Шпора к экзамену / ХИМИЯ!!!

1)химия как раздел естествознания. Важнейшие классы и номенклатуры неорганических веществ

Каждый отдельный вид материи, обладающий при данных условиях определёнными свойствами в химии называют веществом. Химия – это наука о превращениях веществ. Она изучает строение вещества, зависимые свойства веществ от их строения и состава, условия и пути превращения одних веществ в другие.

Все вещества делятся на: простые и сложные. Простые вещества состоят из атома одного химического элемента, а сложные – из атомов нескольких элементов.

Простые делятся на металлы и неметаллы.

Сложные делятся на неорганические и органические. Органические соединения – это сложные соединения, включающие связь между атомами углерода (С).

Сложные неорганические вещества разделяют на классы либо по составу (2-х элементные, многоэлементные, кислородосодержащие и т.д.), либо по свойствам, т.е. функциям, которые эти вещества осуществляют в химических реакциях (кислотно-основные, окислительно-восстановительные и т.д.).

К важнейшим бинарным соединениям относят соединения с кислородом (Ag₂O), соединения с галогенами (AgCl), соединения с азотом – нитриды (Mg₃N₂)? Соединения с углеродом – карбиды (СаС₂), соединения с металлами – гибриды (NaH).

Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные.

Несолеобразующие оксиды не способны взаимодействовать ни с кислотами, ни с основаниями с образованием солей. К ним относим: N₂O, NO, CO.

Солеобразующие оксиды подразделяют на основные и кислотные.

Основные оксиды при взаимодействии с водой дают основания, а с кислотами – соль и воду.

Кислотные оксиды при взаимодействии с кислотой дают кислоты, а с основаниями – соль и воду.

Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотой и основаниями.

Кислотами называют соединения, которые при диссоциации в воде отцепляют положительно заряженный ион водорода. Амфотерные гидроксиды диссоциируют как по схеме кислоты, так и по схеме основания.

Соли бывают: нормальные ( NaCl ), кислые ( NaHCO₃ ), основные ( Ca(OH)Cl ), смешанные, комплексные ( Na[Zn(OH)₄] ).

2)законы ситихиометрии. Атом. Молекула. Ион. Атомные молекулярные массы. Моль. Эквивалент

Стехиометрия – это раздел химии в котором рассматриваются весовые и объёмные отношения между реагирующими веществами. В составе атомно-молекулярного учения лежит принцип дискретности вещества: всякое вещество не является чем-то сплошным, а состоит из отдельных очень малых частиц.

Различие межу веществами обусловлено различием между их частицами. Частицы одного вещества одинаковы, частицы различных веществ – различны. При всех условиях частица находится в движении: чем выше температура, тем интенсивнее это движение.

Все частицы взаимодействуют между собой: притягиваются на относительно небольших расстояниях, но отталкиваются, если одну из них плотнее прижать к другой.

Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Атом – это наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами

Химический элемент – это вид атомов, характеризующихся определённой величиной положительного заряда ядра.

Ион – это молекула (атом), который приняли или отдали электроны и приобрели при этом соответствующий заряд.

Законы стехиометрии:

Закон сохранения масс (открыт Ломоносовым): масса веществ, вступивших в реакции равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон эквивалентов: Эквивалентом элемента (соединения) называют такое массовое количество его, которое соединяется с одной массовой частью водорода или восемью массовыми частями кислорода или же замещает эти количества в соединениях. Э=А\В [моль]. Стехиометрическая валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в строго определённых соотношениях. Закон эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Закон постоянства состава: соотношения между массами элементов, входящих в состав данного соединения, постоянны и не зависят от способов получения этого соединения.

Закон кратных отношений: если 2 элемента образуют между собой несколько соединений, то массовые количества одного элемента, соединяющиеся с одним и тем же массовым количеством другого элемента относятся между собой, как небольшие целые числа.

Законы простых объёмных отношений: объёмы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу, а также к объёму получающихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.

Закон Авогадро: в равных объёмах любых газов, взятых при одной о той же температуре и при одинаковых давлениях содержится одно и то же число молекул.

1 а.е.м=1\12 ₁₂⁶С = 1,67*10^-27 кг.

μ = ΣА_i – молекулярная масса равна сумме атомных масс. m [кг], v [моль], N_A = 6,02*10²³ кг.

Следствие закона Авогадро: при определённых температуре и давлении 1 моль любого вещества в газообразном состоянии занимает один и тот же объём. V_μ = 22,4л.

3)ядерная модель строения атома. Квантово-механические представления о строении атома

1.1) Ядерная модель атома.

Атомы представляют собой сложные образования, построенные из более мелких структурных единиц. Ядро построено из положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов.

Противоречие модели атома Резерфорда:

А) теория Резерфорда не смогла объяснить устойчивость атомов.

Б) модель атомов Резерфорда приводит к неправильным выводам о характере атомных

спектров.

1.2) Квантово – механическое представление о строении атома.

Бор предложил теорию, определяющую ядерную модель атома с квантовой теорией света. Основываясь на положениях квантовой теории света Никс Бор сделал вывод, что энергия не может меняться непрерывно, а только лишь скачками, т.е. дискретно. Состояние электронов в атоме квантовано.

Постулаты Бора:

1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только лишь по строго определённым орбитам, называемых стационарными.

2. Виде стационарной орбиты электрон не излучает энергии.

3. Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другу.

Недостатки теории Бора:

1. Внутренняя противоречивость.

2. Не ясен вопрос: где находится электрон при переходе с одной орбиты на другую?

3. Теория Бора не смогла объяснить некоторых важнейших характеристик спектров многоэлектронных томов.

Создание квантовой механики произошло на пути обобщения представлений о коркуспулярно–волновой двойственности фотона на все объекты микромира, прежде всего на электрон. λ = h \ m₂ = h \ p - уравнение Де Бройля.

Предположение Де Бройля было подтверждено в Англии, США, СССР. Немецкий учёный Шрёдингер в 1925г. предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться известным уравнением стоячей волны: (-Ћ²\2m)∆ψ+Uψ = Eψ

Ћ – постоянная Планка (h-2π)

M – масса электрона

∆ - оператор Лапласа = 1\δx²+1\δy² +1\δz²

Ψ – волновая функция, соответствующая в уравнении Шрёдингера амплитуде 3-х мерного волнового процесса.

Величина ψ является комплексной переменной.

Квадрат волновой функции – это вероятность обнаружения электроном в данной области пространства:| ψ² | = dv = dw

Уравнение Шрёдингера связывает энергию электрона с его пространственными координатами (x;y;z), а также волновой функцией ( ψ ), соответствующей в данном уравнении амплитуде 3-х мерного волнового процесса.

Допустимые уровни энергии электрона определены значению n, получившего название главное квантовое число.

4)квантовые числа. Формы электронных облаков. Атомная электронная орбиталь

2.1) Главное квантовое число.

Главное квантовое число (n) может принимать целые значения: 1;2;3;4;5;6;7. В химии принято обозначать буквами: K;Z;M;N;O;P;Q. Таким образом главное квантовое число определяет энергию, а следовательно и размеры электронного облака.

2.2) Орбитальное квантовое число.

Орбитальным квантовым числом принято называть значения 0;1;2;3. Общая формула (n-1).

В химии обозначают как: s;p;d;f.

Данному значению главного квантового числа (n) соответствует n значений.

n

1. 0

2. 01

3.  012

4. 0123

Состояние электрона в атоме, отвечающего определённым значениям n и l, называется энергетическим подуровнем. (3d)

Орбитальное число задаёт форму электронного облака.

2.3) Магнитное и спиновое квантовые числа.

Ориентация в пространстве электронных облаков определяется значениями магнитного (m) числа:

m (-l;0;+l)

l=0 m= 0

l=1 m= -1;0;1

l=2 m= -2;-1;0;1;2

Общему значению l соответствует (2l+1) значений магнитного квантового числа (m).

Состояние электрона в атоме, характеризующимся определёнными значениями квантовых чисел (m;n;l), т.е. определяющимися размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, получило название атомной электронной орбитали.

Исследования атомных спектров привело к выводу, что помимо 3-х чисел электрон характеризуется ещё одной квантовой величиной не связанной с движением электрона вокруг ядра. Это число получило название спинового квантового числа (S). Оно моде принимать 2 значения ( +1\2 и -1\2).

Спин определяет ориентацию собственного момента количества движения электронов в пространстве. Таким образом, 4 квантовых числа (n;l;m;S) полностью определяет состояние электрона в изолированном атоме.

5)порядок заполнения энергетических уровней в атоме

В атоме не может быть 2-х электронов, у которых все 4 квантовых числа были бы одинаковыми. Любая атомная орбиталь может быть заполнена 2-мя электронами.

l=0 m=0 => 2e

l=1 m= -1;0;1 => 6e

l=2 m= -1;-1;0;1;2 => 10e

l=3 m= -3;-2;-1;0;1;2;3 => 14e

1k=2e; 2l=8e; 3M=18e; 4…=32e

принцип min энергии:

Наиболее устойчивому состоянии электрона в атоме соответствует минимально возможное значение его энергии. Любое из других его состояний является возбужденным, неустойчивым. И него электрон самопроизвольно переходит в состояние с более низкой энергией.

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина максимально.

4) Электронное строение атомов S;P;D;F элементов.

Первое правило Клечковского: при увеличении заряда яра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального (n+l) квантовых чисел к орбиталям с большим значением этой суммы.

Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы m+l заполнение орбиталей происходит последовательно в направлении увеличения значения главного квантового числа.

Вывод: таким образом, расположение элементов в периодической системе соответствует электронному строению их атомов.

6)строение атомных ядер. изотопы. энергия связи. Дефект масс

Атомные ядра состоят из протонов и нейтронов. Протон – элементарная частица, несущая положительный заряд, равный заряду электрона. Масса протона = массе электрона = 1,67*10^-19кг. Обозначат: p.

Нейтрон – нейтральная частица. Обозначают: n. Атомная масса (А)=p+n.

Ядерные силы – это сумма сил электростатического отталкивания и сил притяжения. Величину этих сил можно рассчитать так: E_св=[Zm_p+(A-Z)*m_n-m_я]*c2; m=Zm_p+(A-Z)*m_n-M_я

Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра, на разным числом нейтронов называют изотопами.

7)периодические законы Периодическая система Менделеева. Порядковый номер элемента

1) Периодический закон Д.И. Менделеева.

Открыт в 1869г. Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Отсюда вытекает, что изменение свойств химических элементов по мере возрастания их атомной массы не совершается непрерывно в одном и том же направлении, а имеет периодический характер. Через определённое число электронов происходит кА бы возврат назад к исходным свойствам после чего в известной мере вновь повторяются свойства предыдущих элементов в той же последовательности, но с некоторым качественными и количественными различиями.

2) Периодическая система элементов.

Ряды элементов в пределах которых свойства изменяются последовательно (например Li-Ne) называются периодами.

Разделив все элементы на периоды и располагая один под другим так, чтобы сходные по свойствам и типу образуемых соединений элементы находились друг под другом, Менделеев составил таблицу, названную им Периодической системой элементов по группам и рядам.

Эта таблица состоит из 10 горизонтальных рядов, поделённых на 7 периодов и 8 вертикальных столбцов или групп, поделённых на 2 подгруппы: главную и побочную, в которых 1 под другим размещены сходные между собой элементы.

Таким образом, в периодической системе свойства элементов, их атомная масса, валентность, химический характер изменяются в известной последовательности. Место элемента в таблице определено его свойствами и наоборот, каждому месту соответствует элемент, обладающий определённой совокупностью свойств.

Зная положение элемента в таблице можно довольно точно указать его свойства.

3) Порядковый номер.

Порядковый номер элемента – это важнейшая константа, выражающая положительный заряд ядра его атома.

Из электронейтральности атома следует, что и число вращающихся вокруг ядра электронов равно порядковому номеру элемента. Это открытие Дао многие обоснования расположения элементов в периодической системе. Таким образом, заряд атомного ядра является той основной величиной, от которой зависят свойства элемента и его положение в периодической системе.

В этой связи можно сформулировать правильную формулировку периодического закона: свойства элементов и образуемых ими сложных и простых веществ, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов, а следовательно от порядкового номера элемента.

8)размеры атомов и ионов. Энергия ионизации. Сродство к электрону.Электроотрицательность

5) Размеры атомов и ионов.

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома носит периодический характер. С увеличением заряда ядра атома в периодах проявляется тенденция к уменьшению размеров атома. Это объясняют увеличивающимся притяжением электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда. В пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Потеря электронов атомом приводит к уменьшению его эффективных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению.

В пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра.

6) Энергия ионизации. Сродство электронов. Электроотрицательность.

Для отрыва электрона от атома необходимо затратить некоторую энергию, называемую энергией ионизации. То наименьшее значение напряжения поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, называют потенциалом ионизации атомов данного элемента. 1 эВ=16*10^-19 Дж. Для отрыва каждого последующего электрона требуется большая затрата энергии.

Чем меньше потенциал ионизации, тем сильнее должны быть выражены металлические свойства элемента. В одной и той же подгруппе периодической системы с увеличением порядкового номера элемента потенциал ионизации уменьшается.

У элементов одного периода потенциал ионизации возрастает с увеличением порядкового номера элемента.

Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому называется сродство атома к электрону. Сродство к электрону атома к неметаллу всегда положительно и тем больше, чем ближе к благородному газу распложен неметалл в периодической системе.

Способности атома данного элемента оттягивать к себе электронную плотность в молекуле получило название электроотрицательность. Её характеризует способность атома с поляризации ковалентной связи. Для оценки относительной силы притяжения электронов атомами в случае ковалентной связи введена шкала электроотрицательности элементов.

В периодической системе электроотрицательность возрастает в направлении слева на право для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз ля элементов одной и той же группы.

9)теория химического строения

При взаимодействии атомов между ними может возникать химическая связь, приводящая к образованию устойчивой многоатомной системы: молекулы, молекулярного иона и кристалла. Энергия разрыва связи служит мерой её прочности. При образовании химической связи энергия всегда выделяется за счёт уменьшению потенциальной энергии взаимодействующих атомов. Потенциальная энергия образующихся частиц всегда меньше, чем потенциальная энергия исходных свободных атомов. Таким образом, условием образования химической связи является уменьшение потенциальной энергии взаимодействующих атомов. Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы и кристалла.

Познание характера этого взаимодействия оказалось возможным на основе представления о строении атома и коркуспулярно-волновых свойствах электрона.

Согласно принципу неопределённости Гейзенберга нельзя одновременно точно измерять импульс и координаты частиц. Волновая функция ψ – это амплитуда вероятности четырёхмерного волнового процесса.

Если состояние системы изменяется во времени, то говорят, что система находится в стационарном состоянии.

Крупным шагом в развитии представлений о строении молекул явилась теория о химическом строении, основными положениями которой являются следующие:

1) Атомы в молекуле соединятся друг с другом в определённой последовательности.

Изменение этой последовательности приводит к образованию веществ с новыми

свойствами.

2) Соединения атомов происходит в соответствии с их валентностью.

3) Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от их химического строения,

т.е. от порядка соединения атомов в молекуле и характера их взаимного влияния. Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, непосредственно связанные между собой.

Таким образом, согласно теории Бутлерова свойства веществ определяются не только их качественным и количественным составом, но и внутренней структурой молекул, т.е. определённым порядком соединения между собой атомов, образующих молекулу.

Эту внутреннюю структуру Бутлеров назвал химическим состоянием. Учения Бутлерова дало возможность определить строение молекул на основании изучения их химических свойств и предугадывать свойства веществ, строение их молекул.

Из теории Бутлерова вытекает возможность изображения молекул виде структурных формул, в которых каждая чёрточка, соединяющая атомы, является единицей валентности.

10)типы химических связей

В настоящее время различат 5 типов химических связей:

- ионная: является полярной. Образуется в результате передачи электронов атомам одного элемента атомам другого;

- ковалентная: неполярная, полярная. Ковалентная связь возникает в результате образования общих электронных пар;

- металлическая связь: обусловлена наличием в кристаллической структуре металлов 3-х мерного каркаса, погруженного в электронный газ;

- водородная связь: возникает в случае, когда атом водорода связан с очень электроотрицательным атомом другого элемента;

- межмолекулярная связь: осуществляется силами Ван-дер-Ваальса или силами межмолекулярного притяжения молекул. Природа межмолекулярной связи состоит в электростатическом взаимодействии, причём в отличии от ионной и ковалентной связей сдвиг электронов взаимодействующих молекул осуществляется внутри молекул.

Силы Ван-дер-Ваальса возникают в результате действия 3-х различных факторов:

1) ориентационное взаимодействие (взаимодействие типа диполь-диполь);

2) индукционное взаимодействие (диполь - индуцированный диполь);

3) дисперсионное взаимодействие (взаимодействие типа мгновенный диполь –

мгновенный диполь).

11)метол валентных связей. способы образования ковалентных связей

Химическая связь осуществляется в молекуле водорода путём образования пары электронов с противоположно направленными спинами, принадлежащей обоим атомам. При этом возникает состояние с повышенной плотностью электронного облака, заполняющего межъядерное пространство, и вызывающего уменьшение энергии системы, что и приводит к возникновению сил притяжения между атомами.

Основные положения метода валентных связей (теория Г. Лондона):

1. Ковалентная химическая связь образуется 2-мя электронами с противоположно направленными спинами, причём эта электронная пара принадлежит 2-м атомам одновременно. Комбинаций таких 2-х электронных, 2-х центровых связей, отражающих электронную структуру молекул получило название валентных схем.

2. Валентная связь образуется в том направлении, в котором расположена наибольшая часть электронного облака, соответствующего валентным электронам. При этом осуществляется максимальное перекрывание облаков, связывающих электронов. Это означает, что ковалентная связь имеет направленный характер.

3. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

4. Число общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами или иначе число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента соответствующим соединением, которая равна валентности элемента по отношению к водороду.

Способы образования ковалентных связей.

1-й способ: за счёт не спаренных электронов, имеющихся невозбужд. взаимодейств. атомов.

2-ой способ: за счёт перевода спаренного электрона с более низкого энергетического подуровня атома на свободный более высокий энергетический подуровень этого же атома при возбуждении. При этом увеличение числа ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на перевод атома в возбужденное состояние.

3-й способ: донорно-акцепторный механизм. Во многих случаях ковалентная связь возникает за счёт спаренных электронов, имеющихся во внешнем электронном слое одного из атомов и свободной атомной электронной орбитали другого атома. В данном случае ковалентная связь возникает за счёт пары электронов, первоначально принадлежавшей азоту (донору электронов) и свободной атомной электронной орбитали иона водорода ( акцептора электронной пары). Общее число ковалентных связей, которые способны создать атом, ограниченно. Оно определяется общим числом валентных орбиталей, т.е. тех орбиталей, использование которых для создания ковалентных связей оказывается энергетически выгодным.

К таким орбиталям относятся S и P внешнего и d – орбитали пред внешнего электронных слоёв. Способность атомов участвовать в образовании ограниченного числа ковалентных связей получило название насыщаемость ковалентной связи.

12)направленность ковалентной связи. гибридизация атомных электронных орбиталей

Рассказать о видах ковалентных связей и их изображениях. Ковалентная связь обладает направленным характером. Сигма связь (когда только одно пересечение например круг-круг, круг-восьмерка, восьмерка-восьмерка), пи связь: двойное пересечение восьмерка-восьмерка. Дельта связь: пересечение восьмерок объемное.

Метод гибридизации атомных электронных орбиталей исходит из предположения, что при образовании молекулы вместо исходных S;P;D электронных облаков образуются такие равноценные (смешанные) или гибридные электронные облака, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с электронными облаками этих атомов. 1) 1s+1p=2sp. Возможны и др случаи гибридизации: 2) 1s+2p=3sp2 ; 3) 1s+3p=4sp3 ; 4) 1s+3p+2d=6sp3d2.

13)проблемы метода валентных связей

Хотя метод валентных связей позволяет объяснить строение связей, но в ряде случаев метод валентных связей не может объяснить природу образующихся связей или же приводит к ложным заключениям о свойствах молекул. H+H⁺ = H₂⁺ + 256 кДж \ моль. О+О=О₂

На основе метода валентных связей не возможно объяснить почему отрыв электронов от некоторых молекул приводит к упрочнению химической связи.

14)основные положения метода молекулярных орбиталей

1) Вся молекула рассматривается как единое целое, состоящая из ядер ( бывших атомов )

и электронов (принадлежавших атомам).

2) Все электроны являются общими для всех ядер, т.е. химические связи являются

многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной

степени.

Таким образом, с точки зрения метода молекулярных орбиталей 2-х центровая связь

представляет собой лишь частный случай многоцентровой химической связи.

3) Состояние электронов в молекуле описывается решением соответствующего уравнения Шрёдингера для молекулярной системы. Для решения вводится понятие одноэлектронного приближения: Одноэлектронное приближение предполагает, что можно рассматривать каждый электрон, движущийся в поле ядер и ускоренном поле остальных электронов молекулы. При решении уравнения Шрёдингера для многоцентровой и многоэлектронной систем получаются решения виде одноэлектронных волновых функций - молекулярных орбиталей, их энергий и электронной энергии всей молекулярной системы как целого. В методе молекулярных орбиталей справедливы: принцип Паули, принцип минимума энергии, правило Хунда. Правило Хунда:

В одноэлектронном приближении метод молекулярных орбиталей описывает каждый электрон своей орбиталью. В этой области пространства потенциальное поле создается ядром M, поскольку молекула в целом нейтральна, то между другим ядром N и М можно рассматривать Fпритяж =0. Таким образом вблизи ядра движение электрона будет приблизительно таким же, как и в отсутствии остальных атомов. Поэтому в орбитальном приближении молекулярная орбиталь в близи ядра должна быть похожа на одну из атомных орбиталей этого атома. Таким образом, можно приблизительно представить молекулярную орбиталь в виде линейной комбинации атомных орбиталей отдельных атомов.

15)приближение МО ЛКАО

Приближение МО ЛКАО: всегда образуется столько молекулярных орбиталей, сколько было исходных атомных орбиталей всех ядер систем.

Вывод: амплитуды молекулярной электронной волны также образуются сложением амплитуд взаимодействующих атомных электронных волн, т.е. сложением атомных волновых функций. При этом, однако, под влиянием силовых полей ядер и электронов соседних атомов волновая функция каждого атомного электрона изменяется по сравнению с его волновой функцией в исходном изолированном атоме.

В пространстве между ядрами значение молекулярно-волновой функции больше чем значение исходных атомных функций. Таким образом, возрастание амплитуды молекулярно-электронных волн означает, что при образовании молекулярной орбитали плотность электронного облака в межъядерном пространстве увеличивается. В результате образуется химическая связь, а молекулярная орбиталь называется связывающей, и обозначается σ_1s^св

Переход с 1S АО на связывающую МО, приводящий к возникновению химической связи сопровождается выделением энергии. Наоборот, переход электронов с атомных 1S орбиталей на разделяющие σ_1s^* требует затрат энергии.

Приближенно можно считать, что при переходе 1S электрона с исходной атомной орбитали на молекулярную связывающую орбиталь, выделяется столько же энергии, сколько необходимо затратить для его перевода на разрыхляющую молекулярную орбиталь.

Наиболее устойчивое состояние молекулы достигается в том случае, когда электроны занимают молекулярные орбитали, отвечающие минимальной энергии. Поэтому, преобразование молекул 2-х атомов водорода пойдёт на связывающую орбиталь:

Электроны, находящиеся на одной молекулярной орбитали должны обладать противоположно направленными спинами. В методе валентных связей кратность связей определяется числом общих электронных пар.

Аналогично, в методе молекулярных орбиталей для характеристики электронной плотности, ответственной за связывание атомов в молекулу, вводится величина - порядок связи. Порядок связи, в отличии от кратности связи, может принимать не целочисленные значения. Порядок связи в двухатомных молекулах определяется по числу связывающих электронов, участвующих в её образовании: 1) если 1 эл. связывающий порядок = 0,5; 2) если 2 – то порядок = 1. При этом разрыхляющие электроны компенсируют действие соответствующего числа связывающих.

Химическую связь в молекуле Н, образованную двумя связывающими электронами следует рассматривать как простую связь с кратностью 1.

16)статистический и термодинамический метод исследования

Все макроскопические тела состоят из ограниченного числа микрочастиц. Для исследования свойств и процессов, происходящих в макроскопических системах применяют 2 взаимно дополняющих друг друга метода: молекулярно-статистический и термодинамический.

Статистический метод исходит об атомно-молекулярном строении макрообъектов. Этот метод основан на использовании теории вероятности и определяет модели строения изучаемых систем. В совокупном поведении огромного числа частиц проявляются статистические и динамические закономерности.

Кроме статистического существует ещё термодинамический метод. В нём не учитывают внутреннее строение веществ и характер движения отдельных частиц. Термодинамический метод основан на изучении различных превращений энергии, происходящем в системе.

Достоинством термодинамического метода является то, что его уравнения характеризуются большей общностью и универсальностью. Они применимы к любой системе, для которой справедливы начала термодинамики.

Недостаток: этот метод не скрывает внутренних причин рассматриваемых явлений.

17)основные понятия термодинамики

Термодинамика является математической наукой, занимающейся изучением закономерностей взаимного превращения тепла и других видов энергии, происходящих в системе.

В термодинамике рассматриваются термодинамические системы – это макроскопические объекты, которые могут обмениваться энергией как друг с другом, так и с внешней средой, т.е. телами и полями, которые являются внешними по отношению к данной системе. Системы бывают открытые и закрытые. Для описания состояния термодинамической системы вводят физические величины, которые называют термодинамическими параметрами или параметрами состояния системы (V, P, T). Понятие температура имеет смысл только лишь для равновесных состояний термодинамической системы.

Основным постулатом (нулевым началом термодинамики) является утверждение о том, что предоставленная самой себе макроскопическая система всегда приходит в состояние термодинамического равновесия и остаётся в нём неопределённо долго до тех пор, пока какое-либо воздействие не выведет его из этого состояния.

Равновесное состояние характеризуется:

1. постоянством значения Т во всех точках системы;

2. определённым значением термодинамических параметров.

Скалярная величина, определяющая тепловое равновесие между телами, которые обмениваются энергией по средствам теплообмена называются температурой. Температура тела характеризует кинетическую энергию теплового движения его молекул.

Термодинамические параметры разделяют на внутренние и внешние. Внешние: физические величины, характеризующие состояние системы и зависящие от полей. Внутренние: физические величины, характеризующие состояние системы, и зависящие как от внешних тел, так и от координат и скоростей частиц, образующих данную систему. Если система находится в равновесном состоянии, то параметры состояния не являются независимыми. Они связаны между собой уравнением состояния: P=f(V,T).

Равновесным называют термодинамический процесс, когда система бесконечно медленно проходит непрерывный ряд бесконечно близких термодинамических равновесных состояний.

Изопроцессами называют термодинамические процессы, происходящие в системе с постоянной массой при постоянстве какого-либо термодинамического параметра.

Функцией состояния называют физические величины, характеризующие состояние системы.

Передача энергии от одного тела к другому может осуществляться 2 способами:

1. по средствам механического воздействия;

2. по средствам теплового взаимодействия.

Количество энергии, передаваемой системой, называется работой, совершенной над системой. Количество энергии, переданной системе внешними телами, теплообменом называется количеством тепла или теплом [Дж].

18)законы термодинамики

1-ый закон термодинамики:δQ=dU+δA p=conts.

Правило знаков в термодинамике: 1) Q>0 – если подводят тепло;Q<0 – если отводят; 2) Если система совершает работу, то А>0; если над ней – то А<0.

Важным ограничением 1-го закона является то, что невозможно предсказать направление протекания процесса.

2-ой закон термодинамики:

Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого является превращение всей теплоты, полученной от нагревателя, в эквивалентную ей работу.

Невозможен круговой процесс, единственным результатом которого является передача теплоты от менее нагретого тела к более нагретому.

Термодинамическая вероятность (w) – это число способов, которыми может быть реализовано данное состояние макроскопической системы.

Если процесс проводится обратимо и при T=const, то изменение энтропии связано с поглощаемой теплотой следующим уравнением:

dS=(δQ / T)_обр

Энтропия системы никогда не убывает. Энтропия – есть термодинамическая функция, показывающая, как изменится рассеивание энергии при переходе системы из одного состояния в другое в обратимом изотермическом процессе [Дж \ К].

3-й закон термодинамики:

При любом изотермическом процессе, проведённом при абсолютном нуле t, изменение энтропии равно нулю, независимо от изменения любых других параметров состояния.

Невозможен такой процесс, в результате которого тело могло быть охлаждено до t абсолютного нуля!!!

20)превращение энергии при химических реакциях. Основные понятия термохимии

В первом случае реакция называется экзотермическими, во втором – эндотермическими.

Выделение энергии при реакциях свидетельствует , то эти вещества ещё до реакции обладали какой-то энергией.

Такая форма энергии, скрытая в веществах и высвобождаемая при химических, а также некоторых физических процессах называется внутренней энергией вещества. При химических реакциях высвобождается только часть внутренней энергии. Таким образом, измеряя количество теплоты, выделяющейся при реакциях, мы можем судить об изменении внутренней энергии веществ. Это изменение называется химической энергией.

При реакции химическая энергия превращается в тепло, свет, механическую энергию, электрическую энергию. При химических реакциях может происходить взаимное превращение внутренней энергии веществ с одной стороны и тепловой, лучистой, механической и электрической с другой.

21)закон термохимии

Раздел химии, посвящённый изучению тепловых эффектов реакций, получил название термохимия.

Термохимия базируется на 2-х основных законах:

Если при образовании какого-либо соединения выделяется (или поглощается) некоторое количество теплоты, то при разложении этого соединения в тех же самых условиях такое же количество теплоты поглощается (или выделяется).

Результаты термохимических изменений – тепловые эффекты реакций, относят к одному молю образующегося вещества, а количество теплоты, которое выделится при образовании одного моля соединения из простых веществ, называют теплотой образования данного соединения.

Если элемент может существовать в виде нескольких простых веществ или алотропных форм, то при расчете теплоты образования этот элемент берут в виде того вещества, которое при данных условиях наиболее устойчиво.

Теплообразование наиболее устойчивых при данных условиях простых веществ принимают равным нулю.

Теплотообразование менее устойчивых простых веществ равны теплотам их образования из наиболее устойчивых.

Химические уравнения, в которых указано количеств выделяющейся, или поглощаемой теплоты, а также агрегатные состояния реагирующих веществ, называют термохимическими уравнениями.

Величина теплового эффекта зависит от природы реагирующих веществ, продуктов реакции, их агрегатного состояния и температуры.

Для удобства сравнения различных реакций по величинам их тепловых эффектов последние, как правило, указываются для температур исходных веществ, равной 25 ˚С или 298 К, называемой стандартной температурой.

Важнейшей характеристикой веществ, применяемых в качестве топлива служит теплота их сгорания, которая характеризует количество теплоты, выделяющейся при сгорании 1 моля вещества.

Закон Гесса: тепловые эффекты реакций зависят только от начального и конечного состояний веществ и не зависят от промежуточных стадий процесса.

Следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен суме теплот образования получившихся веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ. Полу-суммирование осуществляется с учётом числа молей, участвующих в реакции веществ в соответствии с её уравнением.

22)термодинамические функции: внутренняя энергия, энтропия, энергия Гиббса

Все химические элементы принято называть рассматриваемым веществом или совокупностью веществ. Энтальпией пользуются в случае рассмотрения изобарных процессов, а изменения внутренней энергии - при изохорных процессах.

Энтальпия, как и внутренняя энергия характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т.е. на работу расширения.

Подобно внутренней энергии энтальпия определяется состоянием системы и не зависит от того, каким путём это состояние было достигнуто.

Для изотермических реакций, протекающих при постоянном давлении такой функцией, которая отражает влияние на направление протекания процесса, как тенденция к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению системы наиболее вероятного состояния является энергия Гиббса. Она связана с энтропией, температурой и энтальпией.

G = H – TS

Таким образом можно записать: dG = dH – TdS. Полезной работой называется вся проведённая в данном процессе работа за вычетом работы расширения: A = pΔV. В условиях постоянства температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса.

23)скорость химических реакций

Раздел химии, занимающийся изучением скоростей реакции называется химическая кинетика.

Фазой называют однородную часть системы, отделённую от других её частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком. Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идёт во всём объёме этой системы, а если в гетерогенной системе – то она протекает только на поверхности раздела фаз, образующих данную систему.

Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию, или образующегося при реакции за единицу времени на единицу площади поверхности раздела фаз.

Скоростью гомогенной реакции называют количество вещества, вступающего в реакцию в результате реакции за единицу времени в единицу объёма рассматриваемой системы. Скорость реакции в гомогенной системе есть изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени.

К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции относят следующие: природу реагирующих веществ, их концентрацию, температуру, присутствие в системе катализаторов.

Скорость некоторых гетерогенных реакций зависит также от интенсивности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция и от степени дисперсности реагирующих веществ.

24)зависимость скорости реакций от концентрации растворенных веществ

Необходимым условием того, чтобы между частицами исходных веществ произошли химические взаимодействия является их столкновение друг с другом.

А+В = С; v = k[A][B] – закон действия масс.

При постоянной температуре скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ. Величина константы скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, от температуры, от присутствия катализаторов, но не зависит от концентрации реагирующих веществ.

В случае гетерогенной реакции в уравнении закона действия масс входит концентрация только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или растворе, а также величина удельной поверхности раздела фаз.

25)зависимость скорости реакций от температуры и природы реагирующих веществ

Не всякое столкновение молекул реагирующих веществ приводит к образованию продуктов реакции.

Если кинетическая энергия столкновения молекул достаточно для ослабления или разрыва связей, то столкновение может привести к перестройке атомов и к образованию нового вещества.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества называется энергией активации данной реакции Е_а [кДж \ моль], а молекулы, обладающие такой энергией называют активными. Возрастание скорости реакции с ростом температуры характеризуют температурным коэффициентом скорости реакции. Он показывает во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 20˚ .Значение величины энергии активации является тем же фактором, по средствам которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.

Реакции, требующий для своего протекания заметной энергии активации начинаются с разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещество переходит в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называют активированным комплексом.

В простейшем случае активированный комплекс представляет собой конфигурацию атомов, в которой ослаблены старые связи и образуются новые.

Активированный комплекс возникает в качестве промежуточного продукта в ходе как прямой, так и обратной реакции. Энергетически он отличается от исходных веществ на величину энергии активации прямой реакции, а от конечных продуктов – на энергию активации обратной реакции.

26)катализ

Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на её скорость называются катализаторами.

Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называют катализом. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называют каталитическими. В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причём эти стадии энергетически более доступны. При катализе энергия активации реакции понижается. Часть молекул, энергия которых была достаточной для активных столкновений теперь оказывается активной. Катализ снижает энергию активации прямой и обратной реакции на одну и ту же величину.

В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующее вещество образуют одну фазу, а в случае гетерогенной – катализатор находится в самостоятельной фазе.

27)стадии протекания гетерогенных реакций

Стадии:

1. скорость подвода реагирующего вещества к поверхности;

2. химическая реакция на поверхности;

3. отвод продукта реакции от поверхности.

При установившемся режиме реакции все 3 стадии протекают с равными скоростями, т.е. скорость реакции будет определяться скоростью протекания самой медленной стадии. Стадия, определяющая скорость протекания гетерогенной реакции называется лимитирующей стадией.

57)коагуляция коллоидных растворов. Коллоидные растворы в природе и технике

-это процесс разделения на осадок дисперсной фазы(коагулят) и дисперсионную среду.Способность сохранять присущую им степень дисперсности называется агрегативной устойчивостью.

87)простые и кратные связи между атомами углерода в органических соединениях.

Простая-это ковалентная связь между атомами углерода,образованная одной парой обобщённых электронов.Связь между атомами углерода может осуществляться не одной,а двумя или тремя общими парами электронов,тогда получаются цепи с кратными-двойными или тройными связями.Углеводороды с кратными связями называются непредельными или ненасыщенными)этилен и ацителен).Кратные связи при реакциях легко переходят в простые.Тройная вначале переходит в двойную,а затем в простую. Предельные углеводороды-метан-бесцветный лёгкий горючий газ,не имеющий запаха и почти нерастворимый в воде(СН4).

88)изомерия органических соединений

Цепи из атомов углерода могут быть неразветвлёнными и разветвлёнными.При одном и том же составе соединения могут различаться по строению вследствии различного положения в углеродной и не в углеводородной цепях атомов.Известно несколько видов пространственной изомерии(стереоизомерии),заключающейся в том,что соответствующие изомеры при одинаковом составе и порядке соединения атомов отличаются различным расположением атомов в пространстве.Цис-транс изомерия-это когда с каждым из атомов углерода при двойной связи соединены различные атомы или группы.

19)основные характеристики агрегатных состояний. Явление переноса: теплопроводность, внутреннее трение (вязкость), диффузия

Скорость диффузии при постоянных температуре и вязкости среды зависит от величины и формы частиц.

64)методы защиты от коррозии

1)электрохимический метод-катодная защита и метод протекторов.

2)изменение химических свойств металла

3)комбинированные методы

4)метод обработки внешней среды-добавление ингибиторов-вещества,замедляющие коррозию.

28)цепные реакции

Существуют реакции, в которых возможность протекания каждого элементарного акта сопряжена с успешным исходом предыдущего акта и в свою очередь обуславливает возможность последующего. Такие реакции называют цепными.

Цепные реакции протекают с участием активных центров – атомов, ионов, радикалов, обладающих не спаренными электронами и проявляющие в следствии этого очень высокую реакционную активность. Активные центры служат создателями цепей последовательных превращений веществ.

Такие реакции называются неразветвлёнными. В случае разветвлённых цепных реакций взаимодействие одного свободного радикала с молекулой исходного вещества приводит к образованию не одного, а двух и большего числа новых активных центров. Один из них продолжает старую цепь, а другие – дают начало новым. Цепь разветвляется и реакция прогрессивно ускоряется.

29)необратимые и обратимые реакции. химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Необратимые реакции могут протекать только в прямом направлении, а обратимые и в обратном. Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия.

При постоянной температуре константа равновесия обратимой реакции представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов реакций и исходных веществ, которая устанавливается при равновесии.

Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции связаны между собой. Изменение концентрации любого из этих веществ влечёт за собой изменение концентрации всех остальных веществ. В итоге устанавливается новая концентрация, но соотношение между ними отвечает константе равновесия.

Численное значение константы равновесия в 1-ом приближении характеризует выход данной реакции.

Выходом реакции называют отношение количества получающегося вещества к тому количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца.

В случае гетерогенных реакций выражение константы равновесия также как и в выражении закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе.

Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. От присутствия катализатора она не зависит, т.к. катализатор снижает энергию активации прямой и обратной реакций на одну и ту же величину. Катализатор может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия.

30)смещение химического равновесия. принцип Ле Шателье

Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нём до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. Наибольшее значение имеют случаи нарушения химического равновесия вследствие уменьшения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии; изменение давления и температуры. Эти нарушения равновесия регламентируются принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказать воздействие, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

31)факторы определяющие направление протекания химических реакций

Химические процессы должны протекать в направлении уменьшения внутренней энергии системы, т.е. в направлении, отвечающему положительному тепловому эффекту реакции.

Вторым фактором, влияющим на направленность химических реакций является принцип направленности процессов наиболее вероятному состоянию, т.е. при химических реакциях, в силу принципа направленности процессов минимуму внутренней энергии, атомы соединяясь в молекулы, при образовании которых выделяется наибольшее количество энергии.

Тенденция к переходу в состояние с наименьшей внутренней энергией проявляется при температуре в одинаковой степени. Тенденция к достижению наиболее вероятного состояния проявляется тем сильнее, чем выше температура. При низких температурах в большинстве случаев практически сказываются только влияние первой из этих тенденций, в результате чего самопроизвольно протекают экзотермические процессы. По мере возрастания температуры равновесие в химических системах всё больше и больше сдвигается в сторону реакции разложения или увеличения числа состояний атомов. При этом каждой температуре отвечает состояние равновесия, характеризующееся определённым соотношением концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции

32)правило фаз Гиббса

Для любой системы, находящейся в равновесии сумма числа фаз (Р) и числа возможных состояний системы (V) больше числа компонентов (С) на 2:P + V = C+2

33)сорбция и сорбционные процессы. Хроматография

Сорбцией называют любой процесс, поглощения одного вещества (сорбтива) другим (сорбентом) независимо от механизма поглощения. Процесс, обратных сорбции, называют десорбцией.

Различают: адсорбцию, абсорбцию, хемосорбцию, капиллярную конденсацию.

Адсорбцией называют изменение концентрации веществ на границе раздела фаз. Она происходит на любых межфазовых поверхностях и адсорбироваться могут любые вещества. Адсорбционное равновесие, т.е. равновесие распределения вещества между пограничным слоем и граничащими фазами является динамическим и быстро останавливается.

Адсорбция уменьшается с повышением температуры.

В ряде случаев поглощение одного вещества другим не ограничивается поверхностным слоем, а происходит во всём объёме сорбента. Такое поглощение называют абсорбцией.

Поглощение одного вещества другим, сопровождающееся химическими реакциями, называют хемосорбцией.

Капиллярная конденсация состоит в ожижении паров микропористых сорбентов. Она происходит в следствии того, что давление паров на жидкости, смачиваемые ею в узле капилляров меньше, чем давление насыщенного пара под плоской поверхностью жидкости по той же температуре.

34)вода в природе. Свойства воды

Пресная вода содержит обычно от 0.01 до 0.1 массовых процентов примесей, а морская вода 3.5 массовых процентов примесей, основную часть которых составляют хлориды.

Вода, содержащая значительное количество солей Mg, Ca называется жёсткой, а не содержащая – мягкой. Плотность воды при переходе из твёрдого состояния в жидкое не уменьшается, а увеличивается в плоть до +4⁰С.

Между молекулами воды возникают водородные связи, приводящие к диссоциации молекул, а следовательно, к возникновению молекул жидкой воды при нормальной температуре.

t_критич.=374⁰С

Р_критич.=22.12 МПа

Критическая точка – это когда величины, характеризующие свойства жидкости и газа становятся одинаковыми.

Вода – весьма реакционно-способное вещество. Некоторые соли, взаимодействую я водой образуют кристаллогидраты.

Вода обладает высокой каталитической способностью. При заполнении молекулами какого-либо газа (гость) молекулярных полостей, имеющихся в структуре воды (хозяина) возникают соединения включения, получившие название клатраты, которые выкидывают в виде кристаллов при t от 0⁰С до +24⁰С.

В клатратных соединениях между молекулами гостя и хозяина образуются лишь слабые межмолекулярные связи. Следовательно, клатраты неустойчивы.

35)растворы. Процесс растворения.способы выражения состава раствора

Раствором называется твёрдое, газообразное или жидкая гомогенная система, состоящая их двух или более компонентов, относительно количества которых могут изменяться в широких пределах. Наиболее важный вид растворов – жидкий. Всякий раствор состоит из растворённых веществ и растворителя, т.е. среды, в которой эти вещества равномерно распределены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и полученный раствор.

Однородность растворов делает их очень сходными с химическими соединениями.

Отличия раствора от химических соединений состоит в том, что состав раствора может меняться в очень широких пределах. Кроме того в свойствах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случаях химических соединений.

Непостоянство состава растворов приближает их к механическим смесям, но от них они резко отличаются своей однородностью. Растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.

Отделение молекул от поверхности кристалла при растворении вызывается с одной стороны собственными тепловыми колебаниями молекул, а с другой стороны – притяжением молекул растворителем.

Раствор, находящийся в равновесии с растворенным веществом называется насыщенным раствором.

3) Способы выражения состояния раствора.

а) Массовая доля: ω=m₁\(m₁+m₂) * 100% где m₁ – растворенное вещество; m₁+m₂ – масса раствора; m₂ – масса растворителя;

б) Мольная доля – это отношение количества молей растворённого вещества к сумме количества всех веществ, составляющих раствор;

в) Молярная концентрация – отношение количества вещества, содержащегося в растворе, к объёму раствора (моль\м³);

г) Моляльность – отношение количества вещества, содержащегося в растворе, к массе растворителя (моль \ кг);

д) молярная концентрация эквивалента – это отношение количества вещества эквивалента, содержащегося в растворе, к объёму этого раствора (моль\м³).

Закон эквивалентов: объёмы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.

36)гидраты и кристаллогидраты. Пересыщенные растворы

4) кристаллогидраты, гидраты.

Изменения энтальпии при растворении 1 моля вещества называется энтальпией растворения этого вещества.

Процесс растворения сопровождается значительным возрастанием энтропии системы, т.к. в результате равномерного распределения частиц одного вещества в другом резко увеличивается число микросостояний системы.

В настоящее время установлено, что при растворении многих веществ их молекулы или ионы связываются с молекулами растворителя и образуют соединения, называемые сольватами.

Предположения о существовании водных растворов гидратов высказал и обосновал Д.И. Менделеев. Согласно его взглядам растворение – не только физический, но и химический процесс.

Гидраты, как правило, не стойкие соединения. Однако, в некоторых случаях они настолько прочны, что воду из них выделить сложно.

Процесс образования гидратов протекает с выделением теплоты.

При растворении вещества общий тепловой эффект складывается из теплового эффекта разрушения кристаллической решётки и теплового эффекта гидратации. Таким образом, учитывая образование сольватов, растворы следует рассматривать как химические соединения.

6) Пересыщенные растворы.

Растворы, содержащие больше растворённого вещества, чем его требуется для насыщения при данной температуре, называются пересыщенными. В спокойном состоянии они могут годами оставаться без изменения. При кристаллизации выделяется значительное количество теплоты, так что сосуд с раствором заметно нагревается.

Пересыщенные растворы являются неустойчивыми системами, способными к существованию только при отсутствии в системе твёрдых частиц растворённого вещества.

Возможность длительного существования таких растворов объясняется трудностью первоначального возникновения мельчайших (зародышевых) кристалликов, так называемых центров кристаллизации, от которых кристаллизация распространяются на всю массу раствора.

37)растворимость. Закон Генри. Закон распределения. Экстракция

5) Растворимость.

Растворимостью называют способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости вещества служит при данных условиях содержание его в насыщенном растворе. Однако, обычно, вещества состоящие из полярных молекул, и вещества с ионным типом связи лучше растворяются в полярных растворителях (вода, спирт, аммиак), а неполярные вещества – в неполярных растворителях (бензол и т.д.). Если растворение твёрдого вещества в жидкости сопровождается поглощение теплоты, то увеличение температуры приводит к повышению растворимости вещества.

При растворении твёрдых тел объём системы обычно изменяется незначительно. По этому растворимость твёрдых тел в жидкостях не зависит от давления.

Растворимость жидкостей в жидкостях:

а) неограниченное растворение

б) ограниченное растворение

В 1-ом случае взаимная растворимость жидкости с повышением температуры повышается до тех пор, пока не будет достигнута температура, при которой обе жидкости смешиваются в неограниченных пределах.

Температура, при которой ограниченная взаимная растворимость жидкостей переходит в неограниченную, называется критической температурой растворения.

Закон распределения: вещество, способное растворяться в 2-х несмешивающихся растворителях распределяется между ними так, что отношение его концентраций в этих растворителях при постоянной температуре остаётся постоянным, независимо от общего количества растворённого вещества.

Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс. При растворении газа в жидкости объём системы значительно уменьшается. Следовательно, повышение давления приводит к увеличению растворимости газов.

Закон Генри: масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объёме жидкости прямо пропорциональна парциальному давлению газа.С=кр

где С – массо-объемная концентрация, р – парциальное давление газа, к – коэффициент Генри.

Следствие из закона Генри:

а) Объём газа, растворённого при постоянной температуре в данном объёме жидкости не зависит от его парциального давления.

б) Если над жидкостью находится смесь газов, то растворение каждого из них определено парциальным давлением.

38)осмос. Закон Вант-гоффа

Перегородки, пропускающие только лишь молекулы 1-го сорта, называются полупроницаемыми мембранами.

Односторонняя диффузия молекул через полупроницаемую мембрану получило название осмос.

При измерении осмотического давления различных растворов было установлено, что величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит от природы растворяющихся веществ и растворителя.

P=CRT - закон Вант-Гоффа

где P- осмотическое давление раствора (Па), C – молярность, R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура

39)давление пара растворов. Закон Рауля

При данной температуре давление пара над жидкостью – величина постоянная. При растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара в этой жидкости понижается.

Пар, находящийся в равновесии со своей жидкостью, называется насыщенным.

Давление насыщенного пара зависит от природы жидкости и температуры, но не зависит от объёма сосуда, в котором находится пар.

Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже чем над чистым растворителем при той же температура.

Разность между давлением насыщенного пара над чистым растворителем и над раствором, называют понижением пара раствора, а отношение понижения давления пара раствора к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется относительным понижением давления пара над раствором.

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества.

Явление понижения давления насыщенного пара над раствором вытекает из принципа Ле-Шателье.

40)замерзание и кипение растворов

Индивидуальные вещества характеризуются строго определёнными температурами переходов из одного агрегатного состояния в другое.

Присутствие растворённого вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания и тем сильнее, чем концентрированней раствор. При кипении и замерзании концентрация раствора возрастает. Это приводит к ещё большему повышению температуры кипения и понижению температуры кристаллизации.

Таким образом, раствор кристаллизуется и кипит не при строго определённых температурах, а в некотором температурном интервале.

Температурой начала кристаллизации и начала кипения данного раствора, называется его температура кристаллизации и температура кипения.

Разность между температурой кипения раствора и чистого растворителя, называют повышением температуры кипения раствора.

t_к – t_охл=∆t_к

Разность между температурой замерзания чистого растворителя и температурой замерзания раствора называют понижением температуры замерзания раствора.

Температура кипения раствора всегда выше температуры кипения чистого растворителя.

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов вытекает из принципа Ле-Шателье.

Если растворить в воде некоторое количество какого-либо вещества, то концентрация молекул воды в жидкости понизится и пойдёт процесс увеличения концентрации молекул воды – плавление льда.

Таким образом, для установления нового равновесия необходимо понизить температуру.

Для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания пропорционально концентрации раствора.

На изменении температуры кипения и замерзания растворов основаны Эбулоскопический и Криоскопический методы определения молекулярных масс веществ. Оба метода широко используют в химии.

41)водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоции.процесс диссоциации

1. Процесс диссоциации.

1) Теория электролитической диссоциации.

Причиной высокого осмотического давления, а также электропроводности таких веществ, как кислоты, основания и соли является их распад при процессе растворения на ионы.

Д.И. Менделеев разработал химическую и гидратную теорию растворов, в основании которой лежит представление о взаимодействии растворённого вещества с растворителем. Однако, как показали дальнейшие исследования эти теории не противоречат друг другу

2) Растворы электролитов.

а) Диссоциация солей, т.е. кристаллов с ионной структурой.

б) Диссоциация при растворении кислот, т.е. полярных молекул.

Равновесные расстояния между ионами, образующих полярную молекулу значительно увеличиваются. Следовательно, увеличивается число молекул водорода, способных за счёт кулоновского взаимодействия притягиваться к ионам, образующим полярную молекулу.

42)сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. закон разбавления Оствальда

3) Степень диссоциации. Сила электролитов.

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы к общему числу молекул данного вещества в растворе.

Электролиты, степень диссоциации которых стремится к 1 называются сильными: NaCl, NaOH, HCl.

Электролиты, степень диссоциации которых стремится к 0 – называются слабыми: H₂O, H₂CO₂, NH₄OH.

4) Константа диссоциации.

К равновесиям, которые устанавливаются при диссоциации слабого электролита возможно применить законы, справедливые для химического равновесия.

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Значение константы равновесия зависит от природы электролита и растворителя, от температуры, но не зависит от концентрации раствора. Эта величина характеризует способность данной кислоты, основания или соли распадаться на ионы. Чем выше величина константы равновесия, тем легче электролит диссоциирует на ионы.

Степень диссоциации возрастает по мере разбавления электролита – закон оствальда.

43)состояние сильных электролитов в растворе. Активность. Ионная сила

Для оценки состояния ионов в растворах сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью. Под активностью иона понимают ту эффективную условную концентрацию его, в соответствии с которой он действует при химических реакциях:

a=fc

где а – активность иона, с- концентрация иона, f – коэффициент активности.

Приближенно можно считать, что коэффициент активности иона зависит от ионной силы раствора, под которой понимают полу сумму произведений концентраций ионов на заряды.

Для разбавления растворов справедливо выражение, которое связывает коэффициент активности и величину ионной силы раствора.

lgF= - 0.5Z² корень квадратный I

Если пользоваться значениями активностей, то законы химического равновесия можно применять и для растворов сильных электролитов.

44)свойство кислот. Оснований и солей с точки зрения электролитической диссоциации. Ионно-молекулярные уравнения

6) Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Кислоты способны взаимодействовать с основаниями. При этом образуются соли и вода.

Теория электролитической диссоциации определяет кислоты, как электролиты, диссоциирующие с образованием положительно заряженных ионов водорода.

Аналогично, основания определяют как электролиты, диссоциирующие с образованием отрицательно заряженного гидроксид-иона.

Соли: ионы гидроксида и водорода не образуются. Их рассматривают как электролиты, диссоциирующие с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-иона.

7) Ионно-молекулярные уравнения.

HCl + NaOH = NaCl + H₂O + 57,6 КДж \ моль

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- = Na⁺ + Cl^- + H₂O

H⁺ + OH^- = H₂O

Таким образом, реакция нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием сводится к процессу образования молекул воды из ионов водорода и гидроксид-ионов.

Таким образом, ионно-молекулярные уравнения помогают нам понять особенности протекания реакций между электролитами.

45)произведение растворимости. Диссоциация воды. Водородный показатель

8) Произведение растворимости.

CaSO₄=Ca⁺²+SO₄^-2K = [Ca⁺²][SO4^-2] \ [CaSO₄]

K[const] = K’ = [Ca⁺²][SO₄^-2]ПР_CaSO4 = [Ca⁺²][SO₄^-2] - произведение растворимости.Таким образом, в насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости данного элемента электролита. Она называется произведением растворимости данного электролита. Она количественно характеризует способность данного электролита растворяться.

Знание величины произведения растворимости позволяет решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях.

9) Диссоциация воды. Водородный показатель.

Для разбавления водных растворов при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. При t=25⁰C и давлении р=10⁵Па ионное произведение воды равно 10^-14

[H⁺]=10^-7 нейтральная: PH=7

[H⁺]>10^-7 кислая:PH<7

[H⁺]<10^-7 щелочная: PH>7Кислотность или щелочность раствора выражаем не степенной функцией, а логарифмической PH= - lg[H⁺].

Индикаторами называют вещества, которые меняют окраску, в зависимости от кислотности среды.

46)смещение ионных равновесий. гидролиз солей

10) Смещение ионных равновесий.

Равновесие в растворах электролитов сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не изменяются. Изменение условий влечёт за собой нарушение равновесия.

Таким образом, введение в раствор слабого электролита одноимённых ионов уменьшает степень диссоциации этого электролита, и наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов вызывает диссоциацию нового количества его молекул.

Реакции в растворах электролитов протекают в сторону удаления из раствора тех или иных ионов в следствии образования слабо диссоциирующих веществ или веществ, выделяющихся из раствора в виде осадка или газа.

11) Гидролиз солей.

Гидролизом называют процесс взаимодействия вещества с водой, при котором составные части веществ соединяются с составными частями воды.

Гидролиз – это реакция, обратная реакции нейтрализации. В реакцию гидролиза вступают: соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием гидролизу не подвергаются.

Растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием имеют щелочную реакцию, а растворы солей, образованные сильной кислотой и слабым основанием имеют кислую реакцию, причём чем слабее кислота или основание в рассматриваемом случае, тем в большей степени подвергаются гидролизу образованные ими соли.

47)окисленность элементов. Окислительно-востановительные реакции. Составление уравнений окислительно-востановительных реакций

1) Окисленность элементов.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

Неравномерность распределения электронов между атомами в соединениях получило название окисленности. При этом элемент, электроны которого смещаются к атомам другого элемента проявляет положительную окисленность, а элемент, к атомам которого смещаются электроны другого элемента проявляет отрицательную окисленность.

Число электронов, смещённых от одного атома данного элемента, или к одному атому данного элемента (при отрицательной окисленности), называется степенью окисления элемента.

2) Окислительно-восстановительные реакции.

а) Окислением называют процесс отдачи электронов атомам, молекулам или ионам. Степень окисления при этом повышается.

б) Восстановлением называют процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления при этом понижается.

в) Атомы, молекулы и ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Сами они при этом окисляются.

Атомы, молекулы и ионы, присоединяющие электроны называются окислителями. Сами они при этом восстанавливаются.

г) Окисление всегда сопровождается восстановлением (и наоборот).

Правило электронного баланса: число электронов, отдаваемых молекулами, атомами или ионами восстановителя, равно числу электронов, присоединенных молекулами, атомами или ионами окислителя.

Существуют 2 метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:

а) метод электронного баланса, основанный на сравнении степеней окисления атомов в исходных и конечных веществах. В основе этого метода лежит закон сохранения электрического заряда.

б) метод полуреакций (метод ионно-электронного баланса), основанный на составлении ионных уравнений для процессов окисления восстановителя и восстановления окислителя с последующим суммированием их в общее уравнение. В основе этого метода лежат законы сохранения массы и закон сохранения электрического заряда.

МЕТОД ПОЛУРЕАКЦИЙ:

а) Составить схему реакций с указанием исходных и образующихся веществ.

б) Определить степень окисления элементов в правой и левой частях схемы. Отметить элементы, степень окисления которых изменяется.

в) Записать уравнение в ионно-молекулярной форме. При этом сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, твёрдые вещества, газы и комплексные ионы в молекулярной форме.

г) Составить уравнение процессов восстановления и окисления. Найти отношение числа электронов, принимаемых при восстановлении и отдаваемых при окислении.

д) Сложить уравнения окисления и восстановления с учётом найденного отношения числа электронов.

е) При составлении уравнений полуреакций из исходных соединений может высвобождаться кислород в форме аниона О-2. Тогда в кислых растворах он связывается в воду катионами водорода, а в щелочных и нейтральных растворах молекулами воды в гидроксид-ионы.

ж) Если же исходные соединения содержат меньше атомов О2, чем у образующихся соединений, то недостаток их восполняется.

з) Подобрать к полученному в пункте д) суммарному уравнению соответствующие ионы и проверить содержание кислорода в левой и правой частях полученного уравнения.

В периодах периодической системы с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства групп веществ понижаются, а окислительные – возрастают. В группах периодической системы с повышением порядкового номера элемента возрастают восстановительные свойства веществ, а окислительные – убывают.

Окислителями могут быть соединения высших, а восстановителями – низших степеней окисления, присущих данному элементу.

48)электрохимические процессы. Гальванический элемент Якоби Даниэля.

Химические окислительно-восстановительные процессы, которые сопровождаются возникновением электрического тока, или сами называются им, называют электрохимическими.

Гальванический элемент – это устройство, в котором на основе окислительно-восстановительных реакций получают электрический ток, т.е. химическая энергия реакции превращается в энергию электрического тока.

Максимальное значение напряжения гальванического элемента, соответствующее обратимому протеканию реакции называется электродвижущей силой данного элемента.

Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом.

Причиной возникновения электрического тока в гальваническом элементе является разность потенциалов, возникающих на металлических электродах, которую называют разностью электродных потенциалов.

49)электронные потенциалы. Уравнение Нернста. Стандартный электронный потенциал. Ряд стандартный электронных потенциалов

В случае электрохимических процессов полу-реакции окисления и восстановления, протекающие на соответствующих электродах называют электродными процессами.

Электродвижущие силы в случае гальванического элемента представляют в виде разности 2х величин, каждой их которых отвечают данные полу-реакции. Эти величины называются электродными потенциалами.

В результате изучения потенциалов различных электродных процессов установлено, что их величины зависят от следующих факторов:

А) от природы реагирующих веществ участников электродного процесса;

Б) от соотношения между концентрациями (активностями) веществ;

В) от температуры.

Фи=фи⁰+(2,3 RT\ZF)*lg([O_x]\[Red]) – уравнение Нернста.

фи⁰ – стандартный электродный потенциал процесса.

R – универсальная газовая постоянная.

T – постоянная температура.

Z – число электронов, участвующих в процессе.

F – число Фарадея. F=96500 Кл\моль.

O_x – концентрация в окислительной форме.

Red – концентрация вещества в восстановительной форме.

Стандартный электродный потенциал – это потенциал данного электродного процесса при концентрациях всех участвующих в нём веществ = 1.

Концентрации = 1, называются стандартными концентрациями.

Для построения численной шкалы электродных потенциалов нужно потенциал какого-либо электродного процесса принять = 0.

Для определения потенциала того иди иного электродного процесса необходимо составить гальванический элемент из испытуемого и стандартного водородного электрода и измерить его ЭДС. Таким образом, потенциал окислительно-восстановительной системы измерим по отношению к обратимому водородному электроду, принятому за 0, при условии когда отношения активностей окисленной и восстановленной форм =1, называется стандартным электродным окислительно-восстановительным потенциалом.

50)водородный электрод. Измерение электродных потенциалов

- это платиновая пластинка, электролитически покрытая губчатой пла­тиной и погруженная в раствор кислоты, через который пропускается водород. Водород хорошо растворяется в пла­тине; при этом молекулы водорода частично распадаются на атомы (платина катализирует этот распад).

51)электролиз. Реакции на катоде и аноде при электролизе. Электролиз растворов и расплавов солей

В растворах или расплавах электролитов имеются разноимённые по знаку ионы, которые находятся в хаотическом движении.

Если в такой раствор или расплав ввести электроды и подключить их к источнику питания, то поле, создаваемое в растворе будет заставлять двигаться электроны.

Ионы натрия, достигнув катода, принимают электроны и становятся металлическим натрием.

Электролиз определяют как окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Сущность электролиза состоит в осуществлении за счёт электрической энергии химических реакций – восстановления на катоде и окисления на аноде.

Необходимо различать электролиз расплава электролитов и электролиз водных растворов электролитов. В последнем случае в процессе электролиза могут участвовать молекулы воды.

NaCl=Na+Cl H2O

Na⁺+1e=Na⁰ фи_к=-2,714В

2H₂O+2e=H₂⁰+2OH^- фи_к=-0,41В

На катоде при электролизе водного раствора NaCl будут восстанавливаться молекулы воды, а не ионы Na. Общее уравнение электролиза водного раствора NaCl записывается следующим образом:

2H₂O+2Cl^- = H₂+Cl₂+2OH^-

2H₂O+2NaCl

Характер реакций в водных растворах электролитов, протекающих на катоде обусловлен положением металла в ряду стандартных электродных потенциалов металлов: чем меньше алгебраическая величина стандартного электродного потенциала металла, тем характернее для него ионное состояние и тем труднее восстанавливаются его ионы на катоде.

Возможны 3 случая:

1. Катионы металлов, у которых стандартный электронный потенциал больше чем у водорода. Эти катионы при электролизе практически полностью восстанавливаются на катоде.

2. Катионы металлов с малой величиной стандартного электродного потенциала. Эти катионы не восстанавливаются на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды.

3. Катионы металлов, имеющие стандартные электродные потенциалы, меньше чем у водорода, но больше чем у алюминия. При электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Если водный раствор содержит катионы различных металлов, то при электролизе выделение их на катоде происходит в порядке уменьшения алгебраической величины стандартного электродного потенциала соответствующего металла.

Характер реакций, протекающих на аноде зависит от вещества, из которого сделан анод. Аноды подразделяют на нерастворимые и растворимые.

На нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит окисление анионов или молекул воды.

52)законы фарадея. Применение электролиза

Количественная сторона электролиза основывается на 2х законах Фарадея:

А) количество вещества, окисленное на аноде, пропорционально прошедшему через раствор или расплав количеству электричества.

Б) Количество окисляющихся и восстанавливающихся на электродах веществ при протекании одного и того же количества электричества пропорциональна их химических эквивалентам.

Согласно законам Фарадея при электролизе количество веществ, выделяющихся на электродах не зависит от температуры и концентрации раствора.

Электролиз нашел широкое применение в промышленности:

А) при получении металлов, имеющих сильно отрицательные электродные потенциалы электролизом расплава их солей.

Б) при электролитическом выделении металлов из растворв их солей (электро-экстракция).

В) при электролитической очистке металлов (электро-рафинирование).

Г) при нанесении на поверхность металлов слоёв других металлов (гальваностедия).

Д) при получении точной металлической копии с рельефных предметов путём электроосаждения металлов (гальванопластика).

Е) электрохимическое полирование.

53)дисперсные системы. Классификация дисперсных систем

Невидимые микроскопические частицы называют калоидными. Дисперсионные системы состоят из сплошной непрерывной фазы – дисперсной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы. Обязательным условием получения дисперсной системы является взаимная растворимость диспиктируемого вещества и дисперсионной среды. Дисп системы классифицируют по дисперсности, агрегатному состоянию дисп фазы и дисп среды, интенсивности взаимодействия между ними: отсутствию и образованию структур в дисп системе. Количественной характеристикой дисперсности в-ва является степень дисперсности: Д=1/а. Степень дисп равна числу частиц, которые можно плотно уложить в ряд на протяжении 1см. Поэтому различают: 1) грубодисперсные системы с а)микроскопической , б) макроскопической раздробленностью в-ва. 2)предельно-высоко дисперсные с калоидной... 3) молекулярные /ионные системы с молекулярной/ионной степенью. Соотношение между поверхностью и объемом дисп частиц характеризует удельная поверхность. Дисперсные системы могут быть свободно-дисперсными и связно-дисперсными в зависимости от отсутствия или наличия взаимодействия между частицами дисп фазы . К свободно-дисп относят аэрозоли, разбавленные суспенсии, эмульсии. Связно-дисп системы тведообразны. Подобные структуры называют гелями. Капиллярно-дисп системы: древесина, кожа, бумага.

54)колодные растворы. Строение мицелл. Методы получения коллоидных растворов

Характерной особенностью калоидных частиц является наличиена их поверхности заряда, обусловлен избирательным адсорбцтей ионов. Метод получения КР: 1) необходимы частицы 1-500 нм. 2)подобрать дисперсную среду в кот они не растворяются. Частицы соответствующих размеров получить а)измельчением б)конденсацией атомов, молекул. Для повышения устойчивости калоидов в раствор вводят стабилизаторы.

55)кинетические и электролитические свойства коллоидных растворов

Кинетические. Для калоидных растворов характерно движение частиц дисперс. фазы, вызываемое беспорядочными ударами со стороны молекул среды, находящихся в тепловом движении. Изучение броуновского движения показало что кинетич св-ва калоидных растворов близки к кинетич св-вам истинных растворов. Однако скорость перемещения частиц в калоидных растворах гораздо меньше чем в истинных.

Электрические. Движение частиц дисп фазы к одному из электродов при пропускании через соль постоянного электрического тока наз электрофорез, а движение частиц – электроосмос. Электрофорез – осмос, обусловленный наличием разноименного заряда у частиц дисп фазы и дисперсион среды: на границе раздела фазы возникает двойной электрический слой, состоящий из тонкой адсорбционной части и протяженной дифуной части. Между ними возникает разность потенциалов, называемая электро-термодинамическим потенциалом. Часть скачка потенциала обусловл дифуным слоем, наз электрокинетическим потенциалом. Электро-кинетический потенциал определяется толщиной и зарядом дифуного слоя, которые зависят от концентрации и заряда противоионов и t. Значение потенциала можно регулировать.

56)кинетическая и агрегатная устойчивость коллоидных систем. Гели и твердые коллоиды

Кинетическая устойчивость состоит в том, что концентрация коллоидных растворов одинакова во всем объеме и не изменяется со временем. Агрегативная устойчивость проявляется в том, что частицы дисперсной фазы в калоидном растворе не слипаются. С увеличением электро-кинетического потенциала растет устойчивость калоидных систем. Гидратная оболочка снижает стремление частиц к укреплению.

Структура геля такова, что мицеллы не разрушаются а просто связываются друг с другом, образую ячейки внутри которых сохраняется вода. Золь<>Гель<>Тв. каллоид

58)физические и химические свойства металлов

1) Физические свойства металлов.

А) для всех металлов характерна твёрдость.

Б) металлический блеск – результат отраж. световых лучей.

В) на свойстве металлов отражаются радиоволны.

Г) электропроводность – самое характерное свойство металлов.

Д) высокая теплопроводность.

Е) все металлы пластичны.

Ж) плотность металлов различна.

З) лёгкие металлы – самые легкоплавкие.

И) кипят металлы ещё при более высокой температуре.

К) полиморфизм – свойство возможности принимать различные кристаллические формы в твёрдом состоянии. Полиморфные модификации отличаются друг от друга внутренним структурой и металлическими свойствами.

Л) по магнитным свойствам различают диамагнитные металлы (выталкиваются), парамагнитные металлы (втягиваются).

Fe, Ni, Кобальт – обладают парамагнетизмом.

М) в технике металлы классифицируют на: чёрные, цветные, редкие, драгоценные.

Чёрные: железо и его сплавы

Драгоценные: золото, палладий.

Редкие: вольфрам, молибден, цирконий, титан и т.д.

Цветные: алюминий, медь, никель, кобальт и т.д.

Различают щелочные и щелочно-земельные металлы.

3) Химические свойства металлов.

Общность химических свойств металлов обусловлена особенностью строения их атомов:

А) сравнительно большими размерами атомов.

Б) значительной удалённостью внешних электронов от ядер.

В) слабой связью внешних электронов с ядрами.

Характерное химическое свойство металлов – их восстановительная активность, т.е. способность атомов легко отдавать валентные электроны.

Атомы металлов лишены сродства к электрону, не проявляют окислительной активности.

Восстановительная активность не одинакова. Это связанно с различным положением металлов в электрохимическом ряду напряжения металлов, точнее в ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Величины стандартных электродных потенциалов количественно характеризуют восстановительную способность металлов и окислительную способность их ионов. Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и ниже окислительная способность его ионов.

Каждый металл в ряду стандартных электродных потенциалов обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей.

Все металлы с отрицательными стандартными электродными потенциалами вытесняют водород из растворов кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств.

У металлов проявляются разные степени окисления, характер соединений может быть различен и подчиняться определённым закономерностям: чем больше радиус иона металла и меньше его степень окисления, тем сильнее выражены основные свойства у оксида и гидроксида этого металла. И наоборот.

Металлы побочных групп, проявляя высокие степени окисления, ведут себя как комплексообразователи, аналогично неметаллам.

Как сильные восстановители, металлы взаимодействуют с различными окислителями: солями менее активных металлов, типичными неметаллами, кислотами.

При взаимодействии металлов с кислотами роль окислителя играет водород.

59)внутреннее строение металлов. Металлические сплавы

2) Внутреннее строение металлов.

В узлах пространственно-кристаллической решётки металла расположены положительные ионы, а между ними перемещаются свободные электроны.

Кристаллическая решётка каждого металла состоит из положительных ионов одинакового размера, расположенных в кристалле очень плотно и компактно.

Для металлов характерны кристаллические решётки, в которых каждый ион окружен 8-12 другими соседними ионами.

Различают 3 основных типа кристаллических решёток металла:

А) объемно-центрированная (ОЦК) решётка в плотной упаковке.

Б) гранецентрированная кубическая решётка в плотной упаковке.

В) гексагональная решётка.

Сплавы – это системы, состоящие из 2-х или нескольких металлов.

А) чёрные сплавы: чугун и сталь.

Б) цветные сплавы: бронза и латунь.

В) лёгкие сплавы: мохнарий и дюралюминий.

Г) благородные и редкие сплавы: платина, золото, серебро, молибден, цирконий.

Растворение цветных металлов друг в друге аналогично смешению жидкостей.

А) металлы не растворяются друг в друге и не взаимодействуют химически не только в твёрдом, но и в жидком состоянии. Происходит их расслаивание.

Б) если расплавленные металлы смешиваются друг с другом в любых отношениях, то возникают твёрдые растворы.

В) расплавленные металлы смешивающиеся друг с другом в любых соотношениях, но при кристаллизации однородный твёрдый раствор не образуется.

Г) при сплавлении некоторых металлов происходит их химическое взаимодействие. Их называют интерметаллами. Они являются соединениями с переменной валентностью.

60)добывание металлов из руд

Более активные металлы встречаются в природе в виде соединений и получают их химической переработкой руд. Лёгкие металлы встречаются в виде хлоридов, сульфатов. Карбонатов и фосфатов. Тяжёлые встречаются в виде сульфидов, карбонатов.

Бедные руды – это руды с малым содержанием металлов. Обогащают и получают концентрат.

Способы обогащения руд:

А) гравитационный: основан на различиях плотности полезного минерала и пустой породы.

Б) магнитный: позволяет отделить руду, обладающую магнитными свойствами.

В) пенная флотация: использует различную смачиваемость поверхности рудного материала и пустой породы.

Основные способы получения металлов из руд:

А) пирометаллургия: объединяет методы, основанные на восстановлении металлов из руд при высоких температурах с помощью углерода или же СО₂. Карбонаты сперва разлагаются до оксида. Сульфиды окисляют кислородом до оксида.

Б) металлотермия: тугоплавкие металлы получают с помощью металлотермии.

В) гидрометаллургия: основана на получении свободных металлов из растворов их солей путём электролиза или вытеснения более активным металлом.

Г) электрометаллургия: получение металла пр помощи электролиза расплавов их солей или гидроксидов.

61)определение и классификация коррозийных процессов

Коррозия – разрушение Ме в результате его взаимодействия с окружающей средой. При этом Метал окисляется. Это самопроизвольный проц.поэтому G->0.

Может выделться газ. Цель борьбы – сохранение ресурсов Ме (мало на земле)

По меанизму протекания, зависящего от среды различают : химическую и электроимическую коррозию.

первая характерна для сред, непроводящих ток. По средам: Газовую, в неэлектролитах.

Электрохимическя характерна для ионизированных сред. Может протекать: а) электролитах, б) в астмосфере в)почва (блуждающие токи, например трамваи)

Хотя механизм протекания различен по характеру разрушения поверхности Ме разделяют на равномерную(по всей поверхности) и местную(в виде точек). Местная опасней, тк проникает на большую глубину.

Особые виды : межкристовидная (по границам зерен), транскристалл(рассекает Ме в трещинах зерны.), селктивная (в сплаве разрушается один компанент.), подповрхностная(проникание).

Скорость коррозии можно выразать массовым и глубинным показателем.: массовый-потеря массы за ед времени на площади. Глубинный – уменьшение толщины Ме в ед времени.

62)химическая коррозия металлов

2.1 Термодинамика. Хим.кор представляет собой разрушение Ме в среде окислительного газа при повышении температуры или в жидких неэлектролитах. Сущность процессов коррозии сводится к окислительно-восстановительной реакции, осущ непосредственным переходом электронов Ме на окислитель. zM= m\2 O2=MzOm? Протекает при G<0. Энергия Гиббса окисления Ме равна энергии образования оксидов.

ДельтаG=дG0 – m\2 RTln(po-)

Есть Ме , у которых дG >0, для них коррозия невозможна. Энергия Гиббса меняется с температурой. Сообтветств и давление. Большенство Ме в атмосфере О2 могут подвергаться хим коррозии.Однако, термодинамика указывает лишь на возможность протекания процесса, но не предсказывает скорость. Это проблема кинетики.

2.2 скорость хим коррозии зависит от многих факторов. И в первую очередь от характера продуктов. В процессе окисления на поверхности Ме образуется твердая пленка оксида.

Для продолжения нуно, чтоб они дефундировали через пленку. От Ме к верху пленки происходит диффузия Ме. Одновременно в этом же аправлении перемещаются и ионы. Могут диффундировать атомы О2. О2->2O; o+2e=O-2

Зависит все это от характера пленки. Скорость зависит от того притерпевает ли пленка, в прце роста, растяжение, благоприятсвющие ее разрушению или она образуется в условиях сжатия. Это зависит от обьемов оксидов и Ме, из которых она образовалась. Можно рассчитать теоретически.

Vокс\Vме =(мюо ром)\ z(роо мюм)

V\V<1 то S=kТау

А толщина пленки пропорцианальна времени окисления такая ситуация характерна для щелочных и щелочнозем. Эта зависимость наблюдается у Ме с газообр оксидаими.

V\V >1 Тормозится размером пленки. Для ряда Ме(железо, никель) характерна параболическая зависимость. S^2=KDCo2 тау

У цина, алюминия логарифмическая. S=kln(тау)

Таким образом необходимо учитывать наличие ТВ пленок. Наиболее защтные свойства у прочной, эластичной, имеющей хорошее сцепление с Ме, одинаковый с ним коэф. Расширения. Для большинства Ме пленка растрескивается.

Разрушение пленки возможно по ряду причен . Если обьем пленки больше…Это приводит к появлению внутр. Сопративлений, которые стремятся оторвать ее от Ме. С другой стороны при высоких Внутр давлениях пленка сама может растрескаться. Скорость коррозии возрастает при росте Т, тк растет коэфф D=exp (-E\Rt)

Быстрое разрушение пленки часто связано с резкой сменой Т.

Таким образом скорость хим коррозии определяется , прежде всего свойствами, возникающей при коррозии пленки на поверхности Ме. Характер которойопределяется природой Ме и окислителя, а также Т.

63)электрохимическая коррозия

3.1Механизм ЭХ коррозии. ЭХ протекает через анодное окисление Ме и катодное восстановление окислителя. М-Ze = M^2+ оов Ox +Ze=Red вво

При коррозии часто наблюдается восстановление О2: щ O2+2H2O+4e=4OH^-

К:

Rjhhjcpbz с кислородом называется коррозия с поглощением кислорода. Коррозия с кислородной деполяризацией.

Коррозия с участием ионов водорода называется коррозией с выделение водорода. Водородная диполяризация. При коррозии движение електронов в Ме и электролите, а так же вторичные хим реакции. Прцессы электрохим коррозииподобны процессам, протекающих в гальванических элементах. Однако, отличием является отсутствие внешней цепи. Хим энергия реакции окисления Ме передается не в виде работы, а в виде теплоты.

Схема коррозтии железа, насыщ ННа аноде происходит реакция окисления железа, а на катоде выделение врдорода. Причинами энергонеоднородности Ме или сплавов Мб их неоднородность по хим. И фазовому сосатаву. Наличие примесей и пленок на его поверхности. при наличие энергонеоднородности поверхности Ме коррозионный проц заключ в работе огромного числа коррозионных микроэлементов. Причем коррозионный микроэлемент, в отличии гальван является коротко замкнутым.

Коррозия протекает только при энергии гибса меньше нуля. Е=-дQ\zF возможномть может быть установлена по знаку ЭДС. Если ЭДС больше нуля, то коррозия не возможна. Коррозия возможна, если потенциал окислителя больше потенциала воостан. Для ряда Ме не соблюдается, к невожможна.

-если потенциал Ме положит потенциала больше кислородного Ме

-есои потенциал Ме положительней потенциала водородного электрода, но отрицательней кислородного, то коррохзия возможна с поглощением O но невожможно с выд Н

-если потенциал Ме отрицательней H то коррозия возможна и так и этак. Таким образом при контакте электролита большинсво корр с dsl Н и лишь некоторые с выдел О

3.3 скорость ЭХК . Более важной характеристикой служит скорость коррозии, выраж через потери Ме в ед времени. Скорость, также может быть выражена по закону фарадея через ток или плотность тока.Т.к электрохим коррозия протекает через несколько взамосвяз стадии, то скорость ее зависит отт скорости само медленной стадии (лимитирующей ). 1.движ Эл. 2движ атомов 3неуспел.лимитирующими стадиями v; стать или окисление анодного или катодного восстан. Окислителя. Или те и др одновременно

1.Катодный –большенство может коррогировать с погл О, тогда катодная О – лимитурует. Макс скорость воостан кислорода и соот масим. Скорость коррозии опред предельной скорости тока по уровнению: I=4FDC дельта ^-1

Лимитурутся скорость либо процессом восстановления ионов Н на поверности Ме. Или же соединением 2х атомов Н в молекулу. Скорость катодного восстановления будет возрастать Перемешивание раствора мало влияет на скорость. На скорость прцесса коррозии может влиять анодный контроль. Обычно это наблюдается для Ме , спомобных образ..(хром, никель) Пассивность-наивысшая устойчивость к коррозии, вызванная торм анодного процесса. Обычно вызывается появлением на поверхности защитных слоев. Замечено, что сильные окисл вызываеют пассивность. Окислитель ускоряет, а с другой вызывает пассивацию. Однако, есть ионы, которые будут однозначно ускорять. Напимер ион хлора. ЭК протекает через сопряж процессы анодного растворения Ме и катордного восстановления окислителя.

Возможность протекания того или иного катодного пооуесс опред его потенциалом. При коррозии с поглащением кислорода лимит стадие является , а с выдел Н зависит от бла-бла..и возраст с Т. Некоторые Ме имеют склонность к пассивацииза счет слоемъв.

Для защиты – изменение коррозионных cd-в Ме и среды, а также комбин метод. К Электр хим : катодная и протектораня. При катодной ……при протекторной к Ме крепят оист

65)основные положения координационной теории

Неорганическая молекула, содержащая несколько атомов, в том числе 1 или несколько атомов Ме, называется комплексом или комплексным соединением.

Неорганический комплекс, обладающий электрическим зарядом, называется комплексным ионом.

Согласно координационной теории в молекуле любого комплексного соединения 1 из ионов, обычно положительный, занимает центральное место и называется комплексообразователем или центральным ионом.

Вокруг него в непосредственной близости (координировано) некоторое число противоположно заряженных ионов или электронейтральных молекул, называемых лигандами (аддендами) и образующих внутреннюю координационную сферу соединения.

Остальные ионы, не разместившиеся во внутренней сфере, находятся на более далеком расстоянии от центрального иона, составляя внешнюю координационную сферу.

Число лигандов, окружающих центральный ион, называется координационным числом.

Внутренняя сфера комплекса в значительной степени сохраняет стабильность при растворении. Ее границы показывают квадратными скобками.

Ионы, находящиеся во внешней сфере, в растворах легко отщепляются. Поэтому говорят, что во внутренней сфере ионы связаны неионогенно, а во внешней ионогенно.

Вставка 1

Эффективные заряды атомов и молекул входящих, в состав внутренней сферы комплексом как правило не велики.

Координационная теория Вернера является руководящей в химии комплексных соединений в наст время.

Методы установления координационных формул комплексных соединений:

1. С помощью реакций двойного обмена. Сущность этого метода заключается в аналитическом соединении состава внешней координационной сферы путем проведения реакции обмена. Вставка2

2. По молярной электрической проводимости разбавленных растворов. Сущность метода заключается в наличии зависимости между молярной электрической проводимостью исследуемого комплексного соединения и числом ионов, переходящих в раствор при растворении.

3. С помощью рентгеноструктурного анализа. Основан на дифракции рентгеновских лучей. Заряд иона (степень его окисленности) является основным фактором, влияющим на координационное число. Как правило, координационное число (К.Ч) по величине в 2 раза больше заряда центрального иона. Но есть исключения. И такие значения координационного числа соответствуют максимальному насыщению координационной сферы и относятся к координационно-насыщенным соединениям. Однако в растворах существуют и координационно-ненасыщенные комплексы с меньшими координационными числами.

Координационное число не является неизменным для данного комплексообразователя. Обусловлено также природой лиганда, его электрон свойствами, концентрацией компонентов и температурой.

Лиганды, занимающие во внутренней координационной сфере одно место называют монодентапными. Есть лиганды занимающие 2 места( вставка 3). Их называют бидентапными.

Тетрадентапный – занимает 4 места . (вст 4)

66)основные типы и номенклатура комплексных соединений

К основным типам комплексных соединений относят следующие: аммиакаты – комплексы в которых лигандами служит молекулы аммиака(вст6).

Альфа комплексы – у которых легандом выступает вода (вст7)

Ацидо комплексы – в них лигандами являются анионы (вст8)

Переходные комплексы - включают комплексы с различными лигандами. (вст 9)

Циклические или хелатные комплексы – содержат бидентантный или полидентантный лиганд, который как бы захватывает центральный ион в клещи(вст 10). Они наиболее прочны.

Все перечисленные комплексы содержат 1 центральный атом и называются одноядерными. Встречаются комплексы содержащие 2 или несколько центр. Атомов. Они называются поли- или много- ядерными (кластеры).

Анионные комплексы - в которых центром координации является анион. (вст11).

67)изомерия комплексных соединений

Одинаковые лиганды симметрично располагаются в пространстве вокруг центрального атома. Чаще всего встречаются координационные числа:

2 – линейное

4 – квадрат или тетраэдр

6 – октаэдр

8 – куб

Если в комплексе имеется 2 или больше различных лигандов, то в пространстве их можно расположить по разному. Допустим (вст12). Такая изомерия называется стереоизомерия.

Явление заключающееся в существовании соединений, одинаковых по составу и молекулярной массе, но различающихся по строению или расположению атомов в пространстве, и следовательно по свойству, называют изомерией. Здесь случай стереоизомерии : цис-транс изомерия.

68)диссоциация комплексных соединений

Частицы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами и легко отщепляются в водном растворе. Эта диссоциация называется первичной. Она протекает почти нацело по типу диссоциации сильных электролитов.

Лиганды, находящиеся во внутренней сфере, связаны с центральным атомом значительно прочнее и отщепляются лишь в небольшой степени.

Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения носит название вторичной диссоциации (вст13). Как видим вторичная диссоциация характеризуется наличием равновесия между комплексной частицей, центральным ионом и лигандами. Диссоциация ионов диамина серебра, как и диссоциация всякого слабого электролита, подчиняется закону действия масс и может быть охарактеризована соответственно константой равновесия, называющейся константой нестойкости комплексного иона.(вст14).

Величина обратная константе нестойкости называется константой устойчивости комплексного иона.

69)элементы 1 подгруппы

Элементы первой и второй главных подгрупп – S-элементами , у которых электронами заполняется s-подуровень внешнего слоя. При это на s один или 2 электрона. Всего их 14.

IA IIA

Ns’ n’

Это Ме. Заряд +, атомы не бывают акцепторами электронов. С.О. =1 и +2. 1А – Щелочные, так как их гидроксиды – щелочи. Имеют один один электрон на внешнем слое – поэтому очень активны. В осстановительные свойства у них выражены особенно ярко и усиливаются с номером элемента. В природе в виде солой. Хлориды, сульфаты, нитраты, селикаты. Щелочные Ме очень активны. 4Na +O2 = 2Na2O+Q поэтому их хронят под слоем.

2Na +Cl2 = 2NaCl

2Na + H2 = 2NaH

С кислотвми. Со всеми реагируют с вытеснением водорода. Взаимодействуют с водой и вытесняют водород. При этом выделяется тепло.протекают со взрывом.

Образуют, как правило соедин ионного типа.Эти ионы не проявляют окисл свойств. А в хим реакциях их невозможно восстановить. Восстанавливают их только электролизом. За исключением лития эти электроны не склонны к комплексообразованию

Оксиды щелочных – это кристаллические, термоустойчивые, + вода = гидроксид

Гидроксид – твердые, сравн. Твердоплавкие, хорошо растваримые и полностью диссоциирующие на ионы. С.О. растет от LiOH - > C2H

Пероксиды – тверд, терм.уст. рассматривают как соли. Na2O2 , Li2O2

Супероксиды

Известны для калия, цезия. Разлагаются с водой на щелочь, кислород и перекись.

АКТИВНО, иногда со взрывом с фофором и тд. Поэтому используют, как запалы.

Соли гидролизуются. Ph > 7

70)элементы 2 подгруппы

группа 2А

Объдиняет элементы. 2 s электрона. Пи затрате необходима энергия 1sможет перейти на f/

Образующие молекулы имеют линейное строение.

Входящие в 2А элементы, кроме бериллия называют щелочно-земельными, так как их гидроксиды обладают.щелочными свойствами, а оксиды с оксидами алюминия и тяж МЕ, изветных под названием земли.Бериллий и отчасти вагний существ отлич от других, бериллий похож на магний. В пиролде встречаются только в виде соединений, из-за активности. В состав карбонатов, фосфатов и селикатов.Получаю ихрасплавом.

Восстан активность увеличиватся от бериллия к радию. Но в целомс, все они, нескодлько менее активны , чем 2А.

2Ca + O2= 2CaO +Q

Почти все взаим с водой.с выделением водорода. Из кислот, кроме азотной, вытесняют Н.

Разбавленную азотную эти Ме восстанавливают до иона аммония. В щелочах эти Ме, кроме беиллия не раств. Гидриды – ионные соед. Активность гидр. Растет к магнию.

Оксиды тверды, тугоплавкие вещ. Устойчивые к действию Т. Проявл основыные свойство. (кроме Ве)

Сильные щелочи. Их сила, а также растворимость растут от калий к барий

Соли получают взаимодействием оксидов или гидроксидов . Галогениды – это кристалл. Вещ-ва, с ионной связью, растворимы в воде.

Карбонаты. Не растворимы в воде.

Кальций с о 3 + 2 ашхлор = кальцийхлор2 + со2 + вода.

71)элементы 3 подгруппы

Атомы этих элементов имеют следующ электронное строение. 2с1п. однако большинство оксидов этих элем 3 валенты. Связи с тремя соседн атомами осущ перекрыв . такие молекулы имеют плоское треугольн строение. Бор – немеет элемент в соедин образ связи ковалентного характера. По св-вам боррезко отл от др элем 3а группы. Он похож на кремний больше. Даже по своему ближ элект налогу алюминия бор относ как углер кремн.\

Последовательного (монотоногоь) изменения ме св-в элтов 3а группы не наблюдается. Ме св-ва резко усиливаются при переходе от бора к аюмнию. Затем ослабевают у галлия. И авноь постепен возр при иереходе к талию. Обуло=вл тем что га лит . та в отлич от бора и алюм содерж на предпосл уроа=вне а=по 18 элнектроно. В природе бор встречется в виде боратов. Алюминий по распростр в природе занимет 1 место срели Ме и 3е место среди всех эл-тов. В следст большой хим активн в совоболн состоянии не встреч. Соедин алюминия: боксид, каалин, нефилин. По распр в природе галицй потом индий потом талий. Все элем 3а гр окисл воздуха.

72)элементы 4 подгруппы

4А К ней относят п элементы. Имею 4 эл, но в возб – 5. радиусы у них растут с номером. А ионизационные потенциалы и электрооткриц уменьшаются. Углерод и кремний сущ отлич от остальных элементов данной группы. Это типичные неМе у германия появл Эл признаки. Кроме того углерод и кремний отлич от 4А многгобразием соединений. Углерод в большенстве соед – 4, но есть и +2. кремний – также.

К свинцу прочность уменьшается. Для них хпрпктерне с.о.+2.бывает с -4, сакие гидриды (СН4) причем прочность убывает с ростом номера еще одна особенность в том , что в виде алмаза он – диэлектрик. Германий – полупроводник. Основа микроэлектроники. Свинец не раств в кислотах из-за образования малораств солей . Олово раств. Концентр кислота, при кипячении окисляет все эти веществаю

Оксиыды кремния – кислые, оксиды с +4 и гидр остальных – амфотерны. При взаим оксидов и гидр с +4 со щелочами получают соли кислот типа H2 [Э(OH)6].

Есть ненасыщенные комплексы H2 [Э(OH)4]. Есть комплесы с + 2 .

Элменты 4А, кроме С , благодаря d орбиталям проявл свойства акцепторов, легко образую многоисл соед. С координ числом 6. из соединений наибольшее значение имеют тетрохлориды – это жидкие вещества, которые гидролизуются по схеме.

Соединении с водородом кремний …цепи атомоав, с ковалентной связью. Exit у углерода(100+). У кремния возможны цепи до 6. Соединение углерода, за искл простых, в которых связаны ковал – органические соединения. Тк в природе они встречаются в живых организмах, или как результ жизн. В технике важны сеоикаты. Нужны для стекол, углеупоров, цемента.

73)элементы 5 подгруппы

атомы на внешнем слое имеют 5 электронов. У этих элементов, за исключением азота, при возбуждении атомов происходит распаривание электронов, переход электронов на d подуровень. Свойства элементов закономерно изменяются при увеличении порядкового номера, радиуса атомов. У мышьяка появляются металлические свойства, которые далее увеличиваются. В кислородных соединениях может проявляться степень окисления +3, +5. NH₃, ЭH₃ в водных растворах проявляют кислотные свойства. Все элементы 5а группы имеют оксид типа Э₂О_5, HЭO₅. Для элементов этой группы характерно соединений, называемые тригалидами. Гидрализуются по схеме ЭГ₃ + 3H₂O = H₃ЭO₃ + 3НГ

Для фосфора, мышьяка и сульмы характерно также образование пентагалидов: ЭГ₅

в природе азот находится в атмосфере в свободном состоянии. Азот очень инертный материал. Содержание связанного азота в почве очень мало, причём большая часть связанного азота входит в состав органических соединений.

N₂O, NO – не солеобразующие

N₂O₃, NO₂, N₂O₅ – солеобразующие.

Азотную кислоту используют для получения пластических масс, искусственных волокон, лекарств, взрывчатых веществ.

Фосфор в свободном состоянии в природе не встречается. С водородом фосфор образует соединения, которые получили название фосфоро-водород.

Газообразный PH3 называется фосфин. Получают действием сильной кислотой на соединения металла с фосфором. Фосфин ядовитый газ с чесночным запахом. Сгорает на воздухе. Основные свойства фосфина выражены гораздо слабее.

Соли ортофосфорной кислоты – важнейшие удобрения. На основе фосфорной кислоты синтезируют фосфор-органические соединения, которые используют в качестве пестицидов.

В отличие от азота мышьяк, сульма и висмут в природе встречается гораздо реже. Преимущественно в виде судьфидов. Называется ауропигмент, сумьяный блеск, висмутовый блеск. При обычных температурах эти элементы малоактивны, но при нагревании образуют соответствующие оксиды: As₂О_3, Sb₂0_3, Bi₂О₃. Они проявляют амфотерные свойства. Азотная кислота окисляет мышьяк, сульму и висмут до степени окисления +3 и даже можно окислить до степени окисления +5. Из водородных соединений следует отметить Оксин AsH₃, скипин SbH₃ и визмутин BiH₃. в кислороде сгорают часто с взрывом. Все соединения мышьяка и сульмы ядовиты, поэтому их используют для борьбы с насекомыми.

74)элементы 6 подгруппы

Кислород, сера, селен, и теллур являются не металлами. Их объединяет общим названием – коакаген.

ns²p⁴ валентность кислорода может быть -2 или +2 (OF₂). у кислорода может быть валентность +1 или -1 (H-O-O-H). У остальных коакогенов электроны внешнего уровня имеют D подуровень. Следовательно, эти элементы могут проявлять валентность 2, 4, 6.

Элементы 6а группы за исключением полония типичные неметаллы.

Соединения коакогенов с электроположительными элементами называются халькогенидами. В них халькогены проявляют степень окисления -2. В соединениях с сильными окислителями сера, селен и телур могут проявлять степень окисления +4 и +6.

В ряду O, S, Te электроотрицательность увеличивается в лево. С увеличением порядковых номеров коакогенов понижается их окислительная активность и растёт восстановит. активность отрицательных ионов. В целом металлические свойства коакогенов убывают к ….

Низкая летучесть воды связанно с образованием водородных связей. Прочность гидридов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Кристаллизуется с образованием ионных решеток, имеющих структуру, близкую к структуре галидов. Сера, телен и телур образуют ЭО₂ и ЭО₃. В окислительно-восстановительных реакциях кислоты со степенью окисления +4 неустойчивы и могут вести себя как окислителями, так и восстановителями. Кислоты, в которых проявляет степень окисления +6, более устойчивы и в окислительно-восстановительных реакциях ведут себя только как окислители. Окислительность растет от H₂SO₄ к H₂TeO₄.

Коакогениды непосредственно взаимодействуют с галогенами, образую различные соединения: SF₆, SF_4, SF₂, S₂F₂. Коакогениды не разбавляются в соляной и серных кислотах. Азотная кислота при нагревании окисляет серу до H₂SO₄.

Кислород – самый распространённый элемент на земле. Земная кора целиком состоит из кислородных соединений.

Серы значительно меньше, чем кислорода. 0,1% от массы земной коры. Сера встречается в природе как самородное сещество, так и в виде сульфидов. Cu₂S, ZnS. В лабораторных условиях серу можно получить нагревая перид до 600 градусов.

Из кислорода и серы получают серную кислоту.

Распространение селена и теллура гораздо меньше. Содержатся в качестве примесей в сульфидах. Их используют в качестве полупроводниковых материалов.

75)элементы 7 подгруппы. Водород

Их называют галогенами, т.е. соединяясь с металлами они образуют галиды.ns2p5. Галогены сильные окислители. Обладая большим сродством к электрону, их атомы легко превращаются в отрицательные ионы.

По мере увеличения радиусов атомов от фтора к остату электроотрицательность галогенов уменьшается а следовательно окислительная активность центральных атомов убывает. Одни галогены могут вытеснять другие галогены.

В свободном сост. в природе не встречаются. Важнейшие соединения: CaF₂, Na₂AlF₆, NaCl. В основном содержатся в морской воде. Йод может встречаться в виде иодатов KJO₃ и периодатов KIO₄. Соединения галогенов с водородом представляют собой летучие соединения с образованием соотв. кислот. Степень диссоциации растёт от HF к HJ.Фтор может проявлять единственную степень окисления -1. Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмазов).

Кислородные соединения кислорода не стойкие. Фтористый водород может растворять стекло. Причём тетрофторид – сильный комплексообразователь.

Водород.Это типичный S-элемент. он сходен со щелочными металлами. Водород также может и принимать электрон и образовывать анион. N^-3H3⁺; H⁺Cl^-; NaH^-

Атомы водорода легко замещаются галогенами в органических соединениях.

76)элементы 8 подгруппы

не смотры на благородство этой группы были известны гексогидраты, т.е. соединения включения известные нам как клатраты. Они получаются путём внедрения атомов криптона и ксенона полностью кристаллической структуры вода. Поэтому валентность этих элементов равна 0. Однако, в начале 60-х годов прошлого века были получены соединения с фтором. Степень окисления ксенона и криптона в этих соединениях достигала 8, что и послужило основанием отнести эти элементы к 8а группе. Молекулы благородных газов одноатомны.

В природе эти газы за исключением гелия встречаются очень редко. При нагревании благородных газов с фтором при температуре 700 градусов и давлении 500 атмосфер можно получить соединения: XeF₂, XeF₄,

77)общая характеристика d-элементов

В атомах этих элементов заполняются электронами d-подуровни.На внешнем уровне атомы этих элементов имеют как правило 2s-электрона.Однако в Pb,Cr,Mo,Ru,Rh,Nb,Cu,Ag,Au в результате провала одного электрона на внешнем уровне остаётся один s-электрон.Высшая положительная степень окисления соответствует номеру их группы.

78)химия d-элементов 1 и 2 групп периодической системы

Медь,серебро,золото-металлы.(n-1)d10ns1.Такое заполнение s-подуровня приводит к уменьшению температуры плавления.Стандартные электродные потенциалы d-элементов 1-б группы наиболее положительны среди металлов своего периода.Они имеют высокую химическую стойкость(Cu-Au).Серебро и золото встречаются в самородном виде.Медь взаимодействует с углекислым газом и покрывается слоем гидрокарбоната меди.Медь взаимодействует с галогенами и серой.2Cu+4HCl+O2=2CuCl2+2H2O;Au+HNO3+3HCl=AuCl3+NO+2H2O;Cu(+1,+2);Ag(+1,+2,+3);Au(+1,+3,+5).Все элементы 1-б группы образуют большое число комплексных соединений.Медь получают пиро- или гидрометаллургическими методами,экстракцией.Серебро и золото получают переработкой полиметаллических руд или из самородков.Их применяют в ювелирном деле и в электротехнике для изготовления контактов.Все металлы применяют для покрытий.

2-б группа(цинк,кадмий,ртуть)Цинк-распространённый металл.У них серебристо0белый цвет,низкая температура плавления,кипения,низкая твёрдость.Кадмий-твёрдый,но пластичный металл.с увеличением порядкового номера возрастает химическая устойчивость металлов.На воздухе все металлы покрываются плёнками.Цинк и кадмий реагируют с неорганическими кислотами при комнатной температуре.Цинк реагирует со щелочами,солями аммония.Ртуть взаимодействует с серой,галогенами.Не растворяется в соляной кислоте.Все эти металлы образуют комплексные ионы.Ртуть и кадмий очень ядовиты.Их получают переработкой руд,осаждением цинковой пылью или алюминием.Цинк и кадмий применяют для изготовления сплавов.Их используют для нанесения покрытий на сталь.Ртуть используют в контрольно-измерительных приборах.

79)элементы 3 б подгруппы

(скандий,итрий,лантан,актиний и 28-f элементов—58-71-лантанойды,90-103-актинойды)Атомы этих элементов содержат на внешней электронной оболочке по 2 электрона(n-1)s2p6d1ns2.Степень окисления +3.Скандий и иттрий в земле 10Е-3%.Актиний-Е-9%.Все природные изотопы актиния-радтоактивны.Металлические свойства выражаются у них реще,чем у элементов 3а группы(главная подгруппа).Скандий-алюминий,иттрий-магний,лантан-натрий(металлические свойства усиливаются).Скандий-очень дорогой металл.Он перспективен для авиастроения.Металлы подгруппы скандия используются как лигирующие добавки.Оксид иттрия входит в состав керамики.Из него делают прозрачную керамику.(выдерживает до 2000 градусов).

80)переходные металлы 4б-7б подгруппTi,Hf(n-1)d2ns2;V,Ta(n-1)d3ns2;Nb4d45s1;Cr,Mo(n-1)d5ns1;W5d46s2;Mn,Tc,Rc(n-1)d5ns2.Эти элементы характеризуются высокими температурами плавления.Плотность возрастает с увеличением порядкового номера как в группе,так и в периоде.Чистые металлы-ковкие и пластичные.Все элементы этих групп характеризуются не высокой электроотрицательностью.С увеличением порядкового номера за исключением марганца потенциалы возрастают по периоду.Химическая устойчивость возрастает с увеличением порядкового номера.Хром используют в качестве гальванического покрытия.Эти вещества обладают высокой теплоёмкостью и стойкостью.T,Cl4,V2O5,Cr2O3MnO2-нашли применение в качестве катализаторов.

81)переходные металлы 8б подгруппы

Семейство железа-Fe,Co(n-1)d7ns2;N.Семейство платиновых металлов-Ru,Rh(4d85s1);Pd(4d105S2);Cs,Yr,Pt(5d96s1)Fe,Os(n-1)d6ns2;Yr(n-1)d7ns2;Ni(3d84s2)

Ru(4d75s1);С увеличением порядкового номера в подгруппе возрастает температура плавления и плотность.Металлы платиновой группы встречаются в природе в свободном состоянии.Железо получают в доменных печах.Никель и кобальт получают сложной переработкой руд(применяют как катализатор,никелирование).Платиновые металлы широко используют для изготовления контактов,лабораторной посуды,анодов.Платина-ювелирное дело.

82)общая характеристика f элементов

58-71(лантанойды) или редкоземельные металлы.В атомах этих элементов заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.Отличаются высокой восстановительной активностью.Лантанойды применяются для получения стали.

83)предмет органической химии. История развития органической химии

Это химия соединений углерода, в которых наблюдается связь между углеродом. До начала 19 века образование органических веществ приписывалось влияние осбой , недоступной познанию жизненной силы, дейст только в живых организмах, и обуславливающей специфику органических веществ. Это учение, явл. Разновидностью идеалистических представлений о припроде получило названием витализм. Виталисты пытались явления в живой природе найти док-во существование в мире таинственных сил., неподдающихся познанию сил и неподчиняющихся общим хим- физ законам. Сформулирована шведом Берцелиусом.

Первой появилась теория рдикалов. (Гей люссак, 19) Согласно этой теории многие протекают так, что остаток, сотоящий из несольких атомов, не изменяясь , перемещаются из одного соединения в другое, подобно атомам при превращении неорганики. Неиз. Былись названы радикалами. Приводилась аналогия между цианом и йодом. K – CN +Cl2 - > cl-CN + KCl

Слабым местом было игнорирование природы самих радикалов. Рацианальное зерно заключалось в новом подходе к исследованию органических соединений и в самой идеи свободны радикалов. В последствии подтвердивш. .

Теория типов.(Жерар) согласно этой теории органические соединения реагируют подобнопросты неорганическим соединениям, которые явл типами, дающие начало органическим соединениям.

К типу водорода, например : углеводороды 4… тип хлороводорода

Амины к типу аммиака.

Была установлена аналогия в реакциях простейший минеральных соединений и происходящих от них органических веществ.

Теория типов имеола значение для классификации органиеских соединений, которые были разделены на классы, облад общими типичными свойствами. Недостаток теории отричание возможности познания методами орган. Химии строения орган соединений.

Важнейшими вехами явилась:1.Установление 4-х валентности углерода 2.Способность углерода образовывать епочки атомов. 3. Основополагающая – Теория Бутлерова, созданная на основании выдающихся теоритических и экспериментальных исследованиях.

В настоящее время 2 основных направления - анализ и синтез. тип Анализ сводится и изучению состава. Синтез – изучение возможности получение сложных веществ из простых.

85)сущность теории химического строения органических соединений Бутлерова

Химическая природа органических соединений, отличительные от нерорган. Своства и многообразии нашли оправдвние в теории Бутлерова. Он , в отличии от приверженцев теории типов, считал, что можно познать внутренне строение молекул и придавал значение хим. Эксперименту. Им, впервые в истории , была выдвинута идея о хим строении вещества. Основа теории Бутлерова состовляют положения:

1. Атом в молекулах соеденены друг с другом в определенной последовательности. Изменение этой последовательности приводит к образованию нового вещества.

2. соединение атомов происходит в соответствии с их валентвностью

3. Свойства веществ зависят не только от их состава, но и от их хим.строения.Наиболее сильно влияют друг на друга атомы, связанные друг с другом.

Таким образом, свойства определяются их качественным и количественным составом. Хим строением., то есть последовательным соединением. И их взаимным влиянием.

В современной теории основными являются следующие положения.

1. Все особенности органических соединений определяютсмя своствами углерода. В соответствии с метстом улерода в пс. У С имеются 4 электрона. Он не проявляет выраженной склонности отдавать или принимать Эл. В этом он занимает промежуток между Меи НеМеи хар-тся резковыраженной способностью образовывать связи. Таким образом самым простым органическим веществом является метан. Атом углрода в молекуле метана именет устойчивую, восьмиэлектронную внешнюю оболочку. А атомы водорода устойчивую двухэлектронную оболочку. Все 4 ковалентные связи углерода в метане (и подобных равноценны и симметричноyghfdktys в пространстве) Он находится как бы в центре тетреидра. А Водород – в вершинах. Валентные углы = 109град. 28 мин. В результе перекрывания сп3 гибридных жлектронных облако с электронными облаками других образуются 4 тетераэдрически направленных сигма связей.

2. Исключительным свойством углерода обуславливающим многообразие является способность атомов соединятьсмя прочными связями друг с другом, образую углероднык цепи почти безграничной длины. Валентные, не пошедшие используются на присоединение других атомов или групп. Однако, общий характер соединений сохраняются.таким образом в огромном разнообразии органических веществ можно выделить ряды однотипных соед. В которых каждый последующ член отлич от предыдущих на Сн2. Такие ряды называют гомологическими. Их члены – гомологи. А ИХ сущ – гомология. В следствии ттраидрической направленности связей его атомы , вход в wgm не на прямой, а зигзагообразно, причем, благодаря возможности вращения атомов вокруг оси связи цепь в пространстве может принимать различные формы (конформации.Возможны кольцевое сближение атомов. В результате возникновения связи между атомами, углеродны цепи могут замыкться в цепи, циклы. Таким образом, многообразие соединений определяется и тем. Что при одинаковом числе атомов углерода возможны соединения с открытой, незамкнутой цепью углеродных атомов,, а так же вещества, молукулы которых содержат циклы.

90)классификация органических соединений

В зависимости от строения углеродных цепей среди органич. соед. выделяютс 3 ряда.1) соед., с открытой цепью атомов углерода (ациклические или соединения \жирного ряда). В зависимости от характера сязей между атомами углерода эти соединеиния подразделяют на предельные или насыщенные, содержащие в молекулах только протсые одинарные связи и непредельные или ненасыщенные, в молекулах которых имеются кратные 2-е или 3-е связи между атомами углерода.2) соед., с замкнутой цепью атомов углкрода (карбоциклические). Эти соед. подразделяют на

a) соединения ароматического ряда , т.е. содержащие в своём составе бензольное ароматическое Кольцо. Отли. Характером связей между атомами углерода и придаёт содержащим её соединения особые химические св-ва, называемые ароматическими св-вами.б) али-циклические соединения – все остальные карбо-циклические соединения. Они могут различаться по числу атомов углерода в цикле и в зависимости от характера связей могут быть предельными

в) гетеро-циклические соединений. В молекулах этих соединений имеются циклы, включающие кроме атомов углерода также гетеро-атомы. В соединениях каждого из рассмотренных рядов подразделяют на классы.В рядах ациклических и карбо-циклических соединений простейшими являются углеводороды, состоящие только из углерода и водорода. Все остальные соединения этих рядов рассматривают как производные углеводородов, образованные замещением атомов водорода в углеводородной молекуле другими атомами или группами атомов. Остатки углеводородов. Образующиеся при отнятии от их молекул одного или нескольких атомов водорода называют углеводородными радикалами.Атомы или группы атомов, замещающие водород в углеводородной основе образуют функциональные или характеристические группы, обусловливающие общие св-ва веществ, принадлежащие к одному и тому же классу производных углеводорода.Общие формулы и названия наиболее распр. Органич. соед.

1. галоген производная углеводорода, фтор производные, бром-производные, ион-производные.

2. кислород-содержащие соединения. Спирты или фенолы. простые эфиры, альдегиды китоны. карбоновые кислоты, карбоксильная группа, сложные эфиры.

3. азот-содержащие соединения. Первичные амины, вторичные амины, третичные амины.

4. Серо-содержащие соединения. Тио-спирты и тио-фенолы.

5. 5) элемент-органические соединения: металлоорганические соединения, кремнеорганические соединения.

6. Соединения с повторяющимися одинаковыми функциональными группами: двух-основные спирты, ди-китоны, двух-основные кислоты.

Вещества, у которых имеются различные функциональные группы, т.е. вещества со смешанными функциями: аминоспирты, спиртокислоты, аминокислоты.