Геологический факультет. Шпаргалка 1 курс. / Химия / ShPORA_PO_HIMII (1)

43) Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой (Привести не менее трёх примеров).

ГИДРОЛИЗОМ СОЛИ называется обратимое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита. ГИДРОЛИЗ ПО АНИОНУ - гидролиз соли образованной сильным основанием и слабой кислотой (Na2CO3, Na2S, CH3COOK, Na2SiO3, LiCN, K3PO4). В результате гидролиза по аниону будет происходить подщелачивание среды (pH>7). Лакмус изменяет цвет на синий, фенолфталеин на красный. Карбонат натрия является примером такой соли, она образована сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3). При диссоциации слабых кислот ионы водорода отщепляются от кислотного остатка или кислоты. При растворении соли происходит ее гидролиз – процесс, обратный диссоциации. Так как диссоциация слабых электролитов протекает ступенчато, то и гидролиз также должен идти по стадиям. В процессе гидролиза происходит присоединение ионов водорода к кислотному остатку слабой кислоты.

1 СТУПЕНЬ: запишем сокращенное ионное уравнение взаимодействия аниона слабой кислоты с водой : CO₃^2- + H₂O ↔ OH^- + HCO₃^- ; затем восстановим полное ионное уравнение :

2Na⁺ + CO₃^2- +H⁺OH^- ↔ 2Na⁺ + OH^- + HCO₃^- ; и в конце запишем уравнение в молекулярной форме:

Na₂CO₃ + H⁺OH^-↔ NaOH + NaHCO₃

2 СТУПЕНЬ:

HCO₃^- + H₂O ↔ OH^- + HCO₃^- ; Na⁺ + HCO₃ + H⁺OH^- ↔ Na⁺ + OH^- + H₂CO₃ ;

NaHCO₃ + H⁺OH^- ↔ NaOH + H₂CO₃

В результате гидролиза происходит накопление гидроксид-ионов, обеспечивающих щелочную реакцию раствора (pH>7). Сравнивая константы диссоциации угольной кислоты по первой и второй ступеням K1 и K2, делаем вывод о том, что второй ион водорода удерживается кислотным остатком прочнее, чем первый. Поэтому гидролиз по первой ступени протекает всегда в большей степени, чем по каждой последующей.

ПРИМЕРЫ ГИДРОЛИЗА ПО АНИОНУ:

1) Гидролиз Na2CO3

Первая ступень:

в молекулярной форме: Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH

в полной ионной форме: 2Na + (CO3)2- + H2O ↔ 2Na + HCO3 + OH

в сокращенной ионной форме: (CO3)2 + H2O ↔ HCO3 + OH

Вторая ступень:

в молекулярной форме: NaHCO3 + H2O ↔ H2CO3 + NaOH

в полной ионной форме: Na + HCO3 + H2O ↔ Na + H2CO3 + OH

в сокращенной ионной форме: HCO3 + H2O ↔ H2CO3 + OH

2) Гидролиз CH3COONa

в молекулярной форме: CH3COONa + H2O ↔ CH3COOH + NaOH

в полной ионной форме: Na + CH3COO + H2O ↔ Na + CH3COOH + OH

в сокращенной ионной форме: CH3COO + H2O ↔ CH3COOH + OH

3) Гидролиз K3PO4

Первая ступень:

в молекулярной форме: K3PO4 + H2O ↔ K2HPO4 + KOH

в полной ионной форме: 3K + (PO4)3 + H2O ↔ 3K + H(PO4)2 + OH

в сокращенной ионной форме: (PO4)3 + H2O ↔ H(PO4)2 + OH

Вторая ступень:

в молекулярной форме: K2HPO4 + H2O ↔ KH2PO4 + KOH

в полной ионной форме: 2K + H(PO4)2 + H2O ↔ 2K + H2PO4 + OH

в сокращенной ионной форме: H(PO4)2 + H2O ↔ H2PO4 + OH

Третья ступень:

в молекулярной форме: KH2PO4 + H2O ↔ H3PO4 + KOH

в полной ионной форме: K + H2PO4 + H2O ↔ K + H2PO4 + OH

в сокращенной ионной форме: H2PO4 + H2O ↔ H2PO4 + OH

_____________________________________________________________________

34) Давление пара растворителя над раствором. Физическая теория растворов.

ДАВЛЕНИЕ насыщенного ПАРА растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами принято называть понижением давления пара над раствором. Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется относительным понижением давления пара над раствором. (p₀ – p)/p₀ (p₀ – давление насыщенного пара над чистым растворителем, p – давление насыщенного пара над раствором) Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества.

(p₀ – p)/p₀ = x_B (x_B – молярная доля растворенного вещества) Явление понижения давления насыщенного пара над раствором вытекает из принципа Ле Шателье. Представим себе равновесие между жидкостью, например, воды и ее паром. Если теперь растворить в жидкости некоторое количество какого-либо вещества, то концентрация молекул воды в жидкости понизится и пойдет процесс увеличивающий ее, - конденсация пара. Новое равновесие установится при более низуом давлении насыщенного пара.

45) Степень окисления элементов и правила её определения. Примеры определения степени окисления в соединениях, содержащих более двух различных элементов.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ - формальный заряд атома, исходя из предположения ионного строения вещества (полной передачи валентных электронов от одного атома к другому). В простых соединениях степень окисления элемента равна 0. Алгебраическая сумма всех атомов нейтрального соединения равна 0, а в ионе – заряду иона. В отличие от зарядов иона, который указывают сверху справа, степень окисления принято обозначать арабской цифрой сверху символа элемента со знаком «+» или «-». При этом абсолютная величина заряда указывается в любом случае, а не опускается (например, единичный положительный заряд обозначается символом «+», а единичную степень окисления «-1»). Как правило, при указании степеней окисления сначала следует знак «+» или «-», а затем абсолютная величина, например, (S⁺⁶, Mn⁺², Cl^-1 ) ПРАВИЛА: 1) Степень окисления кислорода принимается равной -2. Исключение составляют перекись водорода (H₂O₂) и ее производные (BaO₂ ) в которых кислород имеет степень окисления -1; надпироксиды (KO₂) и озониды (KO₃), в которых степень окисления -1/2 и -1/3 соответственно; а также фторид кислорода (OF₂) степень окисления кислорода в котором равна +2. 2) Водород в соединениях имеет, как правило, степень окисления +1 (H₂O, HCl, HClO₃, NH₄NO₃). Исключением являются гидриды активных металлов (NaH, CaH₂), в которых водород имеет степень окисления -1. 3) Степень окисления щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) равна +1. 4) Степень окисления атомов, входящих в состав простых веществ, равна нулю. 5) В молекуле алгебраическая степеней окисления, входящих в нее атомов равна нулю, а в сложном ионе – его заряду. Например в соединении P₂O₃ степень окисления фосфора +3 в соединении PH₃ степень окисления фосфора -3, в соединении HBO₂ степень окисления бора составляет +3. Нельзя отождествлять степень окисления с валентностью. Даже если абсолютные их значения совпадают. Валентность атома, определяемая как число химических связей. Которыми данный атом соединен с другими атомами. Не может иметь знака и равняться нулю. У элементов 1-3 групп существуют единственные степени окисления - положительные и равные по величине номерам групп. У элементов 4-6 групп, кроме положительной степени окисления, соответствующей номеру группы и отрицательной, соответствующей разности между номером группы и числом 2. Для 4,5,6 групп промежуточные степени окисления соответственно равны +2, +3 и +4. Элемент 5 группы - висмут - встречается почти исключительно в трехвалентном состоянии, т.е в степени окисления +3. У галогенов существуют степени окисления +7, +5, +3, +1, -1. Фтор не имеет положительных степеней окисления и в соединениях с другими элементами существует только в одной степени окисления -1.

У некоторых элементов побочных подгрупп устойчивые степени окисления следует просто запомнить - Cr (+6 и -3); Mn (+7,+6,+4,+2); Fe Co Ni (+3 и +2); Cu (+2 и +1); Ag (+1); Au (+3 и +1); Zn Cd (+2); Hg (+2 и +1); ртуть со степенью окисления +1 встречается в соединениях, содержащих всегда два атома ртути (Hg₂Cl₂).

As₂⁺³S₃^-2 + 28H⁺¹N⁺⁵O₃^-2(к) = 2H₃⁺¹As⁺⁵O₄^-2 + 3H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + 28N⁺⁴O₂^-2 + 8H₂⁺¹O^-2

^{________________________________________________________________________________________________________________}

8) Гидроксиды. Их классификация. Основные химические свойства. Характер диссоциации гидроксидов в растворе.

ГИДРОКСИДЫ - сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними одного или нескольких гидроксид-ионов. Соединения оксидов химических элементов с водой. КЛАССИФИКАЦИЯ: 1) Основные гидроксиды (основания) - гидроксиды, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(ОН)2, гидроксид калия KOH, гидроксид натрия NaOH и др.); 2) Кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты) - гидроксиды, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO3, серная кислота H2SO4, сернистая кислота H2SO3 и др.); 3) Амфотерные гидроксиды, проявляющие в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(ОН)3, гидроксид цинка Zn(ОН)2).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:

1) Основание + кислота = соль + вода; 2) Основание + оксид неметалла = соль + вода; 3) Щелочь + соль = основание +соль

4) Гидроксид + кислота = соль + вода H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

5) Гидроксид + основание = комп. соль + вода Zn(OH)2 + H2SO4 = 3 ZnSO4 + 2H2O

Все основания при диссоциации образуют гидроксид-ионы OH^- , которые обуславливают ряд общих свойств – мыльность на ощупь, изменение окраски индикаторов, взаимодействие с другими веществами. При диссоциации среда щелочная pH<6.

50) Классификация химических реакций с точки зрения теплового эффекта и количества фаз (не менее 3 примеров на каждый тип).

КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ТЕПЛОВОМУ ЭФФЕКТУ:

Все реакции сопровождаются тепловыми эффектами. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая, в основном, идет на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить: ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например горение водорода и ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ, в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

ЭКЗОТЕРМИЧЕСКИЕ:

S + O2 = SO2 + Q

4Al + 3O2 = 2Al2O3 +Q

СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) + Q - (горение метана→нагрев системы)

2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 484 кДж - (образование водяного пара)

ЭНДОТЕРМИЧЕСКИЕ:

CaCO3(кр) = CaO(кр) +CO2(г) – Q

2HgO(кр) = 2Hg(ж) + O2(г) – Q

2AgBr(кр) = 2Ag(кр) + Br2(г) – Q

N2 + O2 = 2NO - Q

Тепловой эффект реакции (энтальпия реакции, ΔrH), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса, если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (ΔrH<0) наблюдается выделение тепла, в противном случае (ΔrH>0) — поглощение. КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЧИСЛУ ФАЗ:

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела. Все реакции с этой точки зрения можно разделить на два класса: ГОМОГЕННЫЕ (однофазные) РЕАКЦИИ. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах; ГЕТЕРОГЕННЫЕ (многофазные) РЕАКЦИИ. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах.

ГОМОГЕННЫЕ:

NaOH(р)+HCl(р)=NaCl+H2O

NH3(р-р)+HCl(р)=NH4Cl(р)

2N2O5 = 4NO2 + О2 - (термическое разложение оксида азота)

СН4 + С12 = СН3С1 + НС1 - (хлорирование метана)

2С2Н + 7О2 = 4СО2 + 6Н2О - (горение этана)

ЗО2 = 2О3 - (образование озона в земной атмосфере)

ГЕТЕРОГЕННЫЕ:

РЬО + С = Рb + СО - (восстановление оксидов металлов углеродом)

А12 О 3 + NiO = NiAl2O4 - (взаимодействие твердых реагентов)

CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p)

СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв)

Na2SO4(р-р) + ВаСl3(р-р) = ВаSО4(тв)↓ + 2NaСl(p-p)

Са(НСО3)2(р-р) + Н2SО4(р-р) = СО2(r)↑ +Н2О(ж) + СаSО4(тв)↓

_______________________________________________________________________

54) Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. При увеличении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества. При увеличении давления путём сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газа, т.е. в сторону увеличения давления. При увеличении температуры равновесие смещается в направление эндотермической, а при уменьшении - в направлении экзотермической реакции. ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместиться в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

_______________________________________________________________________

40) Сильные и слабые электролиты. Константа и степень диссоциации. Вычисление pH для растворов слабых электролитов (кислот и оснований) заданной концентрации.

Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая находится в пределах от 30% и выше. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии ( в молекулярной форме). СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ - отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Выражают в долях или в %. КОНСТАНТА ДИССОЦИАЦИИ - математическое выражение состояния равновесия при диссоциации для обратимой системы.

32) Растворы. Растворимость. Водные и неводные растворители. Химическая (гидратная) теория растворов Д.И.Менделеева. Гидраты, сольваты, кристаллогидраты, кристаллосольваты.

РАСТВОРОМ называется твёрдая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов, относительные количества которых могут изменяться в широких пределах.

Всякий раствор состоит из растворённых веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Если растворенное вещество и раствор имеют одинаковые агрегатные состояния, то растворителем считается то вещество, количество которого преобладает в данной системе. Наибольшее значение для химии имеют растворы, растворителем в которых является жидкость - вода. РАСТВОРИМОСТЬ в качественном смысле - способность образовывать однородную систему с другим веществом, выполняющим функцию растворителя. В количественном смысле растворимость определяется его концентрацией в насыщенном растворе. Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, и содержащий максимально возможное при данных условиях количество этого вещества, называется насыщенным раствором. Ненасыщенные растворы - содержат меньше растворённого вещества, чем его содержит при данной температуре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержанием растворённого вещества называются разбавленными, а с высоким – концентрированными. Растворение – не только физический, но и химический процесс, вещества, растворяющиеся в воде, образуют с ней соединения. При растворении веществ их молекулы связываются с молекулами растворителя, образую СОЛЬВАТЫ, когда растворителем является вода, соединения называются ГИДРАТАМИ. Вещества, в кристаллы которых входят молекулы растворителя называются КРИСТАЛЛОСОЛЬВАТАМИ, а если растворителем является вода, то КРИСТАЛЛОГИДРАТАМИ.

_______________________________________________________________________

49) Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций.

При любой окислительно-восстановительной реакции происходит переход электронов от восстановителя к окислителю. Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называются гальваническими элементами. Электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи. Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. Ряд стандартных электродных потенциалов позволяет решать вопрос о направлении самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительная реакция может самопроизвольно протекать в таком направлении, при котором электрохимическая система с более высоким значением электродного потенциала выступает в качестве окислителя, т.е. восстанавливается.

Cu + FeSO₄ ≠ Fe + CuSO₄

Cu⁰ - 2e → Cu⁺² γ⁰ = - 0,34В

Fe⁺² + 2e → Fe⁰ γ⁰ = - 0,44В

Cu⁺² + 2e → Cu⁰ γ⁰ = 0,34В

ЭДС = - 0,78В

ЭДС ˂ 0 → реакция не протекает

ЭДС ˃ 0 → реакция протекает

_______________________________________________________________________

36) Ионизация и диссоциация веществ в растворе. Механизм ионизации. Ионогидраты и ионосольваты.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ - это процесс при котором кислоты, основания и соли при растворении молекул в воде или других растворах, состоящих из полярных молекул, распадаются на ионы: катионы (положительно заряженные) и анионы (отрицательно заряженные).

ИОНИЗАЦИЯ - эндотермический процесс образования ионов из нейтральных атомов или молекул.

Положительно заряженный ион образуется, если электрон в атоме или молекуле получает достаточную энергию для преодоления потенциального барьера, равную ионизационному потенциалу. Отрицательно заряженный ион, наоборот, образуется при захвате дополнительного электрона атомом с высвобождением энергии. Принято различать ионизацию двух типов - последовательную (классическую) и квантовую, не подчиняющуюся некоторым законам классической физики. В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по-разному. Наиболее типичны при этом два случая: 1) Диссоциация растворяющихся солей, т.е. кристаллов с ионной структурой. 2) Диссоциация при растворении кислот, т.е. веществ, состоящих из полярных молекул. Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют ИОНОГИДРАТЫ, т.е. образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами воды. В общем случае любого растворителя эти соединения называются ИОНОСОЛЬВАТАМИ.

ОНЛАЙН ВОПРОСЫ:

1) Расставить степени окисления.

2) Метод электронного баланса.

As₂⁺³S₃^-2 + 28H⁺¹N⁺⁵O₃^-2(к) = 2H₃⁺¹As⁺⁵O₄^-2 + 3H₂⁺¹S⁺⁶O₄^-2 + 28N⁺⁴O₂^-2 + 8H₂⁺¹O^-2

3As₂S₅^-2 + 40HN⁺⁵O₃ + 4H₂O = 6H₃AsO₄ + 15H₂S⁺⁶O₄ + 4K₂SO₄ + 40N⁺²O

3) Реакции обмена в молекулярных и ионных формулах.

• CaCO₃ + 2CH₃COOH = Ca(CH₃COO) ₂ + CO₂ + H₂O

CaCO₃↓ + 2CH₃COOH = Ca⁺² + 2(CH₃COO) ^- + CO₂ + H₂O

• Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

2Na⁺ + CO₃^-2 + 2H⁺ + SO₄^-2 = 2Na⁺ + SO₄^-2 + CO₂↑ + H₂O

CO₃^-2 + 2H⁺ = CO₂↑ + H₂O

4) Реакции гидролиза солей.

FeSO₄ + H₂O

FeSO₄ = Fe⁺² + SO₄^-2

Fe(OH)₂ → FeSO₄ ← H₂SO₄

I ступень:

Fe⁺² + H⁺/OH^- ↔ FeOH⁺ + H⁺

FeSO₄ + H₂O ↔ (FeOH) ₂SO₄ + H₂SO₄

II ступень:

FeOH⁺ + H⁺/OH^- ↔ Fe(OH) ₂ + H⁺

(FeOH)₂SO₄ + 2H₂O ↔ 2Fe(OH)₂ + H₂SO₄

5) Реакции диссоциации.

Al(OH)SO₄ ↔ AlOH⁺² + SO₄^-2

AlOH⁺² ↔ Al⁺³ + OH^-

Al₂(SO₄)₃ ↔ 2Al⁺³ + 3SO₄^-2

CaNH₄PO₄ ↔ Ca⁺² + NH₄⁺ + PO₄^-3

1. K[Al(OH)₄] ↔ K⁺ + [Al(OH)₄] ^-

2. [Al(OH)₄] ^- ↔ Al(OH)₃ + OH^-

6) Определение количества связей в соединении. Определение пространственного строения.

CH₃COOH - 8 связей (δ-7; π-1)

H−C≡C−H - 5 связей (δ-3; π-2)

7) ---------------------------------------------------------------------------------

8) Номенклатура и классификация неорганических соединений.

(NH₄)₂SO₄ - средняя соль; сульфат аммония

9) Расчёты эквивалентных масс.

Э_{кислоты} = М_{кислоты} / основность (H₃PO₄ - основность 3, т.к. H₃)

Э_H3PO4 = M_H3PO4 / 3 = 98 / 3 ≈ 32

• расчёт эквивалентных масс для определённой реакции

H₃PO₄+ 2NaOH = Na₂HPO₄ + 2H₂O (было H₃, стало H→основность = 2)

Э_H3PO4 = 98 / 2 = 49 ((г*моль)/экв.)

10) Перевод концентрации.

Дано: 10% раствор HCl

Cм - молярная концентрация соляной кислоты (моль/л)

W(HCl) = 10% - в 100 г раствора содержится 10 г HCl

Пусть m раствора = 100 г; m(HCl) = 10 г; ρ = 1,1 г/мл

υ = 10 г / 36,5 г/моль = 0,27 моль

V = m/q = 100 г / 1,1 г/мл = 90,9 мл - 0,0909 л

Cм = υ/V = 0,27 / 0,0909 = 2,97 моль/л

12) Основные положения квантовой механики: квантование энергии, корпускулярно-волновой дуализм, статистический метод описания микрообъектов (принцип неопределенности).

Создание квантовой механики произошло на пути обобщения представления о корпускулярно-волновой двойственности фотона на все объекты микромира и, прежде всего, на электроны.

Электрон в атоме и молекуле обладает как свойствами частицы, так и волновыми свойствами.

Микрочастицы - частицы, размеры которых соизмеримы с их длиной волны или меньше. В квантовой механике для учета размерности различных величин используют атомные единицы.

Единице приравнена величина h/(2π), называемая единицей действия. СООТНОШЕНИЕ НЕОПРЕДЕЛЁННОСТЕЙ (Гейзенберг): нельзя одновременно вполне точно измерить импульс и координату электрона в атоме. ∆p*∆x >=1 (∆p и ∆x – неопределенность (погрешность) в определении импульса и координаты частицы соответственно) Если бы удалось измерить координату частицы так точно, что ∆x=0, то ошибка в измерении импульса была бы бесконечно большой.

Состояние микрочастицы описывается некоторой функцией ψ «пси» (волновая функция или орбиталь). Если мы стремимся определить значение одной из сопряженных величин в квантово-механическом описании, например, координаты х, то значение другой величины, а именно скорости или скорее импульса р = mv, нельзя определить с такой же точностью. Иначе говоря, чем точнее определяется одна из сопряженных величин, тем менее точной оказывается другая величина.

ψ²*∆V - мера вероятности нахождения электрона в элементе пространства ∆V. Вероятность - значение некоторой действительной функции, которое представляет собой результат опыта или наблюдения. Область пространства, где наиболее вероятно нахождение электрона, определяет форму электронного облака. Если состояние системы (пси) не меняется во времени. То система находится в стационарном состоянии. В квантовой механике остается справедливым закон сохранения энергии: H=p²/2m+E_п=E=const

КОРПУСКУЛЯРНО ВОЛНОВОЙ ДУАЛИЗМ - принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства. Корпускулярные свойства фотона выражаются уравнением Планка, согласно которому фотон неделим и существует в виде дискретного образования: E = hν (h=6,63*10 в -34 Дж*с) Волновые же свойства фотона находят выражение в уравнении, связывающем длину волны электромагнитного колебания с его частотой и скоростью распространения: λν = с Использование здесь понятия о длине волны предполагает, что фотон обладает волновыми свойствами. Луи де Бройль предположил, что корпускулярно-волновой дуализм присущ не только фотонам, но и электронам, следовательно, для электрона можно записать, что: λ = h/mυ.

_____________________________________________________________________

38) Самоионизация растворителей на примере жидкого аммиака и воды. Кислоты и основания.

Автопротолиз (САМОИОНИЗАЦИЯ) - обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой. Кроме воды существуют и другие полярные растворители. Например, жидкий аммиак. Все растворители подвергаются ионизации. H₂O+ H₂O= H₃O+OH^- ; K_H2O=10^-14 NH₃+ NH₃= NH₄+ NH₂^- Растворение одних и тех же соединений в различных средах может усиливать их основную или кислотную функцию в H2O: H2O+HNO3=H3O+NO3 ; H2O+HCl=H3O+Cl Для кислот характерны сво-ва: 1) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей; 2) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода; 3) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса, кислый вкус. Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом и кислотного остатка. Для оснований характерны сво-ва: 1) способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей; 2) способность изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (синяя окраска лакмуса). Основания-электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

25) Использование метода валентных связей для объяснения пространственного строения молекул. Гибридизация. Пространственное строение молекул BF₃, H₂O, CH₄.

Основные положения метода валентных связей: 1) При образовании связи считается, что взаимодействующие атомы обмениваются между собой электронами. Эти электроны образуют связывающие пары; 2) Обменивающиеся электроны в соответствии с принципом Паули имеют противоположные спины; 3) Энергия химической связи, обусловлена в основном обменом электронами между атомами. Этапы составления схемы по методу валентных: 1) Выбирается валентные орбитали атомов; 2) Распределение электронов по валентным орбиталям с учетом возможности возбуждения одного или нескольких элементов; 3) Подсчет числа связей, образующихся за счет спаривания друг с другом электронов разных атомов. Кратность связи - количество образующихся связей. Если образуется одна связь - сигма связь (σ). Каждая последующая связь - π связь. !!!Сигма связь образуется вдоль линий соединений центров атома. !!! π связь не лежит в плоскости образуется связывающими атомами. Трехэлектронная связь - когда электрон одного атома может проводить свободное время у одного атома при условии обоюдности.

ГИБРИДИЗАЦИЯ - образование новых орбиталей из атомных орбиталей различной величины.

1) валентные, задействованные в образовании сигма связей; 2) валентные, содержащие неподеленные электронные пары. Орбитали, не подвергаемые гибридизации: 1) ковалентные орбитали; 2) валентные орбитали, не содержащие электрон. SP- ГИБРИДИЗАЦИЯ: орбитали ориентированы в противоположных направлениях, что приводит к линейному строению молекулы (BeF₂). При SP ²- ГИБРИДИЗАЦИИ образуются три равноценные орбитали. В этом случае гибридные орбитали располагаются в направлениях, лежащих в одной плоскости и ориентированных под углом 120⁰ друг к другу (BF₃). При SP ³- ГИБРИДИЗАЦИИ образуются четыре гибридные орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, под углом 109⁰28' друг к другу (CH₄). При образовании молекулы воды происходит sp³-гибридизация атомных орбиталей кислорода. Валентный угол равен 104,3⁰, т.е. близок к тетраэдрическому 109,5⁰. небольшое отличие от этого угла пожно понять, если принять во внимание неравноценность состояния электронных облаков, окружающих атом кислорода в молекуле воды.

____________________________________________________________________

26) Ионная связь. Её характеристики. Структура ионных соединений.

ИОННАЯ СВЯЗЬ - прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большой электроотрицательностью. Свойства ионной связи: ненаправленность (ион может притягивать разношенные заряды по всем направлениям); ненасыщяемость (ион может притягивать любое кол-во частиц противоположного знака). Природу ионной связи можно объяснить электростатическим взаимодействием ионов. Способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной структурой их атомов. Эту способность можно оценить с помощью двух ХАРАКТЕРИСТИК: 1) энергия ионизации; 2) средство к электрону. Энергия ионизации - энергия, которую необходимо затратить для отрыва электрона от нейтрального атома или иона (потенциал ионизации) (Э-1е → Э⁺ ПИ1 (первый потенциал ионизации); Э⁺-1е → Э²⁺ ПИ2;

Э²⁺ - 1е → Э³⁺ ПИ3). Средство к электрону - это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому. Наибольшими элементами к электрону обладают элементы - неметаллы. Элементы с малой ионизацией легче всего образуют катионы (щелочные и щелочно-земельные элементы - Li, K, Na, Ca, Zs, Ba, St ). В следствии ненаправленности и ненасыщаемости ионной связи энергетически наиболее выгодно, когда каждый ион окружён максимальным числом противоионов. Однако, из-за отталкивания одноимённых ионов устойчивость системы достигается только при определённой взаимной координации ионов. В отличии от ковалентной системы координационное число ионов не зависит от специфики электронной структуры элементов, о а определяется соотношением размеров ионов. Все ионные соединения в твёрдом состоянии имеют ионную кристаллическую решётку.

39) Ионное произведение воды. Водородный показатель pH. Вычисление pH для раствора сильной кислоты заданной концентрации. Вычисление pH дл раствора щелочи заданной концентрации.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид-ионов есть постоянная величина. Эта постоянная величина называется ИОННЫМ ПРООИЗВЕДЕНИЕМ ВОДЫ. Вода является слабым электролитом и в очень малой степени диссоциирует на ионы: H₂O↔ H⁺ + OH^- Константа диссоциации воды при 25 градусах равна: K_H2O = [H⁺]*[OH^-]/[H₂O] = 1,8*10^-16 В 1 литре воды находится 1 кг или 55,56 моль воды. На ионы распадается 1*10^-7 часть каждого моля, поэтому концентрацию Н₂О можно считать постоянной величиной. Тогда будем иметь:

[H⁺]*[OH^-]=[H₂O]*K_H20 Подставляем значение KH2O и концентрации ее в 1 литре.

[H+]*[OH-] = 1,8*10-16*55,56 = 1*10-14 = Kв (Kв – ионное произведение воды, которое является постоянной величиной при данной температуре) С увеличением температуры Kв увеличивается, например, при 50 градусах она составляет 5,47*10-14. Из формулы ионного произведения воды видно, что концентрации водородных и гидроксид-ионов находятся в обратной зависимости одна от другой. Характер среды любого водного раствора определяется относительными величинами концентрации катионов водорода и гидроксид анионов. Вместо концентрации ионов гидроксония указывают десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина - ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ pH. pH=-lg[H3O] pH можно определить с помощью индикаторов. Наиболее распространённые индикаторы - метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин, лакмус. (pH = 7 – в нейтральной среде; pH < 7 – в кислой среде; pH > 7 – в щелочной среде).

_____________________________________________________________________

48) Расстановка коэффициентов в уравнении окислительно-восстановительной реакции методом электронного баланса.

Суть метода: электронный баланс составляется под уравнением, при этом учитываются индексы элементов, затем находится наименьшее общее кратное для чисел отданных и принятых электронов (НОК), делением НОК на эти числа получаем коэффициенты для восстановителя и окислителя. Например, для уравнения Al + Сl2 → AlCl3 рассуждение ведется на один атом элемента: до реакции атом алюминия имел степень окисления ноль, после реакции приобрел степень окисления +3, следовательно, атом Al отдает три электрона. В той части уравнения, где составляется баланс, индекс Al равен единице, поэтому число три остается без изменений и подписывается под алюминием:

Хлор до реакции имел степень окисления ноль, после реакции имеет степень окисления –1, т.е. один атом хлора принимает один электрон, однако, в той части уравнения, где составляется баланс у хлора индекс два и, умножая число электронов на индекс, получаем цифру два для хлора. Находим НОК для числа отданных и принятых электронов.

Делением НОК на число отданных электронов, получаем коэффициент для Al (6 : 3 = 2)

Делением НОК на число принятых электронов, получаем коэффициент для хлора (6 : 2 = 3)

В другой части уравнения коэффициенты расставляются методом подбора.