З-н объёмных отношений Гей-Люссака: при неизменных р и Т объемы взаимодействующих газов относятся между собой и к объёмам получающихся газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

З-н кратных отношений Дальтона: если 2 эл-та образуют между собой несколько различных соединений, то кол-во одного из них относится к кол-ву другого как небольшие целые числа.

Закон эквивалентов Рихтера: массы реагирующих веществ строго пропорциональны их эквивалентам.

Модели строения атомов:

1. Модель Нагаоки. Вокруг положительно заряженного ядра как по трубочкам движутся отрицательно заряженные е.

2. Модель Морозова. Атом – кристалл, в ц-ре к-рого ядро, а по узлам решетки закрепленные е.

3. Модель Томпсона (пудинг, кекс)

4. Планетарная модель строения атома Резерфорда. В ц-ре большое тяжелое ядро. Не учтена теория электромагнитного поля.

5. Теория Н. Бора.

Условия для 1 постулата Бора:

А) Масса ядра настолько больше массы е, что ядро можно считать неподвижным

Б) радиус вращения е можно считать постоянным

В) центробежная сила, развиваемая е, равна силе притяжения его ядром.

Г)энергия равна сумме потенциальной и кинетической.

Спектры:

1. серия Лаймана, 2. Серия Бальмера, 3. Пашена, 4. Бреккета, 5. Пфунда, 6. Хампфри.

Соль бария цвет пламени желто-зеленый, стронция – малиново-алый, меди – пурпурно-зеленый, натрия – оранжевый.

Ур-е де Бройля

Квантовые числа.

1. n главное. Определяет № энергетического уровня; интервал энергий на этом уровне; размеры орбиталей; в период. Системе соответствует № периода. KLMNOPR

2. l орбитальное. Опр. Момент кол-ва движения е, точное значение его энергии и форму орбиталей. 0…(n-1) spdfg

3. m_l магнитное. Хар-зует ориентацию орбитали в пространстве (проекция орбитального момента на направление поля) –l…0…l

4. m_s спиновое. Характеризует собственный вращательный момент е.

Принцип Паули. В атоме не м.б. 2 е в одинаковых квантовых состояниях. Правило Гунда. В пределах одного подуровня е располагаются по орбиталям т.о., чтобы их суммарный спин был максимальным (макс. Число неспаренных е).

Периодические свойства. 1) атомные радиусы растут по группе сверху вниз, а по периоду неск. Уменьшаются за счёт сжатия

2) энергия ионизации – необходимая для отрыва е от невозбужденного атома – по периоду возрастает, по группе неск. Уменьшается.

3)сродство к е – энергия для присоединения е к атому – по периоду увелич., по группе тоже.

4)ОЭО – способность атомов притягивать или отрывать е – по периоду возрастает, по группе убывает сверху вниз.

Теория химического строения Бутлерова 1861

1. атомы в молекуле соединяются друг с другом в определенном порядке

2. соединение атомов происходит в соответствии с их валентностью

3. Свойства вещества зависят не только от природы атомов и их числа, но и от их расположения, т.е. от химического строения молекул.

Параметры хим. Связи:

1. длина связи

2. валентный угол

3. энергия связи

4. кратность связи – число электронных пар

5. ОЭО

Льюисовская конфигурация –отображение валентных электронов с помощью точек.

МВС – метод, показывающий связь в молекуле, осуществляющуюся за счет электронных пар (Лаймус Полинг).

Параметры ковалентной связи:

а) кратность связи

б) насыщенность обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т.е. из способностью к образованию строго определённого числа связей

в) направленность согласно магнитному квантовому числу. Виды: линейная HCl, угловая H₂S, пирамидальная PH3(треугольная) sp2 120гр., тетраэдрическая 109гр. 28 мин. для sp3 гибридизации – смешения облаков, NH3 одно пузатое облако 107 гр., H2O два пузатых облака без гибридизации103-105 гр., sp3d тригональная бипирамидальная 90 и 120 гр., sp2d плоская квадратная, sp3d2 октаэдрическая.

Г) полярность.

ММО. Каждую МО представляют в виде ЛКАО. При сложении АО образуется МО, Е к-рой понижается относительно АО. Такая орбиталь – связывающая. При этом электронная плотность концентрируется между ядрами, и волн. Ф-ция принимает положительные значения. При вычитании АО Е МО увеличивается и орбиталь называется разрыхляющей. Эл. Плотность распределяется за ядрами. Правила:

1. е в молекуле, как и в атоме, занимают соответствующие орбиталь, к-рые характеризуются своим набором квант. Чисел.

2. Число образующихся МО равно число АО, участвующих в их образовании.

3. Распределение е по МО подчиняется всем правилам квант. Чисел.

4. Образ-е молекулы изображаем с помощью энергетич. Диаграмм АО и МО.

5. В гетероядерных молекулах связ. Орбитали по Е ближе к орбиталям более электроотриц. атома, а разр. – менее электроотрицательного.

6. Кратность хим. связи равна полуразности числа е на связ. И на разр.

Теории кислот и оснований

1)Аррениуса. Рассматривает кислоты как водородосодержащие соединения, образующие при диссоциации в водных растворах водородные ионы, а основания как соединения, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов.

2)Протонная (протолитическая) Бренстеда и Лоури. Кислотой называют любую водородосодержащую частицу, способную при взаимодействии с растворителем отщеплять протон, быть донором протона; а основанием – любую частицу, способную присоединять протон, быть его акцептором.

HCl =H⁺ + Cl^-

Кислота протон основание

Протолиз

3) 1924 Дж. Льюиса. Кислота – акцептор электронной пары, имеющий подходящую вакантную орбиталь, а основание – донор, имеющий неподеленную пару электронов.

H⁺ + :NH3 = NH4⁺

Кислота основание

Как сдвинуть равновесие при гидролизе:

1) повышение температуры способствует гидролизу и смещает равновесие вправо

2)разбавление тоже способствует гидролизу

3)добавление одноименных ионов водорода подавляет гидролиз по катиону, а гидроксоинов – по аниону.

Коллоидные системы – такие дисперсные системы, в к-рых частицы дисперсной фазы состоят из сотен, а иногда тысяч элементарных частиц, в следствие чего возникает поверхность раздела между растворителем (дисперсная среда) и частицей (Дисперсная фаза). Для дисперсных систем а от 1 до 1000 мкм., D от 10-7 до 10-5см.

Классификация коллоидных систем:

1) по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсной среды

Дисперсная система	Агрегатное состояние		Примеры
	Дисп. фаза	Дисп. среда
аэрозоль	Жидк.	Газ.	туман, облака
аэрозоль	Тверд.	Газ.	Пыль, дым
пена	Газ.	Жидкая	Взбитые сливки, белки
Эмульсия	Жидкая	Жидкая	Майонез, молоко
Золь	Тверд.	Жидкая	краски
Твердая эмульсия	Жидкая	Твердая	Масло сливочное
Гель	Жидкая	Твердая	Желе, агар-агар, желатин

2) По степени дисперсности D

а) D=10-7см почти истинный раствор высокомолекулярное соединение гемоглобин

б)промежуточные дисперсные системы. D=10-7 – 10-5 см взвеси, дым, пыль

в)Микрогетерогенные системы D=10-5 см и до 10-1 см крупные частицы.

3) по степени взаимодействия на поверхности дисперсной системы

а) необратимые коллоидные растворы (лиофобные) в к-рых дисперсная фаза сама не растворяется в дисперсной среде

б) обратимые коллоидные растворы (лиофильные) в к-рых дисп.фаза молекулярно взаимодействует в молекулами, ионами дисп.среды.

в)лиофобно-лиофильные (двоякие) амфотерные растворы, в зависимости от смещения равновесия.

Золи – растворы с высокой степенью дисперсности, обычно водные.

Гели – коллоидные системы, образовавшиеся из золей в результате потери ими устойчивости (коагуляции). Гель – однородная система, в к-рой частицы связаны друг с другом за счет за счёт молекулярных сил и образуют пространственные сетки с пустотами, равномерно распределенными по всему объему, в к-рых находится жидкая дисперсная фаза.

Получение коллоидных растворов.

1) метод диспергирования – раздробление грубых частиц вещества на более мелкие, вплоть до коллоидных размеров. Растворение более крупных частиц – пептизация.

2) Метод конденсации – агрегация молекул или ионов в более крупные частицы (основан на коагуляции – образовании более крупных частиц)

Устойчивость дисперсных систем характеризуется постоянством их свойств, в первую очередь это степень дисперсности D, распределением по объёму частиц дисперсной фазы. Понятие устойчивости связано в основном с коагуляцией.

Седиментация – осаждение частиц при помощи коагулянтов или коагуляции.

Виды устойчивости:

1) седиментационная – способность дисперсной среды сохранять равномерное распределение частиц дисперсной фазы по объёму – устойчивость к разделению фаз при агрегации

2)агрегативная – способность системы сохранять частицы дисперсной фазы в дисперсной среде без их укрупнения.

ОВР

Важнейшие
окислители	восстановители
1)неметаллы 2)катионы металлов и водорода, переходящие в нейтральное состояние 3)сложные вещества, где в составе находится атом с наивысшей степенью окисления +7 для марганца, +6 для хлора 4)все кислоты, особенно конц.	1)все свободные металлы 2)некоторые неметаллы В, С, переходящие в состояние с положительной ст. окисления 3)сложные вещества, где в составе находится атом с наименьшей ст. окисления азот -3, сера -2 4)все органические соединения

Основные типы ОВР

1)Внутримолекулярные, в к-рых изменение степени окисления атомов происходит в одной и той же молекуле

(NH4)2Cr2O7 =t N2 + Cr2O3 + 4H2O

2)реакции диспропорционирования (дисмутации) – функции окислителя и восстановителя выполняют атомы одного и того же элемента в его промежуточной степени окисления, находящиеся как в составе одной молекулы, так и одного и того же иона

Cl2 + 2KOH =t KCl + KClO + H20

3) реакции контрпропорционирования – внутримолекулярные ОВР, в ходе к-рых происходит выравнивание степени окисления одного и того же элемента

(NH4)NO3 =t N2O + 2H2O

4)межмолекулярные ОВР. Происходят с изменением степени окисления атомов в разных соединениях

2HNO2 + H2S = 2NO + S + 2H2O

pH<7	MnO4- фиолетовый	Mn2+ бесцветный
pH=7		MnO2 коричневый
pH>7		MnO42- зеленый

Анодные процессы

выделение кислорода

pH>=7 A+ 4OH-  O2 + 2H2O + 4e

pH<7 2H2O  O2 + 4H+ +4e

1) восстановители, у которых 0<1,229, все металлы, которые могут растворяться. +A: Me0Me Z+ +ze. 0,401<0<1,229 в зависимости от pH (14)

2) 0>1,229. S2+, галогены -, H2O, OH-. Процессы с водой и окисление других восстановителей.

При замыкании цепи смещение равновесия на аноде – в область более положительных значений, на катоде – в область более отрицательных значений

Поляризация – явление, характеризующее изменение потенциала от равновесия (сдвиг)

Величина, к-рая характеризует изменение потенциала – перенапряжение ню,

фи = фи0 ню, +анодная область, -катодная область.

Причины перенапряжения:

Ню = ню дифф. +ню разряда + ню хим. стадии

1) связана с трудностями подвода частиц к поверхности электрода, напр. Вязкий раствор, + мешают примеси

2) связана с трудностью прохождения е через межфазную границу в связи с наличием неровностей в поверхности и встраиванием в кристаллическую решетку

3) образование оксидов или солей у анода (чаще всего связано с Al)

Осмотическое давление раствора

Зная его, Давление пара над раствором нелетучего вещества в растворителе (р) ниже давления пара над чистым растворителем (р0) при той же Т.

По закону Рауля, , где Хв –мольная доля рв.

Где M0 молярная масса растворителя, Мх молярная масса рв.

Формула Томсона E=окислителя-восстановителя. В электролизе а-к.

Кинетика Электролиза.

Стадии:

1) подвод частиц к поверхности, диффузия

2) разрядка частиц, связанная с принятием/отдачей е

3) отвод продуктов реакции

Все эти стадии могут определяться как лимитирующие.

Плотность анодного тока i А/с функция силы тока

Применение электролиза:

1) в хим. Пром-ти ( производство хлора из НаХл и соды – НаОАш – едкий натр. Хлор для ядов, каучука и т.д.)

2) в металлургии – получение химически чистых свободных металлов – электрометаллургия, Эл-з водных растворов – гидроэлектрометаллургия

Эл-з расплавов и их солей - пироэлектрометаллургия

3)в технике, гальваноплоастика нанесение покрытия металлов, гальваностегия меньшее покрытие, Эл. Хим. Обработка металлов, Эл. Хим. Заточка, шлифование, спец. Обработка поверхностей.

4) сварка, для получения чистых О2 и Аш2

С нерастворимым анодом

С растворимым анодом

h=6,626*10-34 Дж/с e=1,6*10-19 Кл m=9,1*10-31 1 Кал=4,184 Дж 1 атм. = 101,3 КПа=101325 Па NA=6,022*1023

R=8,31 Дж/град*моль K=1,38*10-23 Больцмана

Электродными или потенциал определяющими процессами называются хим. превращения, происходящие на электродах с участием заряженных частиц, в ходе которых осуществляется перенос частиц через границу раздела двух фаз.

1 з-н Фарадея. Масса итого вещества, претерпевшего электрохим. превращение на каждом из электродов, прямо пропорциональна количеству прошедшего через систему электричества. mi~qi

2 з-н Фарадея. Массы веществ, претерпевших при прохождении через различные системы электрохим. превращения, пропорциональны их массам хим. эквивалентов.

по закону Фарадея

Механизм возникновения ДЭС на межфазной границе металл-электролит.

1)подвод частиц электролита и адсорбция

2)диполь-ионное взаимодействие , к-рое сопровождается выделением энергии гидратации. Ионы Zn, окруженные молекулами воды, попадают в раствор, металл окисляется.

3)на поверхности электролита образуется избыток электронов и отрицательная обкладка, положительные ионы Zn2+ из раствора притягиваются к отрицательной обкладке, сверху на поверхности металла образуется положительная обкладка, возникает ДЭС.

4)некоторые ионы цинка принимают электроны, превращаются в атомы и встраиваются в кристаллическую решётку, т.е. процесс идет до установления равновесия.

Между металлом и раствором возникает разность потенциалов – электродный потенциал фи Нернста.

Пси – потенциал Гельмгольца – когда протекает скачок потенциала в ДЭС

А если скачок потенциала в диффузионной фазе, то это электрокинетический потенциал . =+

Чем меньше значение потенциала, тем более сильными восстановительными свойствами обладает металл. Если энергия гидратации больше энергии кристаллической решетки, то решетка разрушаться не будет, а будет достраиваться за счет адсорбции ионов металла из раствора. Будет создаваться положительная обкладка, а сверху отрицательная. Так происходит, когда фи больше 0, напр. у меди.

Электроды первого рода:

1)металлический электрод. Металл в растворе собственных ионов.

2) редокси электрод – электродная ОВР. Состоит из электродного проводника (Ме), к-рый находится в контакте с раствором, к-рый содержит и окислители, и восстановители.

3)водородный электрод – эталонный.

Электроды второго рода состоят из металла, покрытого слоем его труднорастворимой соли (или оксида, у Al), погруженного в раствор, содержащий анионы, одноименные с анионами его труднорастворимой соли (хлорсеребряный электрод, напр.).

Электроды третьего рода (относится хингидронный электрод) такой же, как водородный, только Pt опущена в раствор хингидрона

Электроды 4 рода – ионно-обменные электроды (ионно-селективные электроды, мембранные; обязательно есть мембрана)

Классификация ГЭ

1)по обратимости. ГЭ обратимый, если состоит из двух обратимых электродов

2)по наличию или отсутствию жидкостного соединения между растворами двух электродов (с переносом/без переноса). Соляной мостик, насыщенный раствор соли – тогда с переносом

3)по характеру процесса, лежащего в основе ГЭ:

- концентрационные состоят из двух одинаковых электродов (отличаются заряды ионов в растворе). Водородный – платина, переносчик – ион H+

- Химические: элемент Даниэля-Якоби.

4) по типу соединения электродов внешней цепи (ГЭ правильно разомкнутые – отличаются материалы электродов, напр. Zn и Cu соединены серебряной проволокой)

5)по принципу действия – ХИТы

Сухие ГЭ (батарейки)

Аноды обычно Zn, Mg, Li, Na

Катоды (токопроводящие среды) MnO2, CuO, Ag2O, PbCl2.

1-анод –цинковый стаканчик, 2- Mn, 3 – Электролит, 4-стержень, графитовый электрод. 2, 3, 4 –Катод

1 2 3 4

Аккумулятор

При разряде: ГЭ.

-А. (Pb) PbPb⁺ +e

+К. (PbO2) PbO2+4H⁺+2ePb²⁺+2H2O

При разряде – Электролизёр

-К (Pb) PbSO4 + 2e  Pbтв + SO4р^2-

+А (PbO2) PbSO4г + 2H2Oг  PbO2т +SO4р^2- + 4H⁺р +2e

Щелочные аккумуляторы Ni-Cd, Ni-Fe;

Электролиз – ОВ процессы, протекающие при прохождении электрического тока, подаваемого от внешнего источника тока, проходящего через раствор или расплав электролита.

Процессы:

1)электролиз, сопровождающийся хим. разложением электролита;

2) Электролиз, сопровождающийся хим. разложением растворителя;

3) Электролиз раствора солей ряда металлов с растворимыми анодами.

На катоде восстанавливаются в первую очередь окисленные формы ОВ систем с наибольшим положительным электродным потенциалом

На аноде окисляются в первую очередь восстановленные формы с наименьшим отрицательным электродным потенциалом.

Катодные процессы

Восстановление молекулы воды:

pH>=7. -K 2H2O + 2e  H2 _ 2OH-

pH<7 -K 2H+ +2e  H2

1) >0 Cu2+, Ag+, Hg2+, Au3+, o2, I2, Br2, Cl2 все галогены, PbO2, MnO4^-, Cr2O7^2-

K: Me z+ +ze Me0, Оф +zeВф

2) <-1,7. Активные металлы Li+, Na+, K+, Ba2+

С водой. Между 2) и 3) Al3+

3) остальные все, все реакции

Сравнение ММО и МВС

1. С помощью них объясняется распределение электр. плотности в соединениях.

2. В ММО показано как образуется МО при перекрывании АО, причем прочность связи растет с увеличением эл. плотности между ядрами.

3. В обоих методах вводятся понятия о споривании спинов электронов.

4. Оба метода приближенны

5. В обоих методах могут образовываться сигма, пи и дельта связи

6. В МВС валентность атома определяется числом эл. пар. В ММО Число связей определяется как полуразность между числами связ. и разр. эл-нов.

Комплексные соединения. Анионные: K⁺₄[Fe(CN)6]^-4 гексоцианоферрат (II) калия

Катионные [Zn(NH3)2Cl]⁺Cl^- хлоридхлордиамин цинка.

Нейтральные [Ni(CO)4]0 тетракарбонил никеля.