Геологический факультет. Шпаргалка 1 курс. / Химия / ShPORA_PO_HIMII (1)
.doc
|
20) Современная формулировка периодического закона. Периодическая зависимость атомных радиусов, энергии ионизации и электроотрицательности. Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году. Его СОВРЕМЕННАЯ ФОРМУЛИРОВКА звучит так: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов (Z). Одни из важнейших периодических свойств: Атомный и ионный радиусы, определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в различных соединениях. Энергия ионизации, определяемая количеством энергии, необходимой для отрыва электрона от атома. Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах. По периоду орбитальный радиус уменьшается. Это связано с тем. Что постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками (главное квантовое число внешней оболочки n – постоянно). Поэтому увеличивающийся по периоду заряд ядра притягивает электроны с большей силой. Что и уменьшает радиус. Уменьшение радиуса проявляется сильнее всего тогда, когда на валентную оболочку добавляется второй s-электрон. (лантаноидное сжатие).В главных и третьей побочной подгруппах сверху вниз растет число электронных оболочек, увеличивается главное квантовое число внешней электронной оболочки, поэтому радиус увеличивается. Энергией ионизации называется энергия, необходимая для удаления электрона из атома, иона, радикала или молекулы в газовой фазе при T=0K без передачи освобожденному электрону кинетической энергии. Восстановительная активность вдоль по периоду уменьшается, а окислительная – увеличивается. Электроотрицательность (χ) - фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле притягивать к себе общие электронные пары.Электроотрицательность растет вдоль каждого периода слева направо и, как правило, уменьшается сверху вниз в каждой группе. Это приводит к тому, что элементы с самой низкой электроотрицательностью (электроположительные элементы - типичные металлы) находятся внизу слева в Периодической системе, а элементы с наибольшей электроотрицательностью (типичные неметаллы) - наверху справа. _____________________________________________________________________ 24) Основные положения метода валентных связей (МВС). Объяснение ковалентных связей в молекулах СО и О2 . Сигма- и пи-связи. Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Разработанная на этой основе теория химической связи получила название МЕТОДА ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ. МВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. В ОСНОВЕ МВС лежат следующие положения: 1) Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причём эта электронная пара принадлежит двум атомам. 2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. ((?)Основные положения МВС: 1) считается, что взаимодействующие атомы могут обмениваться между собой электронами, образующие связывающие пары; 2) обменивающиеся электроны в соответствии с принципом Паули должны иметь противоположные спины; 3) энергия хим.связи обусловлена в основном обменом электронами между атомами) Если перекрывание атомных s-электронных облаков происходит вблизи прямой, соединяющей ядра взаимодействующих атомов, то ковалентная связь называется СИГМА-СВЯЗЬЮ. При взаимодействии p-электронных облаков, ориентированных перпендикулярно оси связи, образуется две области перекрывания, расположенные по обе стороны от оси. Такая ковалентная связь называется ПИ-СВЯЗЬЮ. Образование молекулы О2 (образуются пи и сигма связи) описывается МВС как результат создания двух общих электронных пар. Аналогично, для молекулы СО (образуется две пи и одна сигма связи). _____________________________________________________________________ 53) Понятие об энергии активации. Уравнение Аррениуса. Катализаторы. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется ЭНЕРГИЕЙ АКТИВАЦИИ (кДж/моль) данной реакции. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами. Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания химической реакции, но влияющие на её скорость, называются КАТАЛИЗАТОРАМИ. Биологические катализаторы белкового происхождения называются ферментами. УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА описывает зависимость константы скорости от температуры: κ(T)=A·e-E/(RT) где А- постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ. |
21) Структура периодической системы. Периоды и группы. Большие и малые периоды. Главные и побочные подгруппы. Физический смысл порядкового номера. Максимальная и минимальная степени окисления элемента. Выражением периодического закона является Периодическая система элементов. Заряд ядра определяет положение элемента в Периодической системе Менделеева: порядковый номер элемента равен заряду ядра атома (выраженного в единицах элементарного электрического заряда). Все химические элементы составляют единственный ряд, начинающийся с элемента водород H, имеющего порядковый номер ZH =1. Для последующих элементов Z увеличивается каждый раз на единицу. Зависимость свойств элементов от порядкового номера наглядно отражается в периодической системе, в рамках которой весь естественный ряд элементов разбит на периоды и группы. ПЕРИОДЫ - ряды элементов, в пределах которых свойства элементов изменяются периодически. ГРУППЫ - вертикальные столбцы, в которых один под другим размещены элементы сходные между собой. Периоды расположены по горизонтали, пронумерованы арабскими цифрами от 1 до 7 и включают: 1й период – 2 элемента, 2ой и 3ий периоды по 8 элементов, 4,5 периоды – по 18 элементов, 6 период – 32 элемента, 7 период – незаконченный. Первые три - МАЛЫЕ, остальные - БОЛЬШИЕ. Элементы малых периодов - типические. В восьмом ряду после лантана идут 14 элементов, называемых лантаноидами, которые чрезвычайно сходны с лантаном и между собой, они помещены вне общей таблицы. За актинием также идут 14 элементов, сходных с ним по строению, они называются актиноидами и также помещены вне общей таблицы. Чтобы отметить различие между рядами больших периодов, элементы первых рядов сдвинуты в таблице влево, а вторых – вправо. Что же касается элементов малых периодов, которые Менделеев назвал типическими, то в первой и второй группах они ближе примыкают по своим свойствам к элементам чётных рядов и сдвинуты влево, а других – к элементам нечётных рядов и сдвинуты вправо. Элементы сдвинутые влево объединены в ГЛАВНУЮ ПОДГРУППУ, а элементы, сдвинутые вправо – в ПОБОЧНУЮ ПОДГРУППУ. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ - это условный заряд атомов хим.элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что все соединения состоят только из ионов. Максимальное положение степени окисления равно номеру группы, а минимальная отрицательная степень окисления равна 8 - №группы. Максимальная степень окисления отвечает состоянию атома, "отдавшего" все свои валентные электроны. В этом случае внешний электронный уровень "пуст". Максимальная степень окисления соответствует числу валентных электронов данного атома, поэтому в большинстве случаев она равна номеру группы периодической системы, в которой находится данный элемент. Атом в минимальной степени окисления имеет полностью занятый внешний энергетический уровень. Минимальная степень окисления атомов неметаллов – элементов IV, V, VI, VII, VIII групп, главных подгрупп, соответствует числу электронов, которое способен принять атом для достройки валентной оболочки до октета, т.е. численно равна разности между 8 и числом уже имеющихся собственных валентных электронов (для большинства элементов это номер группы в периодической системе). ФИЗИЧЕСКИЙ СМЫСЛ ПОРЯДКОВОГО НОМЕРА был выявлен в 1920 г. работами английского ученого Д.Чедвика. Он экспериментально установил, что порядковый номер элемента численно равен величине положительного заряда Z ядра атома этого элемента, т. е. количеству протонов в ядре. _____________________________________________________________________ 28) Типы межмолекулярного взаимодействия: дисперсионное, ориентационное, индукционное. Вандерваальсовы силы. Донорно-акцепторное взаимодействие. Водородная связь. Многочисленные экспериментальные данные свидетельствуют о том, что водород может соединяться сразу с двумя атомами. Условием образования ВОДОРОДНОЙ СВЯЗИ является высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного с атомом водорода. Если ковалентная связь возникла за счёт пары электронов, первоначально принадлежавшей одному атому, и свободной орбитали другого атома, то связь называется ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНОЙ. ОРИЕНТАЦИОННОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ возникает в полярных молекулах с разноимённо заряженными полюсами, в следствии чего, наблюдается их взаимное притяжение. ИНДУКЦИОННОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ: полярная молекула действует на неполярную, вызывая смещение электронной плотности, образуя микродиполь. ДИСПЕРСИОННОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ обусловлено взаимодействием молекул, т.к. участки соседних молекул оказываются заряженными разным знаком, поэтому они притягиваются. Силы межмолекулярного взаимодействия, называемые также СИЛАМИ ВАН-ДЕР-ВААЛЬСА, слабее ковалентных сил, но проявляются на больших расстояниях. В основе их лежит электростатическое взаимодействие диполей, но в различных веществах механизм возникновения диполей различен. |
22) Основные положения метода молекулярных орбиталей (ММО). Применение ММО для описания ковалентной связи в молекуле водорода. Связывающие и разрыхляющие орбитали. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ММО: - Вся молекула рассматривается как единое целое, состоящее из ядер (бывших атомов) и электронов (ранее принадлежавшим атомам). - Все электроны являются общими для всех ядер, т.е. химические связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени. - Состояние электронов в молекуле может быть описано решением соответствующего уравнения Шредингера для молекулярной системы. В принципе, это уравнение должно состоять из члена кинетической энергии () и члена потенциальной энергии (U1,2,3,...n) сразу для всех электронов. Но решение одного уравнения с таким большим количеством переменных (индексы электронов 1,2,3...n и их координаты) невозможно, поэтому вводится понятие одноэлектронного приближения, которое предполагает, что можно рассматривать каждый электрон находящимся в поле ядер и остальных электронов молекулы. Т.е. это значит, что каждый электрон (i) в молекуле описывается своей собственной функцией f i и имеет свою собственную энергию Ei. В соответствии с этим, для каждого электрона в молекуле можно составить свое уравнение Шредингера. Тогда для n- электронов необходимо решить n уравнений. - Распределение электронов по МО в рамках одноэлектронного приближения основано на тех же принципах, что и в теории строения атома - распределение по атомным орбиталям (принцип максимальной энергетической выгоды, принцип Паули, правило Хунда). Состояние электрона в атоме описывается квантовой механикой как совокупность атомных электронных орбиталей; каждая такая орбиталь характеризуется определённым набором атомных квантовых чисел. ММО исходит из предположения, что состояние электронов в молекуле также может быть описано как совокупность молекулярных электронных орбиталей, причём каждой молекулярной орбитали соответствует определённый набор молекулярных квантовых чисел. Электронное облако принадлежит нескольким атомным ядрам и участвует в образовании многоцентровой химической связи. Если при образовании МО плотность электронного облака в межъядерном пространстве увеличивается, то образуется химическая связь. Поэтому МО рассматриваемого вида называется СВЯЗЫВАЮЩЕЙ. Если же возникают силы, приводящие к отталкиванию ядер, то химическая связь не возникает, в этом случае МО называется РАЗРЫХЛЯЮЩЕЙ. В ММО кратность связи принято определять по числу связывающих электронов. С позиции ММО химическую связь в молекуле водорода следует рассматривать как простую связь. При образовании молекулярного иона H2+ единственный электрон переходит с атомной орбитали 1s на связывающую орбиталь σсв1s, что сопровождается выделением энергии и может быть выражено схемой: H [1s1] + H+→H2+ [ ( σсв1s)1 ] + 259 кДж _____________________________________________________________________ 27) Металлическая связь. Понятие электронного газа. Проводники, полупроводники, диэлектрики. Металлы отличаются от других веществ свойствами: 1) повышенная электро- и теплопроводность; вывод: электроны свободно перемещаются по куску металла; 2) в обычных условиях практически все металлы являются твердыми веществами; вывод: металлы не имеют ковалентных связей, носящих направленный характер. Электроны в металле становятся общими для всего куска, и такую комбинацию электронов называют ЭЛЕКТРОННЫМ ГАЗОМ. Связи описывают с помощью метода кристаллических орбиталей. Валентные электроны, осуществляющие химическую связь, принадлежат не двум или нескольким определённым атомам, а всему кристаллу металла. При этом валентные электроны способны свободно перемещаться в объёме кристалла. Образованную подобным образом химическую связь называют МЕТАЛЛИЧЕСКОЙ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗЬЮ, а совокупность «свободных» электронов в металле - ЭЛЕКТРОННЫМ ГАЗОМ. Металлы отличаются высокой электропроводимостью и теплопроводностью. В обычных условиях являются кристаллическим веществом. В кристалле металла орбитали соседних атомов перекрываются. Количество орбиталей у атомов металла значительно больше, чем количество электронов на них. ПОЛУПРОВОДНИКИ - при низких температурах их электрическое сопротивление весьма велико и в этих условиях они проявляют свойства изоляторов. Однако при нагревании или при освещении электрическая проводимость полупроводников резко возрастает и может достигать величин, сравнимых с проводимостью металлов. В отличии от металлов кристаллы простых веществ, образованных неметаллами, обычно не обладают заметной электронной проводимостью; они представляют собой изоляторы (ДИЭЛЕКТРИКИ). Металлы являются ПРОВОДНИКАМИ. |
29) Комплексные соединения. Структура. Классификация. Номенклатура. КОМПЛЕКСНЫМИ называются соединения, в узлах которых находятся комплексы, способные к самостоятельному существованию в растворе. Основополагающие понятия ввёл в химию А.Вернер. Внутри квадратных скобок - внутренняя сфера, она состоит из центарльного атома или иона комплексообразователя и лигандов, а за квадратными скобками - внешняя сфера. В зависимости от заряда комплексной частицы комплексные соединения делятся на: 1) катионные, 2) анионные, 3) нейтральные комплексы - внутримолекулярные соединения. Роль комплексообразователя может играть практически любой элемент периодической системы. Типичные металлические элементы мало способны к образованию комплексных соединений с неорганическими лигандами, как правило, их комплексы катионные. Неметаллы чаще образуют анионные комплексы. Амфотерные элементы способны образовывать и анионные, и катионные комплексы. Другое название комплексных соединений - координационные соединения - характеризует их СТРУКТУРНУЮ ОСОБЕННОСТЬ - наличие у них координационной (внутренней) сферы. В состав координационной сферы входят комплексообразователь (центральный атом или ион) и лиганды (молекулы или ионы, непосредственно связанные с комплексообразователем). При написании формул внутреннюю или координационную сферу заключают в квадратные скобки. Заряд координационной сферы равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов и может быть положительным, отрицательным или нулевым. Частицы, находящиеся за пределами внутренней сферы, образуют внешнюю сферу комплексного соединения. Координационное число - количество мест во внутренней сфере комплекса, которые могут занять лиганды (заряд комплексообразвателя 1;2;3;4 – координационное число 2; 4,6; 6,4; 8). В роли комплексообразователя чаще всего выступают ионы переходных металлов, реже нейтральные атомы и ионы. НОМЕНКЛАТУРА: В соответствии с правилами ИЮПАК (МЕЖДУНАРОДНЫЙ СОЮЗ ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ И ПРИКЛАДНОЙ ХИМИИ) наименования комплексных соединений образуются следующим образом. Сначала называют анион в именительном падеже, а затем катион в родительном падеже. В названии координационной сферы (независимо от заряда) перечисляют её части справа налево, при этом сначала называют количество лигандов, а затем сам лиганд, последним называют комплексообразователь с указанием его степени окисления. Если внутренняя сфера содержит разные лиганды, то сначала перечисляют отрицательно заряженные лиганды, потом - электронейтральные молекулы. Для обозначения количества лигандов используются греческие числительные: моно, ди, три, тетра, пента. Гекса, гепта, окта и тд. Если комплексная частица заряжена положительно , то комплексообразователь называют по-русски в родительном падеже. Если комплексная частица не имеет заряда, то комплексообразователь называют тоже по-русски, но в иминительном падеже. При отрицательном заряде комплексной частицы комплексообразователю дают латинское название с окнчанием –ат, степень окисления его указывают в скобках римскими цифрами. K4[Fe(CN)6] - гекса(6)циано(CN)феррат(Fe)(III)калия(K) [Cr(OH2)6]Cl3 - хлорид гексааквахрома(III) [Fe(CO)5] - пентакарбонилжелезо _____________________________________________________________________ 30) Понятие о координационном числе центрального атома и дентантности лигандов. Хелаты. Комплексные соединения с полидентантными лигандами. У центрального атома есть такая характеристика, как КООРДИНАЦИОННОЕ ЧИСЛО - это количество связей, которые центральный атом может образовывать с лигандами. Как правило, для заряженных комплексообразователей координационное число в два раза превышает его заряд. Лиганды могут занимать в координационной сфере одно или несколько мест, т.е. образовывать одну или несколько связей; это их свойство называется ДЕНТАНТНОСТЬЮ. ХЕЛАТЫ - комплексные соединения, в которых связь между центральным атомом и лигандами является донорно-акцепторной. Различают монодентантные и полидентантные комплексы. Лиганды могут быть ионного и молекулярного происхождения: 1) Молекулярные: Амин (NH3), аква (H2O), карбонил (CO), гидразин (N2H4), метиламин (СР3ТР2); 2) Ионыные: Хлоро (Cl-), фторо(F-), циано (CN-), нитро (NO2 -), гидроксо (OH-). Образование комплексов осуществляется за счет донорно-акцепторного взаимодействия неподеленных электронных пар лигандов и свободных орбиталей комплексообразователя. Количество связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, называется координационной емкостью (дентальностью). Известны моно-, ди-, три-, и более дентантные лиганды. |
|
33) Температура кипения и замерзания растворов электролитов и неэлектролитов. Эбулиоскопия и криоскопия. Присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора кристаллизуется или выкипает только растворитель, вследствие чего концентрация раствора в ходе его замерзания или кипения возрастает. Это, в свою очередь, приводит к еще большему повышению температуры кипения и снижению температуры кристаллизации. Таким образом раствор кристаллизуется и кипит не при определенной температуре, а в некотором температурном интервале. Температуру начала кристаллизации и начала кипения данного раствора называют его температурой кристаллизации и температурой кипения. Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление её насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Исследование свойств разбавленных растворов неэлектролитов показывает, что понижение давления пара и, как следствие, изменение температуры кипения или замерзания обусловлены только числом растворённых частиц в определённом объёме, но не зависят от количества растворителя, а также от природы растворённого вещества. Для растворов электролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания оказывается всегда больше теоретически рассчитанных. Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя называют ПОВЫШЕНИЕМ ТЕМПЕРАТУРУ КИПЕНИЯ РАСТВОРА. Разность между температурами замерзания чистого растворителя и раствора называют ПОНИЖЕНИЕМ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА. Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил, что для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания пропорциональны концентрации раствора: ∆Tкип=Em, ∆Tзам=Km (m - мольно-массовая концентрация, E и K - эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные, зависящие только от природы растворителя). На измерениях температур кипения и замерзания растворов основаны ЭБУЛИОСКОПИЧЕСКИЙ и КРИОСКОПИЧЕСКИЙ методы определения молекулярных масс вещества. ЭБУЛИОСКОПИЯ - метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярной массы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации. КРИОСКОПИЯ - метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. _____________________________________________________________________ 46) Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель. Восстановитель. Типичные окислители и восстановители. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ называются реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ: H20 + Cl20 = 2H+1Cl+1 ОКИСЛЕНИЕ - это процесс отдачи электронов атомам или группой атомов восстановителя. При этом степень окисления восстановителя увеличивается. ВОССТАНОВЛЕНИЕ - это процесс присоединения электронов к атому или группе атомов окислителя, при этом степень окисления уменьшается. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется ВОССТАНОВИТЕЛЕМ, а вещество, содержащее восстанавливающийся элемент, ОКИСЛИТЕЛЕМ. В окислительно-восстановительных реакциях окислитель всегда восстанавливается, восстановитель - окисляется. Любая окислительно-восстановительная реакция является результатом одновременно протекающих процесса окисления и процесса восстановления, которые в химических реакциях не могут существовать один без другого. ТИПИЧНЫМИ ОКИСЛИТЕЛЯМИ являются: 1) простые вещества, атомы которых обладают высокой электроотрицательностью (элементы 6 и 7 групп побочных подгрупп), из них наиболее активны фтор, кислород, хлор; 2) ионы с дефицитом электронов, это простые катионы с высшей или большой степенью окисления (Fe3+, Ce4+, Tl3+ ); 3) сложные анионы, в которых более электроположительный элемент имеет высшую или значительную степень окисления, например: (Cr+6O4)2- , (Mn+7O4)- , (N+5O3)- . К ТИПИЧНЫМ ВОССТАНОВИТЕЛЯМ относятся: 1) простые вещества, атомы которых обладают низкой электроотрицательностью (металлы 1,2 групп, а также другие металлы) ; 2) анионы, как простые, например S2-, Cl-, так и сложные, в которых более электроотрицательный элемент не имеет максимальной степени окисления, например: (N+3O2)- (S+4O3)2- ; 3) катионы в промежуточной степени окисления (Sn2+, Fe2+, Ge2+) ; 4) некоторые вещества при высокой температуре (H2, CO, C). Вещества, содержащие в своем составе элементы в промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями. |
35) Способы выражения состава растворов: массовая доля, мольная доля, молярная и эквивалентная концентрация, моляльность. МАССОВАЯ ДОЛЯ (ω) - отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Обычно выражается в процентах. Безмерная величина, которая может быть выражена в долях единицы ω=mв-ва /mр-ра или в процентах ω%=mв-ва/mр-ра*100%. Для бинарного раствора (т.е . содержащего только два вещества) масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя (mр-ра=mв-ва+mр-рит) и выражения для массовой доли запишутся: ω=mв-ва/mв-ва+mр-рит*100% Массовую долю, выраженную в процентах, раньше называли процентной концентрацией. Она показывает массу растворенного вещества в граммах находящуюся в 100г раствора. МОЛЬНАЯ ДОЛЯ (N) - отношение количества растворённого вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. Например раствор состоит из растворителя и двух растворенных веществ. Мольные доли каждого будут равны: Ni=n1/n1+n2+n3 Где n1 n2 n3 - соответственно кол-во вещества, растворителя и растворенных веществ. Мольная доля - это безразмерная величина, которую чаще всего выражают в долях единицы. Алгебраическая сумма мольных долей всех веществ, присутствующих в растворе, рана единице. МОЛЯРНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (молярность) (См) - отношение количества растворённого вещества к объёму раствора. Она показывает количество молей растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cм=nв-ва/V ; См=mв-ва/Mв-ва*V Где n - количество растворенного вещества, моль; m - масса растворенного вещества, г; М - молярная масса растворенного вещества, г/моль; V - объем раствора, л. МОЛЯЛНОСТЬ (m) – отношение количества растворённого вещества к массе растворителя. Моляльная концентрация показывает количество моль растворенного вещества, приходящееся на 1000г растворителя. Сμ=mв-ва*1000/Mв-ва*g Где mв-ва - масса растворенного вещества, приходящаяся на g (г) растворителя, Мв-ва - молярная масса растворенного вещества. ЭКВИВАЛЕНТНАЯ КОНЦЕНТРАЦИЯ (Сн) - отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора. Нормальность показывает количество растворенного вещества, находящееся в 1 литре раствора. Cн = nЭв-ва/V Сн = mв-ва/Эв-ва*V Где nЭв-ва - количество растворенного вещества, Моль-экв; mв-ва - масса растворенного вещества,г; Эв-ва - эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль-экв; V - объем раствора, л. Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям. _____________________________________________________________________ 47) Типы окислительно-восстановительных реакций. Различают три ТИПА ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакция самоокисления-самовосстановления. К МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫМ относятся реакции, в которых молекулы, атомы или ионы элементов, входящих в состав одного вещества (окислителя), взаимодействуют с молекулами, атомами или ионами, входящими в состав другого вещества (восстановителя), например: Mn+4O2 + 4HCl-1 = Mn+2Cl2 + Cl02 + 2H2O Окислитель Mn+4 входит в состав молекулы MnO2, а восстановитель Cl-1 – в состав молекулы HCl. При ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНОМ окислении - восстановлении происходит изменение степеней окисления разных элементов одной и той же молекулы, при этом один из элементов окисляется, другой восстанавливается, например: 2KCl+5O-23 = 2KCl-1 + 3O02 ; окислитель - Cl+5 восстановитель - O-2 ((NH4)2Cr2O7=Cr2O3+N2+H2O) В реакциях САМООКИСЛЕНИЯ-САМОВОССТАНОВЛЕНИЯ атомы одного и того же вещества взаимодействуют друг с другом, что одни отдают электроны (окисляются), а другие их присоединяют (восстанавливаются), например: Cl20 + H2O = HCl+1O + HCl В данной реакции хлор является и окислителем и восстановителем. (Cl2+NaOH=NaCl+NaClO+H2O) _____________________________________________________________________ 52) Скорость химической реакции. Зависимость скорости химической реакции от её концентрации и температуры. Правило Вант-Гоффа. Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы. Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы. Скоростью реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ХИМ. РЕАКЦ. ОТ ЕЁ КОНЦЕНТРАЦИИ сформулирована в законе действия масс, который был открыт Гульдбергом и Ваге в 1867 г: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ХИМ. РЕАКЦ. ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 100С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза. |
37) Энергетический эффект растворения. Зависимость растворимости от температуры. ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ЭФФЕКТ РАСТВОРЕНИЯ состоит из 2 слагаемых: 1) разрушение связи между частицами растворимого вещества, что связанно с затратой энергии; 2) процесс комплекса образования или сальводации, в результате которого возникают связи между частицами растворённого вещества и растворителем, связано с выделением энергии. Суммарный энергетический эффект растворения может быть как положительным, так и отрицательным. При растворении газов и жидкостей теплота обычно выделяется, а при растворении твёрдых веществ в воде, теплота может как выделяться, так и поглощаться. Растворение большинства твёрдых тел сопровождается поглощением теплоты. Это объясняется затратой значительного количества энергии на разрушение кристаллической решётки твёрдого тела, что обычно не полностью компенсируется энергией, выделяющейся при образовании гидратов. Прилагая принцип Ле Шателье к равновесию между веществом в кристаллическом состоянии и его насыщенным раствором: Кристалл + Растворитель ↔ Насыщ. раствор +/- Q приходим к выводу, что в тех случаях, когда вещество растворяется с поглощением энергии, повышение температуры должно приводить к увеличению его растворимости. Если же, однако, энергия гидратации достаточно велика, чтобы образование сопровождалось выделением энергии, растворимость с ростом температуры понижается. Зависимость между температурой и растворимостью удобно изображать графически – в виде кривых растворимости. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается. Температура, при которой ограниченная взаимная растворимость жидкостей переходит в неограниченную, называется критической температурой растворения. _____________________________________________________________________ 44) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Случаи полного гидролиза. (Привести не менее трёх примеров). ГИДРОЛИЗОМ СОЛИ называется обратимое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Про такие соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, в таблице растворимости стоит знак, что они не существуют или в водной среде разлагаются. Гидролиз по аниону и катионы (ПОЛНЫЙ ГИДРОЛИЗ) - гидролиз соли образованной слабым основанием и слабой кислотой Na2CO3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4). В результате полного гидролиза среда остается нейтральной (в зависимости от силы образовавшейся кислоты и основания возможно небольшое подщелачивание или подкисление среды (pH~7)). Лакмус и фенолфталеин не изменяют цвет. ПОЛНЫЙ ГИДРОЛИЗ протекает, если основание является малорастворимым многокислотным, а кислота является летучим веществом. В зависимости от силы кислоты и основания, которыми образованы эти соли, возможны ТРИ СЛУЧАЯ ГИДРОЛИЗА: 1) соль образована слабым основанием и слабой кислотой различной силы Цианид аммония - NH4CN (константа диссоциации (NH4OH) = 1,8*10-5) NH4+ + CN- + H2O ↔ NH4OH + HCN NH4CN + H2O ↔ NH4OH + HCN Здесь гидролизу подвергаются анион и катион, а продуктами гидролиза являются слабые электролиты: NH4OH и HCN. Поскольку константа диссоциации (NH4OH) больше константа диссоциации (HCN), то концентрация свободных ионов OH- в растворе будет выше, чем концентрация ионов H+, и среда будет слабощелочной (pH>7). 2) соль образована слабым основанием и слабой кислотой одинаковой силы Ацетат аммония - NH4CH3COO NH4+ + CH3COOH- +H2O ↔ NH4OH + CH3COOH NH4CH3COO + H2O ↔ NH4JH + CH3COOH Константы диссоциации NH4OH и CH3COOH практически одинаковы и равны 1,8*10-5. Поскольку концентрации ацетат-ионов и ионов аммония в растворе одинаковы, а CH3COOH и NH4OH равны по силе, то реакция раствора будет нейтральной (pH=7). 3) соль образована слабым многокислотным малорастворимым основанием и слабой многоосновной кислотой. Примером может служить Cr2S3. При растворении этой соли в воде происходит ее полный, необратимый гидролиз. В результате выпадает студенистый аморфный осадок гидроксида хрома, а раствор пахнет сероводородом. Cr2S3 + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S Из уравнения реакции видно, что процесс гидролиза не останавливается на первых двух стадиях. А идет сразу до конца (полное разложение соли). Вот почему в таблице растворимости солей нет солей Cr2S, Al2S3 и т.п. (Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S) ПРИМЕРЫ ПОЛНОГО ГИДРОЛИЗА: 1) Гидролиз CuS CuS + 2Н2О = Cu(OH)2 + H2S 2) Гидролиз ZnCO3 ZnCO3 + Н2О = Zn(OH)2 + CO2 + H2O 3) Гидролиз NH4CN NH4CN + H2O = NH4OH + HCN |
42) Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (Привести не менее трёх примеров). ГИДРОЛИЗОМ СОЛИ называется обратимое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. Гидролиз по катиону - гидролиз соли образованной слабым основанием и сильной кислотой (например CuCl2, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, ZnBr2, Pb(NO3)2, Cr2(SO4)3). Каждая последующая ступень протекает в значительно наименьшей степени, чем предыдущая. В результате гидролиза по катиону будет происходить подкисление среды (pH < 7). Лакмус изменяет цвет на красный, фенолфталеин не изменяет цвет. Примером такой соли может служить хлорид цинка, образованный слабым основанием (Zn(OH)2) и сильной соляной кислотой (HCl). При растворении соли в воде происходит ее гидролиз по катиону. 1 СТУПЕНЬ Zn2 + H/OH ↔ Zn(OH) + H Zn2 + 2Cl + H/OH ↔ Zn(OH) + 2Cl + H ZnCl2 + H/OH ↔ Zn(OH)Cl + HCl Из уравнения реакции видно, что гидролиз соли идет по катиону и наблюдается накопление ионов водорода, обеспечивающих кислую реакцию раствора, pH<7. Гидролиз соли может протекать и по второй ступени. 2 СТУПЕНЬ Zn(OH) + H/OH ↔ Zn(OH) + H Zn(OH) + Cl + H/OH ↔ Zn(OH)2 + Cl + H Zn(OH)Cl + H/OH ↔ Zn(OH)2 + HCl В некоторых случаях при гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, получаются оксосоли. Например, гидролиз BiCl3 протекает по двум ступеням. А продуктом гидролиза является оксохлорид висмута. 1 СТУПЕНЬ Bi3+ + H2O ↔ Bi(OH) 2+ + H+ Bi3+ + 3Cl- + H2O ↔ Bi(OH)2+ + 3Cl- + H+ BiCl3 + H2O ↔ Bi(OH)Cl2 + HCl 2 СТУПЕНЬ Bi(OH)2+ + H2O ↔ Bi(OH)2+ + H+ Bi (OH)2+ + 2Cl- + H2O ↔ Bi(OH)2- + 2Cl- + H+ Bi(OH)Cl2 + H2O ↔ Bi(OH)2Cl + HCl Затем Bi(OH)2+ + Cl → BiOCl↓ Bi(OH)2Cl → BiOCl↓ + H2O Суммарно гидролиз хлорида висмута можно записать следующим образом BiCl3 + H2O ↔ BiOCl + 2HCl ПРИМЕРЫ ГИДРОЛИЗА ПО КАТИОНУ: 1) Гидролиз CuCl2 Первая ступень: в молекулярной форме: CuCl2 + Н2О ↔ CuOHCl + HCl в полной ионной форме: Cu2 + 2Cl + Н2О ↔ CuOH + 2Cl + H в сокращенной ионной форме: Cu2 + Н2О ↔ CuOH + H Вторая ступень: в молекулярной форме: CuOHCl + Н2О ↔ Cu(OH)2 + HCl в полной ионной форме: CuOH + Cl + Н2О ↔ Cu(OH)2 + H + Cl в сокращенной ионной форме: CuOH + Н2О ↔ Cu(OH)2 + H 2) Гидролиз ZnSO4 Первая ступень: в молекулярной форме: 2ZnSO4 + 2Н2О ↔ (ZnOH)2SO4 + H2SO4 в полной ионной форме: 2Zn2 + 2(SO4)2 + 2Н2О ↔ 2ZnOH + 2(SO4)2 + 2H в сокращенной ионной форме: Zn2 + Н2О ↔ ZnOH + H Вторая ступень: в молекулярной форме: (ZnOH)2SO4 + 2Н2О ↔ 2Zn(OH)2 + H2SO4 в полной ионной форме: ZnOH + (SO4)2 + 2Н2О ↔ 2Zn(OH)2 + H + (SO4)2 в сокращенной ионной форме: ZnOH + Н2О ↔ Zn(OH)2 + H 3) Гидролиз Al2(SO4)3 Первая ступень: в молекулярной форме: Al2(SO4)3 + 2H2O ↔ 2Al(OH)SO4 + H2SO4 в полной ионной форме: 2Al3 + 3(SO4)2 + 2H2O ↔ 2Al(OH)2 + 3(SO4)2 + 2H в сокращенной ионной форме: Al3 + H2O ↔ Al(OH)2 + H Вторая ступень: в молекулярной форме: 2Al(OH)SO4 + 2H2O ↔ (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4 в полной ионной форме: 2Al(OH)2 + 2(SO4)2 + 2H2O ↔ 2Al(OH)2 + 2(SO4)2 + 2H в сокращенной ионной форме: Al(OH)2 + H2O ↔ Al(OH)2 + H Третья ступень: в молекулярной форме: (Al(OH)2)2SO4 + 2H2O ↔ H2SO4 + 2Al(OH)3 в полной ионной форме: 2Al(OH)2 + (SO4)2 + 2H2O ↔ 2Al(OH)3 + 2H + (SO4)2 в сокращенной ионной форме: Al(OH)2 + H2O ↔ Al(OH)3 + H |