4. Периодичность свойств по периодам и по группам: потенциал ионизации, сродство к электрону, атомный радиус, химические свойства оксидов и гидроксидов.

Наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называется потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. По мере последовательного удаления электронов от атома положительный заряд, образующегося иона возрастает. Величина потенциала ионизации может служить мерой большей или меньшей «металличности» элемента :чем меньше потенциал ионизации тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. С увеличение порядкового номера элемента потенциал ионизации уменшаются что свидетельствует об усилении металлических свойств и соответственно ослаблению неметаллических свойств. Увеличение числа промежуточных электронных слоев расположенных между ядром атома и внешними электронами , приводит к более сильному экранированию ядра тоесть к уменьшению его эффективного заряда. У элементов одного и тогоже периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд постепенно возрастает а радиус атома уменшается поетому потенциал ионизации постепенно увеличивается а металлические свойства ослабевают.

Энергия ,выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому называется сродством атома к электрону. Сродство электона атома неметалла всегда положительна и тем больше, чем ближе к благородному газу это свидетельситвует об усилении неметаллических свойств по мере приближения к концу периода.

5. Типы химической связи, геометрия молекул

Ионная связь. Осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов.

Ионы делятся на простые (катионы:Na+, K+металлы группы с 1 по вторую)(анионы:F-,Cl-типичные неметаллы) и сложные (катионы: NH₄+)(анионы:OH-,NO₃-)

Ионная связь не обладает направленностью, так как электронное поле не обладает симметрией. Ионная связь не обладает насыщенностью. Склонность ионных молекул к ассоциации.

Взаимная поляризация ионов – влияние друг на друга, которое приводит к деформации электронных оболочек ионов. Причина поляризации – электронное поле, смещающее электроны и ядра атомов в противоположных направлениях. Наиболее слабое у электронов внешнего слоя.

Превращение атома в положительный ион всегда приводит к уменьшению его размеров. Избыточный положительный заряд затрудняет деформацию внешних электронных облаков.

Отрицательно заряженные ионы всегда имеют большие размеры. Избыточный отрицательный заряд приводит к отталкиванию электронов.

Поляризирующая способность – это способность оказывать деформирующее воздействие на другие ионы.

Водородная связь. Возникновение водородных связей можно объяснить действие электростатических сил.

Процесс образования водородных связей при взаимодействии 2-х молекул HF можно представить:

H+ - F- + H+ - F- =

Условием образования водородной связи является высокая электроотрицательность атома.

Энергия водородной связи значительно меньше энергии обычной ковалентной связи.

Водородная связь служит причиной некоторых главных особенностей воды. Она в значительной мере определяет свойства таких биологически важных веществ как белки и нуклеиновые кислоты.

Неполярная и полярная ковалентные связи.

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то ковалентная связь будет неполярной. Если из разных – полярной.

Для оценки способности способности атома оттягивать на себя общую электронную пару пользуются величиной относительной электроотрицательности.

Эффективные заряды атомов – избыточный положительный или отрицательный заряд.

Система из 2-х равны по абсолютной величине, по знаку заряда ядра, расположение на определенном расстоянии друг от друга называется электронной диполью.

Напряженность поля пропорциональна дипольному моменту моль μ.

=q*l

Дипольный момент является качественной мерой полярности напряженности. Измеряется в дебаях.

1D=3.33*10^-30кл*м.

Геометрия молекул:

6. (15) Характеристика элементов Ia группы.

1а группа – щелочные металлы

1. Li, Na, K,Rb,Cs

Степень окисления +1

Мягкие легкоплавкие металлы

2. Восстановители, активно взаимодействующие с H2O, O2,с кислотами.

2K+2H₂O = 2KOH+H₂

3. Оксиды: R₂O

Гидроксиды: ROH

Гидриды: RH^-1

4. Na+,K+

Реакция осмоса, осмотического баланса

7. (16) 2а группа – щелочно-земельные металлы

1. Ns², степень окисления +2, достаточно мягкие вещества металлы

2. Активно взаимодействует с водой, кислотой, с O₂ с выделением H₂

Be с водой не взаимодействует

Mg взаимодействует слабо

3. RO, R(OH)₂, RH₂ (H^-1)

4. Mg, Ca

Ca – состав костей

Mg – хлорофилл

8. (17) 3а группа:

1. Ns2np1, степень окисления +3(Tl, In также +1)

Твердые тугоплавкие металлы (В – неметалл)

2. В взаимодействует с кислотами, с O₂, щелочами

2В+6KOH = 2K₃BO₃+3H₂

Остальные элементы так же взаимодействуют с кислотами, щелочами, водой.

3. Все кроме В – восстановители, обл. кислотными свойствами.

B₂O₃ H₃BO₃ B₂H₆

Al₂O₃ Al(OH)₃ AlH₃

Tl₂O TlOH

Tl₂O₃ Tl(OH)₃

4. В – микроэлемент, необходим для роста и деления клеток

Al – в небольших количествах необходим для пророста семян.

9. (18) 4а группа:

1. Ns2np2, +2,+4,-4

Все являются твердыми: C,Si – неметаллы; Ge - полупроводник; Pb – проводит электрический ток.

Электропроводность C зависит от аллатропной модификации

2. С – восстановитель слабый

Не взаимодействует со щелочами

Взаимодействует с кислотами и окислителями

Si – аналогочно

Si+HF = SiF+H₂

Si взаимодействует с горячими щелочами

Si+KOH+H₂O=K₂SiO₃+H₂

Свинец и олово взаимодействуют с кислотами и щелочами

Pb+KOH+H₂O=K₂PbO₂+H₂

3. CO (SiO) CH₄(H⁺)

CO₂ (SiO₂) SiH₄

SnO (SnO₂)

GeO, GeO₂ Ge(OH)₂

GeH₄, SnH₄, PbH₄

---------------------→

Уменьшение стабильности

4. Биологически важные элементы

10. (19) 5а группа:

1. Ns2np3,

2. Свойства

3. N2O, NO, NO2

N2O3, N2O5.

4. Биологически важные элементы

11. (20) 6а группа:

1. Ns2np4, +6,+4,+2,(0,-1,-2)

2. O2, N2 – окислители

S, Se, Te – восстановители

S взаимодействует с HNO3 до H2SO4, взаимодействие с щелочами

H2O+S+KOH = K2S+K2SO3

3. SO2, SO3

H2SO3,H2SO4

H2S, H2Se, H2Te, H2O

←---------------------------

Слабые кислые свойства

4. S – макроэлемент, белки (дисульфидные мостики)

Se – микроэлемент (состав аминокислот)

12. (21)

13. Внутренняя энергия, энтальпия, экзотермические и эндотермические реакции. Закон Гесса, следствия из закона Гесса, энтальпия образования вещества.

Все системы обладают внутренней энергией. Энергия складывается из кинетической энергии всех атомов и молекул и потенциальной энергии взаимодействия их между собой.

Энергия системы является функцией состояния:

U=f (T, p, v)

Формы изменения U:

Теплота и механическая работа

∆U=Q+A

∆U=Q, если A=0

Реакция с выделением Q – экзотермическая

∆U<0,

C+O₂=CO₂

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃

Если ∆U>0 – эндотермическая

Пример:

N₂+O₂=2NO

В химических реакциях:

1. A=p*∆V работа по изменению объема газа

P=const

∆U=∆Q+p*∆V

Q(V=const)=∆U

Q(p=cvonst)= ∆U+p*∆V=∆H(Энтальпия-функция состояния)

μ=U+p*V

энтальпия характеризует состояние системы при p=const, в то время как внутренняя энергия при V=const.

Тепловой эффект реакции – количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся в процессе реакций.

Q(v=const)=∆U

Q(p=const)=∆H

Термохимические уравнения:

Химические уравнения записаны с учетом энтальпии.

Необходимо указывать агрегатные состояния:

2H₂(г)+O₂(г)=2H₂O(ж)+∆H1

2H₂(г)+O₂(г)=2H₂O(ж)+∆H2

∆H1=-571,6 кДж

∆H2=-483,6 кДж

2H2O(ж)=2H2O(г)+∆Н(исп.)

∆Н(исп.)=88кДж

∆U и ∆V зависят от количества вещества

Закон Гесса.

Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояния участвовавших в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий.

А. С(тв) +О2(г) = СО2(г)+∆H1 ∆H1=-393,5 кДж

Б. С(тв) +О2(г) = СО2(г)+∆H2 ∆H2=-220 кДж

2СО(г)+О2(г)=2СО2(г)+ ∆H3 ∆H3=-567 кДж

∆H2+∆H3=-787 кДж (образуется 2 моль СО2)

∆U принято относить к такому случаю, когда все реагенты и продукты находятся в нормальных условиях:

∆H⁰₂₉₈ – стандартное изменение энтальпии

∆H⁰ _f,298-стандартная энтальпия образования вещества

Энтальпия образования 1 моля вещества из простых веществ:

2H₂(г)+O₂(г)=2H₂O(ж)+ ∆H⁰ _f,298

∆H⁰ _f,298(H2o(ж))=-285,8кДж/моль

Единица измерения кДж/моль

Энтальпией образования простого вещества принято считать 0.

Следствие из закона Гесса.

Стандартная энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов минус сумма энтальпий образования реагентов.

14. Энтропия, энтропия вещества, свободная энергия Гиббса, принципы минимума внутренней энергии и максимума энтропии как движущая сила химической реакции.

Принцип увеличения беспорядка(принцип максимума энтропии). Энтропия это физическая величина характеризующая степень беспорядка системы(число равновероятных микросостояний) которые могут описать данное макросостояние.

S=Klgw

W – число микросостояний

K – коэффициент пропорциональности

S – энтропия

В химических реакциях также может меняться.

Единица изменения энтропии Дж/К

S⁰₂₉₈ – энтропия при стандартных условиях

Энтропия вещества – энтропия, соответствующая одному моль вещества.

S⁰₂₉₈(в-во) Дж/К*моль

Для энтропии так же есть следствие из закона Гесса.

Принципиальная возможность прохождения реакции определяется двумя принципами:

Принципом минимума энергии,

Принципом максимума энтропии

Свободная энергия Гиббса G

G=H-TS

∆G(реакции)=∆H-T*∆S

Измеряется в кДж

∆G® при стандартных условиях ∆G⁰ _{f,298(Вещество)} кДж/моль

∆G⁰ _f,298=∆H⁰ _f,298-T*S⁰ ₂₉₈

∆G определяет возможное происхождение реакции.

∆G<0 реакция идет

∆G>0 реакция не идет

15. Скорость химической реакции для гомогенной и гетерогенной систем, закон действия масс, закон Вант-Гоффа, активационный барьер, принцип действия катализаторов.

Системы химических реакций бывают гомогенные (1 фаза) и гетерогенные (несколько фаз)

Фаза – часть системы, отделенная от других частей поверхностью раздела, при переходе через которую, свойства меняются скачком.(для гетерогенных)

V=+-dC_M/dt,гомогенная реакция, где

С_{M –} молярная концентрация

D – дифференциал

T – время

V – скорость изменения

«+» - если вещество продукт

«-« - если вещество реагент

V=+-dC_M/dt=+-d*n(вещества)/V*d*t. Моль/л*с

V=+-d*n(вещества)/S*d*t – гетерогенная реакция, где

S – площадь поверхности раздела

D- дифференциал

Единица измерения

Моль/м²*с

Что влияет на скорость?

1. Концентрация реагента:

Закон действия масс:

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA+bB→

A,B – вещества

a,b – стехиометрические коэффициенты

V=k*C_М(A)^a* C_М(B)^b, где

K – коэффициент пропорциональности, константа скорости, не зависит от концентрации, зависит только от температуры и катализатора.

Для гетерозиготных реакций уравнение для скорости реакции входит только концентрация веществ, находящихся в газовой фазе или растворе.

Концентрация веществ в твердой фазе const и входит в const скорости.

2. Температура

Скорость химической реакции при увеличении температуры всегда увеличивается.

Закон Вант-Гоффа:

V(T_конц.)/V(T_нач.)=K(Tконц.)/K(Tнач)=ɣ*(Tконц-Тнач)/10, где

ɣ-температурный коэффициент Вант-гоффа для большинства реакций

ɣ=24

3. Присутствие катализатора

Е_а- активационный барьер

Если Е_а высокая, реакция идёт медленно. Если Е_а низкая реакция проходит быстро.

Реакция без барьера(без Е_а)

Активированный комплекс – неустойчивая изменчивая переходное состояние между системами реагентов и продуктов, когда ослабляются старые связи и образуются новые.

U1, u2 – интермедианы – промежуточное вещество, получающееся в процессе реакций (при переходе от реагента к продукту)

Зависимость от катализатора. Катализатор – это вещество которое не расходуется в процессе реакции, но влияет на её скорость. Действие катализатора характеризуется уменьшение активационного барьера реакции за счет смены механизмов реакции.

Е_а>E_a(кат.)V(без кат)<V(кат)

∆E(без кат)=∆Е(кат)

аА+Вb cC+dD

V=k*C_M(A)^a *C_M(B)^b

V=k*C_M(C)^c*C_M(D)^d

16. Химическое равновесие, константа химического равновесия, связь константы равновесия со свободной энергией Гиббса.

Химическое равновесие – количество исходных равно количеству продуктов.

Константа равновесия – концентрация продуктов реакции в степени равной стехиометрическому коэффициенту обратно пропорционально произведению концентраций веществ вступивших в реакцию в степень стехиометрического показателя коэффициента. Таким образом можно увеличить скорость реакции.

[ ] –обозначаются равновесные концентрации

V=V

K [A]^a *[B]^b=K*[C]^c*[D]^d

K/K=[C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b=K_p – константа равновесия

Константа равновесия не зависит от концентрации.

Kp (T)=e^-∆G/RT R – универсальная газовая постоянная 8,31 кДж/моль*К

∆G=-RT*lnKp

17. Необратимые и обратимые реакции. Константа химического равновесия. Скорость прямой и обратной реакции. Способы смещения равновесия (концентрации реагентов, давление, температура), принцип Ле Шателье.

Константа равновесия – концентрация продуктов реакции в степени равной стехиометрическому коэффициенту обратно пропорционально произведению концентраций веществ вступивших в реакцию в степень стехиометрического показателя коэффициента. Таким образом можно увеличить скорость реакции.

Смещение хим. Равновесия.

Если на систему, нах. В равновесии производится внешнее воздействии: изм. Концентрации, температуры, давления, то равновесие смещается в таком направлении, которое приводит к ослаблению этого воздействия.

aA+bB→←cC+dD

Kр=[C]^c*[D]^d/[A]^a*[B]^b

Vпр. = Vобр.

N2+3H2→←2NH3+Q

Реакция экзотермическая идет с уменьшением объема.

Смещение в прямую сторону:

1. Увеличение концентрации [N2]; [H2] сдвиг вправо

2. Понижение температуры

3. Увеличение давления

Смещение в обратную сторону:

1. Увеличить концентрацию [NH3]

2. Повышение температуры

3. Уменьшение давления

Как изменится скорость прямой и обратной реакции H2+N2→←2NH3+Q при повышении давления в 3 раза

Vпр. = K*[N2]*[H2]³

Vобр. = K*[NH3]²

Vпр. = K*3[N2]*(3[H2])³=81*K*[N2]*[H2]³

Vобр. = K*(3[NH3])²=9*K*[NH3]²

Скорость прямой реакции увеличилась в 81 раз

Скорость обратной реакции увеличилась в 9 раз

81>9 равновесие сместилось вправо

18. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов, идеальные растворы, закон Рауля. Следствия закона Рауля (изменение температур замерзания и кипения растворов). Явление осмоса и его роль в живой природе. Уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Изотонический коэффициент.

Это то свойства растворов, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы раствора вещества, а зависит лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.

Это повышение температуры кипения, понижение температуры кристаллизации, уменьшение давления насыщенного пара над раствором, по сравнению с чистым растворителем. Увеличение или уменьшение осмотического давления.

«Давление пара растворителя над раствором» 1 закон Рауля.

Пар находящийся в жидком равновесии называется насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Ро(закрыты стакан) – это система равновесия и создается давление паров над жидкостью.

Р1 (открытый стакан) – это давление паров растворителя над раствором.

Р1=Ро*N р.-ля – соответствует 1 закону Рауля.

N=n (h2o)/n(h2o)+n(р.в.)

Стандартные условия:

P=101,3 кПа

1 атм

760 мм рт ст

t=25

T=298K

2 закон Рауля:

Повышение температуры кипения раствора, по сравнению с температурой кипения растворителя, а равно и понижению температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания растворителя, прямо пропорционально моляльности раствора.

∆t(зам)=K(р.-ля)*С_М

К – криоскопическая постоянная = -1,86 . Показывает на сколько градусов температура замерзания 1-го моля раствора ниже, чем чистого расворителя.

∆t(кип)=Е(р.-ля)*С_М

Е-эбулиоскопическая постоянная растворителя показывает на сколько температура кипения 1-го моля растворителя, выше, чем чистого растворителя.

Е=0,53

3 закон Рауля:

Осмос, осмотическое давление…

Одностороннее проникновение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану – называется осмос. Давление, которое создают частицы на оболочку – осмотическим давлением.

Π – осмотическое давление

П=R*T*C_M(кДж)

R – газовая постоянная = 8,31 кДж/моль*К

T – температура в Кельвинах

С_М – молярная концентрация

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.

19. Сильные и слабые электролиты, степень диссоциации, закон разбавления Оствальда. Диссоциация воды, ионное произведение воды, pH, pOH. Диссоциация кислот, оснований, амфотерных гидроксидов, константа диссоциации, уравнения диссоциации.

Электроли́ты — вещества, расплавы или растворы, которые проводят электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако сами вещества не проводят электрический ток. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов, и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.

Степень диссоциации:

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации.

Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы

1. Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

2. Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.

Закон разбавления Оствальда:

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства

где α — степень диссоциации.

Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.

Вода представляет собой слабый электролит, диссоциирующий в соответствии с уравнением

Константа диссоциации воды при 25 °C составляет

Считая, что в большинстве растворов вода находится в молекулярном виде (концентрация ионов H+ и OH− мала), и учитывая, что молярная масса воды составляет 18,0153 г/моль, а плотность при температуре 25 °C — 997,07 г/л, чистой воде соответствует концентрация [H2O] = 55,346 моль/л. Поэтому предыдущее уравнение можно переписать в виде

Эта величина называется ионным произведением воды. Так как для чистой воды [H+] = [OH−], можно записать

Водородный показатель воды, таким образом, равен