систем обмен энергией с окружающей средой невозможен.

Внутренняя энергия системы, содержащей только это вещество, представляет собой энергию хаотического (теплового) движения всех микрочастиц вещества и энергию взаимодействия этих частиц, но не включает кинетическую энергию движения системы как целого и ее потенциальную энергию во внешних силовых полях.

Внутренняя энергия – это функция состояния системы и ее не следует путать с параметрами (физическими условиями) существования вещества - температурой и давлением (или объем V). Значения p, T и V доступны для непосредственного измерения, а определить запас внутренней энергии вещества невозможно. Для химии интерес представляет не само абсолютное значение внутренней энергии, а изменение внутренней энергии ΔU, вызванное изменением состояния вещества, происходящим при химических процессах. Таким образом, величина ΔU есть результат протекания в системе любого процесса.

Изменение внутренней энергии веществ, участвующих в реакции, при постоянном объеме принято кратко называть внутренней энергией реакции. Поскольку все химические реакции сопровождаются перераспределением (обменом) внутренней энергии, сумма внутренней энергии продуктов отличается от суммы внутренней энергии реагентов на значение внутренней энергии реакции:

ΔU = ∑Uпродуктов - ∑Uреагентов

Единицей внутренней энергии, как и энергии вообще, в СИ является джоуль (обозначение Дж). В химической практике, где расчеты ведут на молярные количества реагентов и продуктов, более удобна кратная единица - килоджоуль (кДж). Ранее использовалась и до сих пор еще встречается внесистемная единица энергии - термохимическая калория (обозначение кал_тх); эта единица при меняется в основном для выражения количества теплоты. Соотношение между этими единицами таково:

1 калтх = 4,1840 Дж (точно)

Изменение ΔU в каком – либо процессе представляет собой разность количества теплоты Q, которой химическая реакция обменивается с окружающий средой при теплопередаче, и совершенной работы A:

ΔU = Q - A

Уравнение выражает первый закон термодинамики, т.е. закон сохранения энергии как меры движения материи в применении к процессам, в которых происходит теплопередача. Согласно этому закону внутренняя энергия является однозначной функцией состояния вещества (или совокупности веществ) и зависит только от параметров состояния, тогда как по отдельности каждая из величин определяющих внутреннюю энергию (теплота Q, работа A) зависит от пути процесса, переводящего реагенты в продукты.