Khimia_shpory_2

1.Классы неорганических соединений.Оксиды. Номенклатура. Свойства. Графические формулы. Получение.

Оксиды-соединения эл-тов с кислородом, ст ок которого всегда -2

Оксиды бывают основные (соед-е кислорода с Ме в ст ок +1, +2), амфотерные (соед-е О с Ме в ст ок +3, +4) и кислотные (соед-е О с Ме в ст ок +5, +6, +7 и все соед-я кислорода с неметаллами)

Граф формула-совок-ть атомов, показ-я их расп-е в молекуле.

Номенклатура: оксид+название элемента в род. падеже.(+ст ок)

Физич св-ва:в водн р-рах не диссоциирует, осн оксиды хорошо раств-ся в воде с образованием соотв. оснований.амфотерные оксиды нерастворимы в воде,кислотные растворимы в воде с обр-ем соотв кислот.

Химические св-ва:

ОО+к-та=соль+ вода КО+ОО =соль АО-все св-ва

+КО=соль +осн-е=соль+вода ОО и КО

+КС=соль+вода +ОС =соль+вода

Получение:1)простое в-во+О=оксид

2)горение сложных веществ: в-во+О2=оксид+вода

3)разложение кислородсодержащих соединеий

4)взаимод-е некотороых Эл-в с водой при нагревании

5)с конц кислотамиHNO3 H₂SO₄

2.Классы неорганических соединений.Гидроксиды. Номенклатура. Свойства. Графические формулы. Получение.

Гидроксиды- соединения Ме с одной или несколькими гидроксогруппами (ОН)

Ме+ОН = Ме+ ОН

Основания-электролиты, при диссоциации кот-х в кач-ве анионов обр-ся ОН

Щелочи-растворимые в воде основания (1 гр Li-Fe 2 гр. Ca-Ra)

Ba(OH)₂ -> Ba²⁺+2OH^- pH=14

Номенклатура: гидроксид+название эл-та в род падеже(+ст ок)

Графич формулы оснований: H-O-Mg-O-H

Физ. св-ва:Щёлочи растворимы; амф. гидоксиды малорастворимы

Хим. св-ва:

+к окс +H₂SO₄

Основание+к-та соль+вода Ca(OH)₂+SO₃ =CaSO₄+H₂O

+к. соль +Ca(HSO)₄

Амф. гидроксид +(КО,к-та,к,КС,основание,ОО,ОС)

Получение:щелочи-Ме+вода+щелоч

Основания: обменные реакции между солью и щёлочью

При гидролизе солей как побочный продукт

3.Классы неорганических соединений. Кислоты. Номенклатура. Свойства. Графические формулы. Получение.

Кислоты-электролиты,которые при диссоциации в водных р-рах в кач-ве катиона образуют ионы водорода, а в кач-ве аниона –ионы кислотного остатка.

Графич. формулы:

Хим. св-ва:

Кислота+ОО

+ОС соль+вода

+осн-е

Номенклатура:бескислородные: назв-е эл-та-о-водородная к-та

Кислородсожержащие:{число атомов О}+назв-е эл-та+^+кислота

Эл-т в высшей ст. ок.— -вая, -ная

-- -оватая

-- -истая

В низшей ст. ок. -- -оватистая

Получение: взаимодействие кислотных оксидов с водой

Солей слаб кислот с сильными к-тами

Неметаллов с конц. к-тами – окислителями

Бескислородные-растворение гидридов неметаллов воде

4.Классы неорганических соединений. Соли. Номенклатура. Свойства. Графические формулы. Получение.

Соли-электролиты,α при диссоциации в водных р-рах в кач-ве катиона образуют ионы Ме, а аниона- ионы кислотного остатка.

Средняя соль- полное замещение Н на Ме

Me_n^+xAn_x^-n-> nMe^+x+xAn^-n

Номенклатура:название аниона к-ты+катиона в род падеже.

Кислая соль(КС) – образована при неполном замещении атомов Н в молекуле к-ты на ионы Ме молекулами основания.

H₂SO₄+KOH=KHSO₄+H₂O(Н:число}+гидро+

Основные соли-при неполном замещении гидроксогруппы в молекуле осн-я на ионы Н молекулы к-ты. Al(OH)₃+H₂SO₄=AL(OH)₂SO₄+H₂O (н: {ди}+гидроксо+ сред соль)

Хим св-ва:ОС+(КС/к-та/ОО/КО)=средняя соль+ вода

КС+(ОС /ОО/осн-е)=средняя соль+ вода

СС+к-та=СС+к-та

Получение: взаимодействие кислот с Ме, осн-ми, ОО

ОО,КО и Ао друг с другом

Вытеснение менее активного Ме из его соли более активным

5.Атомно-молекулярное учение. Закон сохранения массы.

Закон сохранения массы. Ломоносов 1748 год:

Масса веществ, вступивших в р-цию равна массе веществ, образующихся в результате р-ции.

В 1789 г. Лавуазье установил, что в результате р-ции сохраняется не только общая масса веществ, но и масса каждого из компоненитов, входящих в состав вещества.

A+B=C

M_A /m_A=M_B/m_B

6.Атомно-молекулярное учение. Закон постоянства состава.

Закон постоянства состава: Каждое химическое соединение имеет определённый и постоянный состав. Т.е. оно состоит из одних и тех же элементов, соединённых друг с другом в строго определённых массовых отношениях.

Закон пост-ва состава исп-ся для оценки степени частоты вещества и позволяет определить его молекулярную формулу.

Пример:соединение содержит 82.64%C и 17.36%H, а моляр масса в-ва 58 г/моль.

82.64/ С : 17.36/ Н =52.64/12:17.36/1=1^1/25=2:5=>C₂H₅ Mr=29 г/моль => C₄H₁₀

7.Атомно-молекулярное учение. Закон эквивалентов и закон кратных отношений.

Эквивалент- кол-во в-ва, способное прореагировать с 1 массовой частью Н, с 8 частями О или с 1 электроном(для ОВР)

Эквивалентная масса-масса 1 моля эквивалента в-ва в граммах.

Простые: Э=1/W (W-валентность в соединении с водородом)

m_э=A/W (А-атомная масса в-ва)

Сложные: Э=1/Wn (W-вал-ть функц группы, n-кол-во групп)

m_э=M/Wn

для кислот-Н, осн-ий - ОН, солей - Ме, оксидов –атомов элемента.

Экв-т в-ва в р-ции обратно пропорционален к-ву атомов Н или ОН, α присоединились/заместились у данного в-ва в рез-те р-ции.

Если одно из в-еств газ, то его эквивалент находят из объёмных единиц. Эквивалентный объём – это объём, занимаемый 1 эквивалентом газа при данных условиях. V_э=m_э V₀/Mr

Закон эквивалентов: в-ва реагируют друг с другом в хим. р-циях пропорционально их эквивалентным массам:

m_a/m_b=m_эА/m_эB m_a/V_b=m_эА/V_эB

m_э любого сложного в-ва равна сумме m_э сост-х его функц групп.

Закон кратных отношений: Если два Эл-та образуют друг с другом несколько хим. соединений, то массы одного из Эл-тов, приходящиеся в этих соединениях на одну и ту же массу другого Эл-та относятся между собой как небольшие целые числа.

N₂O(1) NO(2) N₂O₃(3) NO₂(4) N₂O₅ (5) (относит содержание О)

Следствие:Э любого в-ва можно определить по %-ному составу любого его соединения с другим в-вом, Э которого известен.

8.Атомно-молекулярное учение. Газовые законы.

1ЗН Бойля-Мариотта:При пост. темп-ре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объёму газа.

Т=const=>p1/p2=V2/V1P1V1=P2V2

2ЗН Гей-Люссака:При постоянном давлении изменение объёма газа прямо пропорционально температуре. P=const=>V1/T1=V2/T2

При увеличении Т газа на 1⁰ его объём увеличивается на 1/273 часть от его первоначального объёма.V=V₀+V₀T/273

3Объединённый газовый закон: PV/T-P₀V₀/T_0|

4Закон объёмных отношений Гей-Люссака.

Объёмы вступ. в р-цию газов отн-ся друг к другу и к объёмам обр-ся газов как небольшие целые числа, равные коэф-там при их ф-лах.

5Закон Авогадро: В равных объёмах различных газов при одних и тех же усл. содерж-ся одинаковое число молекул.

Следствие:при пост. Т и Р св-ва газа зависят только от числа моле- кул и не зависят от природы газа. При н.у. 1 моль газа содержит 6*10²³ молекул и занимает V=22,4 л.Отношение масс равных объёмов газообр. в-в равно отношению их молекулярных масс Mr1/Mr2=m1/m2-отн. плотность одного газа по другому.

Закон Менделеева-Клапейрона:PV=m/MRT=νRT

R-универсальная газовая постоянная=8,31 Дж/(К моль)

Парциальное давление – давление, кот оказывал бы газ, вход в состав смеси, если бы он занимал весь объём смеси.

Закон Дальтона: Давление смеси газов, химически не взаимод-х друг с другом, равно сумме парц. давлений газов, сост-х смесь.

9 Ядерная модель атома Резерфорда.

Резерфорд доказал, что практически вся масса и положит. заря-женная материя сконцентрирована в малой части объёма атома – ядре. Положит. заряд ядра конпенсир-ся отриц. зарядом электронов, вращ-ся вокруг ядра.Эта модель атома наз-ся планетарной.

Р определил заряды ядер многих эл-тов, они оказались равны порядковым номерам в ПС.Но масса атома численно превышает заряд. Р высказал предположение, что я дро содержит нейтральные частицы-нейтроны(их масса покоя равна массе протона).

Все атомы одного эл-та содержат одинаковое число протонов, а число нейтронов может быть различным. Изотопы- атомы с одинак числом пр-в и разным числом нейтр-в. Изобары- одинак. число нуклонов. Изотоны – одинак. число нейтронов.

Противоречия:1) Эл-он, вращ-ся вокруг ядра, должен терять энергию и упасть на него;

2)при приближении к ядру длины волн, излучаемые Эл-нами должны непрерывно меняться, образуя сплошной спектр.

10.Квантовая теория строения атома Бора.

1)Электрон, вращается вокруг ядра, не излучая энергии, по строго определённым стационарным орбитам, удовлетворяющим теории кванта.

2)При преходе с одной орбиты на другую, электрон поглощает или излучает квант энергии.

11.Квантовая механика. Карпускулярно-волновая двойственность электрона.

КМ-раздел физики, изучающий движение и взаимод микрочастиц.

Основные положения:

1)квантовая энергия: энергия распр-ся, поглощ-ся и излучается не непрерывно, а дискретно, отдельными порциями-квантами.(Планк)E=hν=mc²

2)Луи де Броиль распространил корпускулярно-волновые представления на все микрочастицы:λ=h/mv

Всем объектам присущи волновые св-ва, но для макрообъектов длина волны столь мала, что экспериментально не просматривается.

3)принцип неопределённости Гейзенберга:Невозможно одновре менно определить скор-ть и положение микрочастицы ΔqΔV≥h/2πm

Основное ур-е КМ Шредингер:

Волновая функция-смысл имеет е квадрат-показывает вероятность нахождения микрочастицы в данной точке пространства(x,y,z)

12.Главное квантовое число. Физический смысл и численные значения.

Главное квантовое число n определяет энергию электрона и размер электронного облака, определяет количество энергетических уровней и соответствует номеру периода, в котором находится элемент.

Принимает значения целых чисел

n=1,2,3,…(соответствует номеру периода)

13.Орбитальное квантовое число. Формы электронных облаков.

Орбитальное квантовое число l определяет форму электронной орбитали и количество подуровней, на которое распадается данный уровень l=0-(n-1)

l=0(s-элемент) сфера

l=1(p-)гантелеобразная форма

l=2(d-)лепестки

l=3(f-) сложная форма

14.Магнитное и спиновое квантовые числа.

Магнитное квантовое число m_e - характеризует пространственное расположение орбиталей, определяет число орбиталей на данном подуровне. m_e=-l…0…+l

Спиновое квантовое число m_s характеризует собственное вращательное движение электрона m_s=±1/2.

15.Принцип Паули. Электронная структура атомов и периодическая система элементов.

Принцип Паули:

В атоме не может быть двух электронов, для которых все 4 квантовые числа были бы одинаковыми.

Количество протонов атома равно его номеру в ПС.

16.Построения многоэлектронных атомов:Запрет Паули, правило Хунда, принцип энергетической выгоды.

Построение многоэлектронных атомов производят, пользуясь следующими правилами:

Запрет Паули:В атоме не может быть двух электронов, для которых все 4 квантовые числа были бы одинаковыми.

Число эл-нов на уровне N_n=2n² на подуровне N_l=1(2l+1)

Правило Хунда: Заполнение орбиталей в пределах подуровня происходит так, чтобы суммарный спин был максимальным.(т.е.электроны вначале занимают АО по одному)

Правило Клечковского(принцип энергетической выгоды): Заполнение энергетических подуровней в атоме происходит в порядке возрастания энергии, т е суммы главных и орбитальных кв. чисел.1s<2s<2p<3s<3p<4s~3d<4p<5s~4d<5p<6s<5d~4f<6p

17Размеры атомов. Валентный энергетический уровень.

Размер атома характеризуется количеством энергетических уровней, атомных орбиталей. Электроны валентного(внешнего) энергетического уровня участвуют в образовании связей атома с другими атомами. Количество свободных Эл-нов на валентном уровне определяет валентность элемента.

18Характеристика раствора. Процесс растворения.

Раствор-твёрдая или жидкая гомогенная система, состоящая из 2 или более компонентов, относительные кол-ва которых могут изменяться в широких пределах. Растворитель-среда, в которой растворённые вещ-ва равномерно распределены в виде ионов и молекул.

Когда в-во попадает в раствор, его молекулы притягиваются молекулами р-ля и переходят в р-р.Через некоторое время молекулы раств. в-ва ударяются о пов-ть ещё не раств в-ва и входят в его состав в виде кристаллов-кристаллизация.

Т.о. наступает момент, когдак-во молекул, перешедших в р-р равно к-вувступивших в структуру твёрдого в-ва-равновесие.

19Растворитель. Насыщенный раствор.

Раствор-твёрдая или жидкая гомогенная система, состоящая из 2 или более компонентов, относительные кол-ва которых могут изменяться в широких пределах

Растворитель-среда, в которой растворённые вещ-ва равномерно распределены в виде ионов и молекул.

Р-лем считается тот компонент, который после смешения сохраняет своё агрегатное состояние. Если 2 жидкости-растворитель больший по объёму компонент.

Насыщенный -раствор, нах-ся в равновесии со своим раств. в-вом.

Равновесие: к-во оторвавшихся молекул=к-во присоединившихся

Когда в-во попадает в раствор, его молекулы притягиваются молекулами р-ля и переходят в р-р.Через некоторое время молекулы раств. в-ва ударяются о пов-ть ещё не раств в-ва и входят в его состав в виде кристаллов-кристаллизация.Т.о. наступает момент, когдак-во молекул, перешедших в р-р равно к-вувступивших в структуру твёрдого в-ва-равновесие.

20 Способы выражения концентрации растворов.

Концентрация - кол-во вещества, содержащееся в определённом массовом или объёмном кол-ве растворителя или раствора.

1)Массовая доля или процентная концентрация показывает, сколько грамм раств в-ва сод-ся в 100 г р-ра.с=100%m_вещ-ва/m_р-ра

2)Мольная доля-отношение к-ва раств. вещ-ва или раств-ля к сумме количеств веществ, составляющих данный раствор.

м. доля раств.в-ва м.д.растворителя

3)Молярная концентрация, или молярность показывает, сколько молей раств. в-ва содержится в 1 л раствора.М=[моль/л]

4)Нормальная конц-я, или нормальность-показывает, сколько эквивалентов раств. в-ва содержится в 1 л р-ра. Н=[экв/л]

5)Моляльная (моляльность) – показывает, сколько молей раств в-ва сод-ся в 1 кг раствора m=[моль/кг]

6)Титр – показывает, сколько грамм раств в-ва сод-ся в 1 мл р-ра

Т=[г/мл]=[г/см³]

21.Гидраты и кристаллогидраты. Понятие связанной и кристаллизационной воды.

При растворении молекулы раств в-ва связываются с маолекулами р-ля, образуя сольваты — процесс сольватации. Если в кач-ве растворителя исп-ть воду, образуются гидраты (процесс гидратации).

В этом случае говорят о связанной воде. Вода связ-cя с молекулами раств-го в-ва за счёт ион-дипольного взаимодействия или по донорно-акцепторному механизму. В последнем случае обр-ся аквакомп-лексы. [Pb(H₂O)]SO_{4 –}сульфат тетрааквасвинца

Если молекулы воды входят в состав крист решётки в-ва, то обр-ся кристаллогидраты, а такая вода наз-ся. кристаллизационной.

Кристаллизационная вода удаляется при температуре t>400⁰C, ф связывается при t>100⁰C

CuSO₄ 5H₂O Na₂B₄O₇ 10H₂O

22Растворимость. Зависимость растворимости от температуры. Критическая температура растворимости.

Растворимость- способность в-ва растворяться в том или ином объёме раств-ля.

Раств-ть характеризуется коэффициентом раств-ти, который предст собой отношенпе массы растворённого в-ва к массе насыщенного раствора.

Р Хорошо растворимые в-ва в 100г р-ля(воды)раств-ся >100 г в-ва

М Малорастворимые – от 10 до 0,01 г вещества

Н Нерастворимые менее 0,01 г вещества.

Раств-е большинства в-в происходит с поглощ-м тепла(кроме акт. Ме). Установлено, что если в-во растворяется с поглощением тепла, то увеличение температуры р-ра повышает растворимость. Соли щелочных Ме, Al и Mg хорошо растворимы в холодной воде, т. к. при их растворении темп-ра р-ра повышается (выделяется тепло).

23. Давление пара растворов. Закон Рауля.

При растворении в жидкости какого-либо в-ва давление насыщенного пара этой жидкости понижается.

Давление нсыщенного пара раств-ля над раствором всегдав ниже чем над чистым раств-лем при той же температуре.

Разность между этими величинами называют понижением давления насыщ пара над р-ром.

Отношение величины этого понижения к давлению насыщ пара над чистым р-лем называют относительным понижением давления пара над р-ром.

Закон Рауля:

Относительное понижение давления насыщенного пара раств-ля над раствором равно мольной доле растворённого вещества.

P₀-давление н.п. р-ля над чистым растворителем

Р- -//-над раствором

N2-мольная доля растворённого вещества

24.Превращение энергии в химических реакциях.Экзо- и эндотермические процессы.

При образовании сложного в-ва в результате хим. превращений высвобождаетсячасть содерж-ся в вещ-ве энергии. Такая форма энергии наз-ся внутренней энергией вещ-ва U=[Дж] Об изменении внутр. энергии судят по к-ву выделившейся или поглотившейся теплоты – тепловому эффекту р-ции Q=[Дж].

Р-ции, которые протекают с выделением теплоты, наз-ся экзотермическими. Р-ции, которые протекают с поглощением теплоты, наз-ся эндотермическими.

Установлено, что если при образовании какого-либо соединения выделяется (поглощается) некоторое к-во теплоты, то такое же к-во теплоты при разложении этого вещества в тех же условиях поглощается (выделяется).

Т.о., в-ва, на обр-е кот затрачено значительное к-во теплоты, имеют очень прочную структуру. К-во теплоты, кот выдел-ся при обр-ии 1 моль сложного в-ва из простых наз-ся теплотой образования. Теплоты обр-я простых в-в равны нулю.

Хим. Ур-я, в кот показано к-во выд-ся 9погл-ся) теплоты, называют термодинамическими уравнеиями.

25.Основные термодинамические функции состояния системы. Энтальпия. Стандартная энтальпия. Закон Гесса.

Функции состояния системы (внут. энергия U, своб. энергия Гиб- бса G, энтальпия Н и энтропия S) не зависят от пути её перехода от одного состояния к другому, а только от исх. и кон. состояния.

Энтальпия – тепловой запас, или тепловой эффект системы. ΔH=[кДж/моль]Для экзотерм. р-ций ΔH<0, для эндотерм. ΔH>0 ΔH=-Q

Для сравнения величин термодинамич ф-ций состояния их измеряют в станд усл и соотносят к 1 молю.

Стандартная энтальпия ΔH⁰ – это теплота обр-я 1 моля сложного в-ва из пнростых в стандартных условиях.

З-н Гесса:Тепловой эффект р-ции зависит только от нач и кон сос тояний в-ва и не зависит от промежут. стадий в процессе его обр-я.

Следствие из з-на Гесса: Тепловой эффект хим. р-ции(ΔH) равен сумме теплот обр-я про- дуктов р-ции(ΔH_п.р.) за вычетом суммы теплот обр-я исх. веществ (ΔH_{и в} ) с учётом стехиометрических коэф-в, стоящих перед формулами этих в-в в уравнении р-ции.

ΔH_х.р=ΣΔH_пр.р.- ΣΔH_и.в.

aA+bB=cC+dD => ΔH_х.р=(cΔH_c+dΔH_D)-(aΔH_A+bΔH_B)

Энтальпия растёт с понижением температуры.

26. Основные термодинамические функции состояния системы. Энтропия. Стандартная энтропия. Изменение энтропии в различных процессах.

Любая система хар-ся функциями состояния: U – энергия;G – свободная энергия (эн. Гиббса); H – энтальпия (↓t⁰); S – энтропия(↑t⁰). Функции состояния сист не зависят от пути перехода сист из одного сост. в другое, а зависит только от начальных и конечных сост. сист.

Энтропия – мера неупорядоченности сист.Относят к 1 молю кол-ва в-ва.Энтропия ∆S возрастает при увеличении скорости движения частиц, т.е. при нагревании, плавлении, испарении, расширении газа.. и т.п.Все процессы связанные с упорядоченностью систем, приводят к уменьшению ∆S(конденсация, кристаллизация,сжатие газов, полимеризация ). Стандартная энтропия ∆S° хар-ет процесс образования 1 моля сложного в-ва из простых ∆S=[Дж/К*моль]. Cледствие з.Гесса: энтропия хим р-ции равна сумме энтропий продуктов р-ции, за вычетом сумм энтропий исх. в-в ∆S_xp=∑∆S_пр.р. - ∑∆S_{исх в-в} .т.о.

Если aA+bB=cC+dD, то ∆Sxp=(c∆S_C +d∆S_D)-(a∆S_A+b∆S_B) Энтропия растет с повыш-ем t°=>мера беспорядка системы–T∆S

27.Понятие об энергии Гиббса и ее измерении, как меры реакционной способности системы. Стандартная энергия Гиббса.

Закон Гиббса при постоянных Р и Т: движущая сила процесса - ∆G=∆H-T∆S , где ∆G и есть свободная энергия Гиббса,

∆Н – стремление к упорядоченности, Т∆S – стр. к беспорядку. З.Гесса: свободная энергия хим р-ции равна сумме свободных элементов продуктов р-ции за вычетом суммы исх в-в с учетом стихометр. коэф. р-ции. ∆Gxp=∑∆G_пр.р. - ∑∆_{Gисх в-в} или ∆G_xp = (c∆G_C +d∆G_D)-(a∆G_A+b∆G_B).

Стандартная энергия Гиббса ∆G°=[КДж/моль]; ∆G° - движущая сила процесса образования 1 моля сложного в-ва из простых в н.у.

При ∆G<0 самопроизвольно протекают процессы идущие в сторону уменьшения энергии сист => условием самопр. Процесса явл. ∆G<0. При ∆G=0 наступает хим равновесие. При ∆G>0 данный процесс в н.у. невозможен. При постоянных Р и Т хим р-ции могут протекать произвольно только в том направлении, при котором эн. Гиббса сист уменьшается.∆G<0

28.Направленность протекания реакции при разных знаках термодинамических функций состояния.

При постоянных Р и Т хим р-ции могут протекать произвольно только в том направлении, при котором эн. Гиббса сист уменьшается.∆G<0

Пример: определить знаки ∆H,∆G,∆S для р-ции АВ_1(кр)+В_2(газ)→АВ_3(кр)

Н.у,протекает в прямом направлении.Решение:Т=398К,∆G<0,∆G= ∆H - T∆Sт.к.в результате р-ции сист упорядочилась,то ∆S<0,∆H<0

29.Скорость хим. реакции в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы влияющие на скорость реакции.

Скорость хим р-ции измеряется кол-вом в-ва вступающего в р-цию или образующегося в результате р-ции в единицу времени на единицу объема(для гомогенной р-ции) или на единицу площади разности фаз(для гетерогенной р-ции).

Для гомогенной р-ции скорость хар-ет изменение концентр-ии од- ного из в-в в единицу времени.V=(c2-c1)/(t2-t1)=±Δc/Δt=[моль/л с]

1)Скорость зависит от природы реагирующих в-в; 2)Для р-ров и газов скорость зависит от концентр-и реаг. в-в; 3)Для в-в в твердом состоянии скорость р-ции прямо пропорцио- нальна пов-ти реаг. в-в; 4)Изменение температуры. Скорость хим. р-ции при нагревании сист. на каждые 10° возрастает в 2-4 раза; 5)Зависит от при- сутствия катализаторов или ингибиторов;

30.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих в-в

Для гомогенной р-ции скорость хар-ся изменением концентрации одного из реагирующих в-в в ед. времени

V=(C₂-C₁)/(t₂-t₁)=±(∆C/∆t)=[моль/л*c], где C₂,C₁ – кон и нач конц в-ва [моль/л], t₂,t₁ – кон и нач время протекания р-ции [с]. Зависимость скорости р-ции от реагирующих в-в определяется законом действия масс: При постоянной t° скорость хим р-ции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в в степени стихометрических коэф. входящих в хим. ур-е р-ции

aA+bB↔cC+dD:

V^→=k^→[A]^a[B]^b ;

V^←=k^←[C]^c[D]^d; где константа скорости прямой и обратной р-ции, величина постоянная, зависит только от природы реагирующих в-в.

k –скор-ть р-цции, когда произв. концентраций реаг. в-в равно 1.

31. Зависимость скорости хим р-ции от температуры

Определяется импирическим правилом Вант-Гоффа:

Скорость хим. р-ции при нагревании сист. на каждые 10° возрастает в 2-4 раза:

V_T1/V_T2 = γ^(t2-t1)/2

где V_{T1 ,} V_T2 – скорости реакции при t₁,t₂;

t₁,t₂ – температуры кон и нач знач.

γ - температурный коэффициент скорости р-ции – число хар-щее увеличение скорости р-ции при нагревании системы на каждые 10°, для большинства р-ций γ изменяется от 2 до 4.

32.Понятие энергии активации. Ур-ие Аррениуса.

Не все столкновения молекул ведут к их взаимодействию. Для того чтобы произошла хим р-ция необх. Чтобы сталкивающиеся молекулы обладали энергией превышающей ср.кин.энергию млекул сист. Такие мол-лы наз-ся активными, а энергия, которую необх. им сообщить наз-ся энергией активации.(Еа). Чем выше Еа сист. тем меьше в ней активных мол-л и тем меньше скорость р-ции. Зависимость константы скорости р-ции от t° определяется ур-ем Аррениуса:, где Т₁,Т₂ =[K], R=8,31 Дж/К*моль.

33.Хим равновесие. Необратимые и обратимые процессы.

Хим равновесие хар-ся: 1)Термодинамическая хар-ка: ∆G=0, ∆H=T∆S;2)Кинетическая хар-ка: скорость прямой р-ции равна скорости обратной р-ции V^→=V^← т.е. для aA+bB↔cC+dD : k^→[A]^a[B]^b= k^←[C]^c[D]^d; 3) Отношение констант скоростей прямой и обратной р-ции есть величина постоянная называемая константой хим равновесияk_p –величина, не зависящая от концентрации, температуры и наличия катаизатора.

Связь между термодинамической и кинетической хар-ми хим равновесия выр-ся ур-ем: ∆G=-RT lnk_p= -2.3RT lgk_p, R=8.31Дж/К моль, ∆G=Дж/моль, k_p >1 → ; k_p <1 ←

Хим р-ции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях наз-ся обратимыми

34.Факторы, определяющие направление протекания химических реакций

Направление протекания обменных реакций в растворах и электролитах определяются по правилу Бертолле: Обменные р-ции в растворах и электролитах протекают необратимо или до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих, газообразных или комплексных в-в.

При ↑t° равнове сие смещается в сторону эндотермической р-ции

При ↑Р равновесие смещается в сторону р-ции ведущей к образованию меньшего кол-ва молей газообр. в-в.;

При увеличении концентрации одного из реагир-х веществ равновесие сместится в сторону эндотермической р-ции.

При ↑V → обр. большее кол-во молей газообр. в-в

35.Понятие константы равновесия.

Отношение констант скоростей прямой и обратной р-ции есть величина постоянная называемая константой хим равновесияk_p –величина, не зависящая от концентрации, температуры и наличия катаизатора.

Связь между термодинамической и кинетической хар-ми хим равновесия выр-ся ур-ем: ∆G=-RT lnk_p= -2.3RT lgk_p, R=8.31Дж/К моль, ∆G=Дж/моль, k_p >1 → ; k_p <1 ←

36.Смещение хим равновесия. Принцип Ле Шателье.

Изменение условий, в которых находится данная сист. приводит к смещению хим. равновесия по принципу Ле Шателье: Если на сист, нах-ся в сост хим равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное действие будет ослаблено. 1) При увел конц. одного из реаг. в-в равновесие сместится в сторону прямой р-ции; 2) При ↑t° равновесие смещается в сторону эндотермической р-ции; 3) При ↑Р равновесие смещается в сторону р-ции ведущей к образованию меньшего кол-ва молей газообр. в-в.;4) При ↑V хим равновесие сместиться в сторону реакции ведущей к образованию большего кол-ва молей газообр. в-в

37.Типы хим р-ций

: 1) р-ции замещения – р-ции, в результате которых атомы одного простого в-ва замещают атомы в молекуле другого;

2) р-ции разложения – р-ции, в результате которых из одного сложного в-ва получается несколько простых или менее сложных

3) р-ции соединения – р-ции, в результате которых из двух и более простых в-в образуется одно сложное;

4) р-ции обмена – р-ции, в результате которых ионы в мол-ле одного в-ва обмениваются на ионы в мол-ле другого;

38. Особенности диссоциации р-ров солей кислот и оснований

При диссоциации кислот в водных р-рах в качестве катионов отщепляются только ионы водорода. При диссоциации оснований в водных р-рах в качестве анионов отщепляются только гидроксид-ионы. Средние соли в воде диссиоциируют на Ме⁺ и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков. Кислые соли в воде диссиоциируют на Ме⁺ и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков

39.Теория электролитической диссоциации

Электролитами наз-ют в-ва, водные р-ры которых проводят электрический ток. К таким в-вам относят соли, щелочи и к-ты. В этих в-вах имеется ионная или ков. силньнополярная связь. Мол-лы воды полярны, т.к. между атомами водорода и кислорода имеются ков. сильнопол. связи. Вследствие р-ия в воде в-в с ионной связью, мол-лы воды притягиваются своими отриц. полюсами к полож-но заряженным ионам, а полож-ми плюсами – к отриц. заряженным ионам.В рез-те связь между ионами ослабляется и кр.решетка раз- рушается.При р-нии в воде в-в с ков.сильнопол.Связью происх. изменение хар-ра хим. связи, т.е. под влиянием полярных мол-л воды ков. пол. связь превращается в ионную. При расплавлении также разрушается кр.решетка=>при р-нии солей, щелочей и к-т в воде и при расплавлении солей и щелочей эти в-ва распадаются на ионы. Процесс распада электролита на ионы при р-нии его в воде или расплавлении наз-ся электролитической диссоциацией

40.Процесс диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении наз-ся электролитической диссоциацией.

Степень диссоциации определяет силу электролита.

α=(n/)*100%

n-кол-во распавшихся молекул, N₀-первоначальное к-во молекул в р-ре электролита.

α>=30% -сильный электролит

α<3 слабый электролит

3<α<30% средней силы

К сильным электролитам относят: а)кислоты – H₂SO₄,HNO₃,HI, HCl, HBr,HMnO₄,H₂Cr₂O₇,H₂CrO₄; б)основания – KOH,NaOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂; в)средние соли – KNO₃,Ba(NO₃)₂,K₂CO₃. Сильные Эл-ты диссоциируют невозвратимо,т.е. «→». К слабым Эл-ам относят: а)кислоты – H2CO3,H3PO4, H₃AlO₃,HF; б) основания – Be(ОH)₂, Mg(OH)₂,Pb(OH)₂, Sn(OH)₂ в)к-ные и осн-ые соли – CaOHNO₃, KHCO₃. Слабые электролиты диссоциируют обратимо: «↔»

41.Степень диссоциации. Сила электролитов.

Степень диссоциации определяет силу электролита. α=100%, где n –кол-во распавшихся на ионы мол-л, а N –первоначальное кол-во мол-л в р-ре. Если α>30%, то электролит сильный, если α<3%, то электролит слабый, если 3%<α<30%, то эл-т средний.

К_д=,константа диссоциации-отношение произведения концентраций ионов, обр-ся в р-ре к первоначальной концентрации молекул или ионов в растворе.

Можно рассчитать по константу диссоциации по силе эл-та: К_д=, если К_д>=10^-1 –cильный эл-т; К_д<10^-1 – слабый эл-т, С- концентрация.

Сильные эл-ты: а)к-ты H_nAn^n-→nH⁺+An^n- ;[H⁺]=nαc≈nc (c- молярная конц-ция [моль/л]; б) осн-я Meⁿ⁺(OH)n→nOH^-+Me⁺ⁿ; [OH^-]=nαc≈nc; Слабые эл-ты: а)к-ты [H⁺]=nαc=√ К_дc; б)осн-ия [OH^-]= nαc=√ К_дc;

42.Электролиты. Правило Бертолле.

Электролитами наз-ют в-ва, водные р-ры которых проводят электрический ток. К таким в-вам относят соли, щелочи и к-ты. Направление протекания обменных реакций в растворах и электролитах определяются по правилу Бертолле: Обменные р-ции в растворах и электролитах протекают необратимо или до конца в случае образования малорастворимых, малодиссоциирующих, газообразных или комплексных в-в.1)KCl+AgOH→AgCl↓ +KOH (Cl^-+Ag⁺→AgCl); 2)K₂CO₃+2HCl → 2KCl+H₂O+CO₂ (CO₃^2-+2H⁺→CO₂↑+H₂O); 3)NaOH +Al(OH)₃+H₂O → Na₃[Al(OH)₆]

OH^-+Al(OH)₃+H₂O→[Al(OH)₆]^-3

43.Понятие константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Константа диссоциации: К_д=, где Н – катион, Аn – анион. Отношение произведения концентраций ионов, образующихся в р-ре к первоначальной концентрации ионов или молекул в р-ре наз-ся константой диссоциации. Закон разбавления Оствальда: К_д = , для слабых эл-тов К_д≈

44.Ионное произведение воды. Водородный показатель. Кислотность среды.

H₂O↔H⁺+OH^-; K_д = ;

K_w (ион- ное произведение воды)=[H⁺][OH^-]=10^-14(298К); pH+pOH=14;

pH=-lg[H⁺]; pOH=-lg[OH^-].

pH – показатель кислотности среды; рОН – показатель основности среды. [H⁺]=10^-14/[OH^-], если рН<7, то среда кислая, pH>7 – среда щелочная, pH=7 – среда нейтральная

pH=14- рОН

45.Гидролиз солей. Различные случаи гидролиза. Необратимый гидролиз.

Гидролиз солей – это взаимодействие соли с водой, в результате которого образуется слабо диссоциирующее или мало растворимое соединение. Соли, образованные сильным основанием и сильной к-той гидролизу не подвергаются.

Гидролиз идёт тем значительнее, чем выше заряд катиона или аниона слабой составляющей соли.

K_r=K_w/K_{д(слабой составляющей соли)}

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной к-той Mg(NO₃)₂+HOH→MgOH⁺+H⁺; pH<7 – кисл. среда;[H⁺]=h_rc= √K_rc, где h_r – степень гидролиза ,K_r – константа гидролиза, c- молярная конц-ция, K_r=K_w/K_{д(слабой составляющей соли)}=10^-14/К_{д(основания)}. Соль образованная сильным основанием и слабой к-той: Na₂CO₃+HOH→NaHCO+NaOH^-; CO₃^2-+HOH→HCO₃^-+OH^-; [OH^-]= h_rc= √K_rc; K_r= 10^-14/K_д2(к-ты); [H⁺]=10^-14/[OH^-]; pH=-lg[H⁺]; pH>7 – среда щелочная.

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой: [H⁺]=√К_д(к-ты)К_w/К_{д(основ)}; К_д=10^-14/К_{д(сл. к-ты)}*К_{д(сл.осн)} Необратимому гидролизу подвергаются соли образованные нерастворимым основанием и летучей кислотой(рН=7)

46.Константа и степень гидролиза. Опрделение кислотности среды при различных случаях гидролиза.

[H⁺]=h_rc= √K_rc, где h_r – степень гидролиза ,K_r – константа гидролиза, c- молярная конц-ция, K_r=K_w/K_{д(слабой составляющей соли)}=10^-14/К_{д(основания)}., К_д- константа диссоциации, К_w- ионное произведение воды.

47. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие об окислителе и восстановителе.

ОВР-реакции, протекающие с изменением ст. ок. атомов эл-тов.

В ходе ОВР одно в-во обязательно повышает ст.ок., а другое понижает.

Окислитель – в-во, кот в ходе ОВР присоединяет электроны, т. е. понижает свою ст. ок.

Восстановитель – в-во, кот в ходе ОВР отдаёт электроны, т. е. повышает свою ст. ок.

Процесс присоединения электронов наз-ся окис лением, а процесс отдачи-восстановлением.

Если атом Эл-та нах-ся в своей высшей ст. ок., то в ходе ОВР он может быть только окислителем. Если в низшей- только восстановителем. Если в промежуточной –как окислителем, так и восстановителем.

48. Важнейшие окислители и восстановители.

1)Кислоты – явл-ся окислителями за счёт ионов водорода Н⁺

K+HCl=KCl+Н₂

2)Серная к-та- явл-ся ок. в разб. р-рах за счёт Н⁺ в конц- атомов S

Ме(акт)+ H₂SO_4(конц)=Ме SO₄ +S (H₂S)+Н₂О

Ме(неакт)+ H₂SO_4(конц)=МеSO₄ +SО₂+Н₂О

3)Азотная к-та ок за счёт атомов N как в разб., так и в конц р-рах.

HNO₃(конц)+Me=NO₂+Me(NO₃)_n+H₂O

HNO_3(разб)+Me_{слабоакт}= MeNO₃+ NO+HO

HNO_3(разб) +Me_активн= Me(NO₃)n+ N₂O+H₂O

HNO_{3(очень разб)} +Me_активн=NH4OH + Me(NO₃)_n+H₂O

4)Перманганат калия KMnO₄-окислитель за счёт Mn

MnO₄^-₌Mn⁺²(в кислой среде)

MnO₄^-₌ MnO₂(в нейтральной)

MnO₄^-₌ MnO₄^-2(в щелочной)

5)Хромат и дихромат калия-ок-ль за счёт Сr (KCrO₄ K₂Cr₂O₇)

CrO₄ и Cr₂O₇²Cr⁺³

6)Пероксид водорода Н₂О₂ может быть как ок., так и восст-лем.

В кислой среде: Н₂О₂ H₂O

В щел и нейтр среде: Н₂О₂ О₂

7)Металлы – явл-ся восст. в свободном состоянии, если Ме нах-ся в промежуточной ст ок., он может быть и ок-лем, и восст-лем.

49.Типы ОВР.

1) Реакции межмолекулярного окисления-восстановления-реакции, в результате которых изменяют степень окисления атомы, входящие в состав разных молекул.

Cu+H₂SO₄=CuSO₄+H₂

2)Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления – реакции, в результате которых изменяют ст. ок. атомы, входящие в состав одной молекулы.

KClO₃=KClO+O₂

3)Реакции диспропорционирования (самоок-самовосст-я) – окислитель и восстановитель – один и тот же элемент.

2Na₂SO₃=Na₂S+Na₂SO₄

50.Методы уравнивания ОВР.

1)Метод электронного баланса – метод уравнивания ОВР с исп-ем степеней окисления атомов элементовПрименяется для уравнивания р-ций, протекающих в газовой фазе и для р-ций разложения.К+H₂SO₄=K₂SO₄+H2

2 К⁰-1e =K^-1 Восст-ль Окисление

1 2H^-1+2e=H₂⁰ окислитель Восстан-е

2)Ионно-электронный(или метод полуреакций)

Метод уравнивания ОВР с исп-ем ионов. При уравнивании ОВР для ок-ля или восст-ля записывают не отдельные атомы, а целые ионы, реально присутствующие в р-ре.

51.Окислительно-восстановительный потенциал. Направление протекания ОВР.

Направление протекания ОВР определяется по значению окислительно-восстановительного потенциала.

ΔЕ=[B]

ΔЕ-потенциал перехода между катионом и анионом (окислителем и восстановителем) в ходе ОВР.

Если ΔЕ>0=>прямая реакция

ΔЕ<0=>обратная реакция(прямая невозможна при н.у.)

ΔЕ=Е⁰_{окислителя}-Е⁰_{восст-ля} вычисляется по табличным значениям

52Гальванические элементы. Нормальный водородный электрод.

Гальванический элемент-прибор для превращения химической энергии ОВР в электрическую.

Нормальный водородный электрод – это электрод, состоящий из платиновой пластинки, покрытой слоем рыхлой платины и насыщенной водородом при 25С и давлении 101 кПа. Электрод погружен в раствор серной к-ты с концентрацией ионов водорода 1 моль/л.

Нормальный потенциал Ме- разность потенциалов между Ме, погруженным в раствор его соли, содержащий 1 моль ионов Ме, и

нормальным водородным электродом.

53Электродный потенциал мелатта. Уравнение Нернста.

Действие большинства ГЭ основано на р-ции вытеснения Ме из солей другими Ме. На катоде(положительный полюс) происходит процесс восстановления ионов Ме, на аноде (отрицательный полюс)-процесс окисления.

Электродный потенциал Ме- разность потенциалов, возникающая между Ме и р-ром его соли.

Потенциалы Ме могут быть вычислены по Ур-ю Нернста:

Е0-нормальный потенциал Ме

R-универсальная газовая постоянная, Т-темп-ра, F-число Фарадея, n-валентность ионов Ме, С-концентрация ионов Ме в р-ре.

В стандартном состоянии Т=298К(25С):

Е=Е⁰+2.302*8.31*298*lgC/n= Е⁰+0,059 lgC/n

Электродвижущая Сила (эдс) ГЭ определяется разностью между потенциалом анода и потенциалом катода эдс=(Е⁰_кат -Е⁰_анод)

54Коррозия металлов. Классификация коррозийных процессов.

Коррозия-самопроизвольное разрушение Ме или сплавов при химическом или электрохимическом воздействии окруж. среды.

Виды коррозии:

1. химическая-идёт без участия влаги и без возникновения тока, сопровождается непосредственным переходом электронов Ме к ок-лю.(в газах при высокой тепм-ре); в неэлектролитах-масла, спирты)

2. Электрохимическая-сопровождается протеканием тока под воздействием жидких электролитов и образованием гальванических пар, характерна для веществ с ионной проводимостью(в р-рах электолитов, во влажных газах, в почве)

55Химическая коррозия. Способы защиты от коррозии.

Коррозия-самопроизвольное разрушение Ме или сплавов при химическом или электрохимическом воздействии окруж. среды.

Химическая коррозия идёт без участия влаги и без возникновения тока, сопровождается непосредственным переходом электронов Ме к ок-лю.(в газах при высокой тепм-ре); в неэлектролитах-масла, спирты)

Кислородная коррозия:

xМе+yO₂=Me_xO_2y (плёнка твёрдого электролита)

Способы защиты:

Легирование металла Cr, Al, Si, Ni, алитирование (покрытие Al), силицирование (Si), хромирование (Cr), использование покрытий из эмалей, керамики, керметов (смеси тугоплавких оксидов с металлами).

56Коррозия металлов. Электрохимическая коррозия. Способы защиты.

Коррозия-самопроизвольное разрушение Ме или сплавов при химическом или электрохимическом воздействии окруж. среды.

Электрохимическая(ЭХК)-сопровождается протеканием тока под воздействием жидких электролитов и образованием гальванических пар, характерна для веществ с ионной проводимостью(в р-рах электолитов, во влажных газах, в почве)

Протекает только в присутствии влаги. При контакте с р-ром электролита возникает короткозамкнутый гальванический элемент: на аноде идёт окисление Ме, на катоде восстановление ок-ля (ионов Н или молекул О2)

Способность Ме вступать в ЭХК зависит от стандартного потенциала Ме и от кислотности среды.

Защита Ме от ЭХК: торможение р-ции коррозионного разруше- ния Ме проводят несколькими путями:пассивацией или изоляцией пов-ти МЕ; изменением стандартного потенциала корродируемого Ме; снижением концентрации окислителя (О или Н)

57 Кислородная и водородная деполяризация.

Деполяризация- уменьшение электродного потенциала анода, вызываемое протекающим в гальв. элементе током.

Электрохимическая коррозия:

Катод:2Н⁺+2е=Н₂ Анод: Ме⁰-ne=Meⁿ⁺

(водородная деполяризация в кс)

О₂+2Н₂О++4е=4ОН^-

(кислородная депол-я в нс. или щс)

Способность Ме вступать в р-ции ЭХК зависит от стандартного потенциала Ме и от кисл-ти среды.

Е⁰<0 – водородная и кислородная депол-я

0<Е⁰ <1/23B только кислородная деп-я

Е⁰ >1,23 не корродируют ни в кислых средах, ни под действием кислорода в р-рах.(золото, платина)