Шпоры по химии - файл n1.docx

Шпоры по химии
скачать (77.6 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.docx78kb.23.11.2012 21:08скачать

n1.docx


1. Строение атома. Модель Резерфорда-Бора.

Понятие атома возникло и оформилось как система представления об устройстве окр. мира в воззрениях древнегреческих философов в 500-200 гг. до н. э. Левкипп утверждал, что мир состоит из мельчайших частиц и пустоты. Демокрит назвал эти частицы атомами (неделимыми) и считал что они вечно существуют и способны двигаться. Размеры атомов считались настолько маленькими, что их нельзя было измерить. Форма, внешнее различие атомов, как считалось, придают определенные свойства телам. Эпикур предложил способность атомов взаимодействовать друг с другом. Однако эти представления были общефилософскими положениями и не были подтверждены опытом.

В начале XIX века Дж. Дальтон, опираясь на открытые к тому времени законы химии – кратных отношений, эквивалентов, постоянства состава, возродил атомистическую теорию. Отличие этой теории заключ. в том, что опирались на строгие экспериментальные данные о строении вещества. Дальтон установил, что атомы одного и того же хим. вещества имеют одинак. свойства, а разным элементам соответствуют разные атомы. Была введена важная характеристика атома – атомная масса, относит. знач. которой были установлены для ряда элементов. Однако атом по – прежнему считался неделимой частицей.

В конце XlX и начале XX вв. появились экспериментальные доказательства сложной структуры атома: фотоэффект – явл., когда при освещении металлов с их поверхности испускаютс носители электрического заряда; катодные лучи – поток отрицательно заряженных частиц – электронов в ваккуумированной трубке, содержащей катод и анод; рентгеновские лучи – электромагнитное излучение, подобное видимому свету, но с гораздо более высокой частотой, испускаемое веществами при сильном воздействии на них катодных лучей; радиоактивность - явление самопроизвольного превращения одного химического элемента в др., сопровождающееся испусканием электронов, положительно заряженных частиц, др. элементарных частиц и рентгеновского излучения. Таким образом было установлено, что атомы состоят из отриц. и положит. Заряженных частиц сильно взаимодействующих м/у собой.

В 1903 г. Томас предложил модель атома. Атом представлялся как «море положительн. электричества» с колеблющимися в нем электронами. Модель Томаса была опровергнута Резерфордом в 1908г. Согласно его модели положительно заряженные частицы расположены в центре атома и образуют ядро, а электроны вращаются вокруг ядра. Из класс. Электроники следует, что все движущие частицы излучают энергию. Эта модель Резерфорда не совсем корректно описывала ядро. В 1913 г. Предложил свою модель атома Бор. За основу взял планетарную модель Резерфорда. Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде постулатов: 1) Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам – стационарным.2) Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии. 3) Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на др. Постулаты Бора находились в резком противоречии с положениями класс. Физики. Но эти постулаты нашли свое оправдание в замечательных результатах, полученных Бором при расчете спектра атома водорода. Теория бора объяснила физическую природу атомных спектров как результата перехода атомных электронов с одних стационарных орбит на др.
9.Ионная связь. Условия ее образования.

Предельным случаем полярной связи ковалентной связи яв-ся ионная связь. Ионная связь в «чистом» виде не существует, т.к. в любой хим. связи всегда имеется та или иная доля ковалентного характера. Однако высокая доля ионности связи придает ей ряд характерных св-в, в результате чего ее рассматривают отдельно. Эти свойства можно объяснить исходя из предположения существования только ионной связи. Ионная связь осуществляется в результате взаимного электростатического притяжения противоположно заряженных ионов. Ионы могут быть простыми, т.е. состоящими из 1-го атома, или сложными, т.е. состоящими из 2-х или более атомов. Простые ионы обладающие положительным зарядом, легче всего образуются из атомов элементов с низкой энергией ионизации; к таким элементам относятся металлы главных подгрупп I и II группы. Образование простых отрицательно заряженных ионов, напротив характерно для атомов типичных неметаллов, обладающих большим сродством к электрону. Поэтому к типичным соединениям с ионным типом связи относятся галогены щелочных металлов. Коссель в 1916 г. Предположил что ионная связь образуется в результате полного переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому. Такой тип связи возможен только м/у атомами, которые резко отличаются по свойствам. Например элементы I и II группы периодической системы (металлы) непосредственно соединяются с элементами VI и VII групп (неметаллы).

Валентность элементов в соединениях с ионными связями очень часто характеризуют степень окисления, которая, в свою очередь, соответствует величине заряда иона элемента в данном соединении.

В отличие от ковалентной связи ионная связь не обладает направленностью. Это объясняется тем, что электрическое поле иона обладает сферической симметрией, т.е. убывает с расстоянием по одному и тому же з-ну в любом направлении. Также ионная связь не обладает насыщаемостью. Поэтому к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного знака. Это число определяется относительными размерами взаимодействующих ионов, также тем, что силы притяжения разноименно заряженных ионов должны преобладать над силами взаимного отталкивания, действующими м/у ионами одного знака. Отсутствие у ионной связи направленности и насыщаемости обусловливает склонность ионных молекул к соединению их друг с другом.


16.2-й з-н термодинамики. Энергия Гиббса. Энтропия.

На основе 1 з-на термодинамики можно составить энергетический баланс любого процесса, но на основе 1 з-на нельзя получить никакой информации о возможности и о направленности самопроизвольно протекающих процессов. Для определения возможности и направления самопроизвольно протекающих процессов служит 2 з-н термодинамики, который формируется в нескольких вариантах: 1) Теплота не может переходить сама собой от холодного тела к теплому; 2) невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу.

Из 2 формулировки => что все виды энергии превращаются в тепловую энергию полностью, но тепловая энергия превращается в др. виды энергии не полностью, поэтому внутреннюю энергию и энтальпию решили представить в виде суммы двух слагаемых: U=F+TS, H=G+TS, F и G – термодинамические потенциалы и представляют собой часть внутренней энергии или же энтальпии которая способна совершать работу. Т – температура процесса по шкале Кельвина. S – энтропия. Энтропия характеризует степень неупорядоченности системы.

Макросотояние системы тем более вероятнее, чем большим числом микросостояний оно может осуществиться. Обычно число микросостояний, отвечающих тому или иному макросостоянию системы, очень велико. Это состояние связано с тем, что в макроскопических количествах вещ-ва число частиц велико, а их положения и скорости при обычных температурах чрезвычайно разнообразны. Характеризовать в этом смысле состояние системы оказалось удобнее не самой вероятностью осуществления данного макросостояния, а величиной, пропорциональной ее логарифму. Эта величина наз-ся энтропией. Энтропия (S) одного моля вещества связана с числом (?) равновероятных микроскопических состояний (наз-ся термодинамической вероятностью данного состояния), которыми можно реализовать данное макроскопическое состояние системы, уравнением S=R*ln ?, R- газовая постоянная.

Наименьшую энтропию имеют идеально правильно построенные кристаллы при абсолютном нуле. Энтропия кристалла, в структуре которого имеются какие-либо неправильности, уже при абсолютном нуле несколько больше несколько больше, т.к. нарушения идеальности могут реализоваться не единственным способом. С повышением температуры энтропия всегда возрастает, т.к. возрастает интенсивность движения частиц, следовательно, растет число способов их расположения. Возрастает она также при превращении вещества из кристаллического состояния в жидкое, и в особенности при переходе из жидкого состояния в газообразное. Изменяется энтропия и при протекании химических процессов. Эти изменения обычно особенно велики в случае реакций, приводящих к изменению числа молекул газов: увеличение числа газовых молекул приводит к возрастанию энтропии, уменьшение – к ее понижению. Подобно внутренней энергии и энтальпии, энтропия зависит от состояния системы и также яв-ся ф-цией состояния. Но в отличии от этих 2-ух фун-й, связь изменения энтропии с теплотой зависит от способа проведения процесса – от его скорости. В ходе того или иного процесса соотношение м/у теплотой и производимой работой может быть различным. Только разность этих величин, = изменению внутренней энергии ситемы, не зависит от способа осуществления процесса. При быстром его работа бывает малой, а при медленном она возрастает. При бесконечно медленном осуществлении процесса – при проведении его бесконечно малыми шагами от одного состояния равновесия к следующему, бесконечно близкому к предыдущему, - работа принимает максимально возможное значение. Такое произведение процесса наз-ся термодинамически обратимым, или просто обратимым.

При обратном процессе изменения энтропии связано с теплотой выражением: dS = ?Q/T. При адиабатном процессе ?Q=0, поэтому dS=0. Если же процесс проводится обратимо в изобарных условиях, то ?Q=dH. В этом случае изменение энтропии связано с изменением энтальпии уравнением dS=dH/T. Если процесс не только обратимый и изобарный, но еще и изотермический, ∆S=C помощью этого уравнения можно определить изменение энтропии при плавлении и кипении веществ, либо наоборот, зная изменение энтальпии и энтропии в процессе, рассчитать темпер-ру плавления или кипения.

Энтропия имеет размерность энергии, деленной на темпер-ру; выражают в Дж/(К *моль). В термодинамике можно ввести такие ф-ции, которые отражают влияние на направление протекания процесса как тенденции к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению наиболее вероятного состояния системы. Знак изменения подобной ф-ции при той или иной реакции может служить критерий возможности самопроизвольного протекания реакции. Для изотермических реакций, протекающих при постоянном давлении, такой ф-цией яв-ся энергия Гиббса G.

Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением: G=H-TS. Если реакция осуществляется при постоянных давлении и температуре (изобарно – изотермическим), то изменение энергии Гиббся при реакции будет равно: ∆G=∆H -T∆S. В условиях постоянства температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса.


2Уравнение Шредингера. Следствие из решения уравнения Шредингера.

Как и в классической механике имеют место фундаментальные з-ны Ньютона, описывающие движ. макротел, для движ. электрона и др. микрочастиц сформулированы свои квантовомеханич. з-ны, в частности, ур. Шредингера. Если состояние системы (?) не изменяется во времени, то говорят система находится в стационарном состоянии. Рассмотрим стационарное состояние для микрообъекта (электрона, например).

В квантовой механике, так же как и в классич. механике, остается справедлив-м закон сохранения энергии:

Н=р2/ 2m+En=E=const (2.1)

Суть математического аппарата квантов. меха-ки такова, что вместо физических величин (импульс, координата, энергия и т.д.) применяются определенные математич-е правила для вычислен. Этих величин при помощи ?-функции. Такие правила наз-ся операторами. Например, чтобы вычислить импульс микрочастиц, необходимо на волновую функцию ? подействовать оператором «набла» (), умноженный на «-i» (i-мнимая единица, t2= -1): p ? - i ?, ?-знак соответствия. отвечает дифференцированию функции по координатам: = ?/?х+?/?у+?/?z.

Нахождение потенциальной энергии сводится к умножению функции на «классическое» выражение для потенциальной энергии: Eп?Eп?.

Нахождение полной энергии заключается в поиске коэффициента перед ?- функцией: E?E?. Этот коэффициент (полная энергия) таков, что должен удовлетворять закону сохранения энергии. После подстановки квантовых аналогов классич. величин в выражение (2.1) получим (в атомн. ед.):

?=Е? или Н?=Е?, Н= -п – гамильтониан. Это ур. Записывается с учетом того, что нахожд. P2 сводится к двукратному применению –i , т.е. – i (–i )?= i2 ?= -. Это ур. Шредингера для стационарных состояний. Первое слагаемое гамильтониана отвечает кинетической энергии электрона, второе – потенциальной.

Ур. Ш. представляет собой дифференциальное ур. 2-го порядка в частных производных и оно решается, если пси ? функцию зависимую от 3 координат можно представить в виде 3 уравнений зависящих только от 1 координаты. ?(x, y, z)=x(x)y(y)z(z)=R(r) ?(?)Ф(?), r- радиус вращения. Фm=Asinm?+Bcosm?, Фm(0)= Фn(2¶)

Фm(0)= Asinm0+Bcosm0=1B=B

B= Asinm2¶+Bcosm2¶

m=0, ±1,±2,…
рис.
10.Координационная и водородная связи. Условия их образования.

Донорно-акцепторная связь (ДАС) образуется, когда орбитали одной из частиц обладает не поделенной парой электронов, а др. пустой орбиталью.

Механизм ДАС заклю-ся в том, что ковалентная связь образуется в результате перехода уже существующей электронной пары донора (поставщика электронов) в общее пользование донора и акцептора. Образование ДАС представляет след. образом: при сближении таких частиц происходит выравнивание энергетического состояния, обладающих неподелимой парой электронов и пустой орбитали, с последующим переходом 1-го из неподелимых пар электронов на пустую орбиталь. Имеем 2 частицы, которые (выделяют) обладающие по 1 электрону на орбитали происходит образование хим. связи, поэтому говорят, что ДАС яв-ся разновидностью ковалентной связи.

Еще в 19 в. было замечено, что соединения, в которых атом водорода связан с атомами фтора, кислорода и азота, обладают радом аномальных cв-в, например, тем-ра плавления и кипения. Обычно в ряду однотипных соединений элементов данной группы тем-ры плавления и кипения с увеличением атомной массы элемента возрастают. Это объясняется усилением взаимного притяжения молекул, с увеличением размеров атомов и с ростом дисперсионного взаимодействия м/у ними. Эти и некоторые др. особенности соединений водорода объясняются способностью атома водорода, соединенного с атомом сильно электроотрицательного элемента, к образованию еще одной химической связи с др. подобными атомами. Эта связь наз-ся водородной.

Водородная связь объясняется действием электростатических сил. При образовании полярной ковалентной связи м/у атомом водорода и атомом фтора электронное облако первоначально принадлежащее атому водорода, сильно смещается к атому фтора. В результате атом фтора приобретает значительный эффективный отрицательный заряд, а ядро атома водорода (протон) с «внешней» по отношению к атому фтора стороны почти лишается электронного облака. Обладая ничтожно малыми размерами и, в отличие от др. катионов, не имея внутренних электронных слоев, которые отталкиваются отрицательно заряженными атомами, ион водорода проникает в электронные оболочки др. атомов. Поэтому м/у протоном атома водорода и отрицально заряженным атомом фтора соединений молекул HF возникает электростатическое притяжение образуется водородная связь.

Условием образования водородной связи яв-ся высокая электроотрицательность атома, непосредственно связанного в молекуле с атомом водорода. Только при этом условии электронное облако атома водорода достаточно сильно смещается в сторону атома-партнера, а последний приобретает высокий эффективный отрицательный заряд. Именно поэтому водородная связь характерна для соединений самых электроотрицательных элементов: сильнее всего она проявл-ся у соседний фтора и кислорода, слабее – у соединений азота и еще слабее – у соединений хлора и серы.

Водородная связь играет большую роль в процессах, происходящих при обычных температурах. Она ответственна за сильную ассоциацию молекул и высокую диэлектрическую постоянную не только воды, но и спиртов, и др. жидкостей. Благодаря водородным связям лед легче жидкой воды, так что лед образуется на поверхности воды и предохраняет оставшуюся жидкую воду от потери тепла.
17. Критерии химического средства в изолированных и в неизолированных системах.

Совокупность веществ, находящихся во взаимодействии и мысленно выделенная из окружающей среды - система. Изолированная система- если система не обменивается веществом или энергией с окружающей средой. В противном случае система неизолированная.

Критерий в изолированных системах: изменение энтропии.

Критерий в неизолированных системах: изменение изобарно-изотермического потенциала.

26. Понятие идеальные растворы, активность и коэффициент активности.

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Наиболее важный вид растворов- жидкие растворы.

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью. Под активностью иона понимают ту эффективность, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при хим.реакциях. активность иона равна его концентрации, умноженной на коэффициент активности. Поскольку обычно для характеристики растворов электролитов используется молярная доля(хв), моляльная(сm-отношение количества растворенного вещества к массе растворителя), молярная(св) концентрации вещества в растворе, то и используются 3 различных вида коэффициентов активности: ав=f*хв, ав=?*сm, ав=у*св, где f,?,у- соответственно рациональный, моляльный, молярный коэффициенты активности. Коэффициенты активности различных ионов различны. Кроме того, они изменяются в зависимости от условий, в частности, при изменении концентрации раствора. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше 1, а с разбавлением раствора он приближается к 1. Значение f, меньше 1, указывает на взаимодействие между ионами, приводящее к их взаимному связыванию. Если же коэффициент активности близок к 1, то это свидетельствует о слабом межионном взаимодействии. Действительно, в очень разбавленных растворах средние расстояния между ионами настолько велики, что действие межионных сил почти не проявляется.

27. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации.

Вещества, проводящие электрический ток своими ионами, называются электролитами. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты, основания. Электролитами являются также многие расплавленные соли, оксиды, гидроксиды, некоторые соли и оксиды в тв. состоянии.

Согласно теории электролитической диссоциации, при растворении в воде электролиты распадаются

(дисссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные- катионы (ионы водорода и металлов), отрицательно заряженные- анионы(гидроксид- ионы). Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь хим.уравнениями. Например, диссоциация HCl выражается уравнением: HCl?H++Cl-. Электролитическая диссоциация- процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении. Степенью диссоциации электролита(?) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе, или ?=cв(прод)/ cв, где cв(прод)- молярная концентрация молекул, продиссоциировавших на ионы; cв- молярная концентрация вещества, взятого для приготовления раствора. Степень электролитической диссоциации принято выражать либо в долях единицы, либо в процентах. Степень электролитической диссоциации электролита в водных растворах зависит от природы электролита, его концентрации и температуры.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы хим.равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации(протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды, CH3COOH+H2O?H3O++CH3COO- константа равновесия имеет вид Kk=[H3O+][CH3COO-]/[CH3COOH].


3.Периодическая система Д.И. Менделеева в свете строения атома.

Первоначально в таблице периодической системы Д.И. Менделеева (1869 г. ) элементы были расположены на основании их атомных масс и химических свойств. В действительности оказалось, что решающий фактор при этом – не атомная масса, а заряд ядра и число электронов в нейтральном атоме.

Число электронов входящих на внешнем уровне в атомах элементов, располагающихся в порядке увеличения порядкового номера, периодически повторяется. Периодическое изменение свойств элементов с увеличением порядкового номера объясняется периодическим изменением строения их атомов, а именно числом электронов на их внешних энергетических уровнях. По числу энергетических уровней в электронной оболочке атома элементы делятся на 7 периодов. 1-ый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из 1-го энергетического уровня, во 2-ом периоде – из 2-х, в 3-ем периоде – из 3-х, в 4-ом – из 4-х и т.д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень. В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 1 электрон, - атомами щелочных металлов – и заканчиваются элементами, элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов (во всех последующих ) – атомами благородных газов. Внешние электронные оболочки сходны у атомов элементов (Li, Na, K, Rb, Cs); (Be, Mg, Ca, Sr); (F, Cl, Br, I); (He, Ne, Ar, Kr, Xe) и т.д. Именно поэтому каждая из выше перечисленных групп элементов оказывается в определенной главной подгруппе периодической таблицы: Li, Na, K, Rb, Cs в 1 группе, F, Cl, Br, I – в 7 и т.д. Именно вследствие сходства строения электронных оболочек атомы сходны их физические и химические cв-ва. Число главных подгрупп определяется максимальным числом элементов (элементов и побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d подуровне и =10 в каждом из больших периодов. Т.к. в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева одна из побочных подгрупп содержит сразу 3-ри переходных элемента близких по химическим свойствам ( триады Fe-Co-Ni, Ru-Rh-Pd, Os-Ir-Pt), то число побочных подгрупп, так же как и главных, =8). По аналогии с переходными элементами число лантаноидов и актиноидов, вынесенных вниз периодической системы в виде самостоятельных рядов, = максимальному числу электронов на f подуровне, т.е. 14. Таким образом, строгая периодичность расположения элементов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева полностью объясняется последовательным характером заполнения энергетических уровней.

1.Порядковый номер элемента указывает на заряд и на количество электронов, окружающих ядро.

2. Положение в периоде указывает на скольких энергетических уровнях расположены электроны.

3. Номер группы, в которой расположен элемент, указывает на максимальное количество электронов валентности или максимальную положительную валентность, свойственную элементу.

4. Элементы, проявляющие наибольшие металлические св-ва, расположены в левом нижнем углу таблицы. Металлические cв-ва в группу снизу вверх убывают, слева направо убывают.

5. Элементы, проявляющие наибольшие неметаллические св-ва, расположены в верхнем правом углу таблицы, и их неметаллические св-ва уменьшаются сверху вниз и справа налево.

6.Металлические cв-ва проявляют элементы с малым кол-ом внешних электронов.

7. Неметаллическими свойствами обладают элементы с большим кол-ом валентных электронов.

8. Периодичность объясняется определенной повторимостью в расположении электронов при возрастании зарядов ядер элементов от 1 до 8 в малых и от 1 до 18 в больших периодах.

11.Описание ковалентной связи методом валентной связи (ВС)

Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших св-в ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул. В основе метода ВС лежат след. положения: 1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинация таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. 2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака. При оценке степени перекрывания электронных облаков следует учитывать знаки волновых ф-ций электронов. Т.к. электронам присущи волновые свойства, то при взаимодействии 2-х электронов образуется общая «электронная волна». Там где амплитуды исходных волн имеют одинаковые знаки, при их сложении возникает суммарная волна с амплитудой, имеющей большее абсолютное значение, чем исходные амплитуды. Там, где амплитуды исходных волн имеют различные знаки, при их сложении возникает суммарная волна с амплитудой, имеющей меньшее абсолютное значение, - волны будут «гасить» друг друга. Роль амплитуды электронной волны играет волновая функция - атомная орбиталь. Поэтому там где атомная орбиталь взаимодействующих электронов имеют одинаковые знаки, одинаковые знаки , абсолютное значение волновой ф-ции образующегося общего электронного облака будет больше, чем значения атомной орбитали у изолированных атомов. При этом буде возрастать и плотность электронного облака. Здесь происходит положительное перекрывание электронных облаков, которое приводит к взаимному притяжению ядер. В тех же областях пространства где знаки волновых ф-ций взаимодействующих электронов противоположны, абсолютное значение суммарной волновой ф-ции будет меньше, чем у изолированных атомов. Здесь плотность электронного облака будет уменьшатся. В этом случае имеет место отрицательное перекрывание, приводящее к взаимному отталкиванию ядер.

Метод ВС позволяет понять способность атомов к образованию определенного числа ковалентных связей, объясняет направленность ковалентной связи, дает удовлетворительное описание структуры и свойств большого числа молекул. Согласно методу ВС все ковалентные связи осуществляются общей парой электронов.


18. Химическое равновесие. Константа равновесия. Связь ее с энергией Гиббса.

На рис. показано изменение скоростей прямой и обратной реакции с течением времени. Вначале, при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а скорость обратной реакции равна 0. По мере протекания реакции исходные вещества расходуются и их концентрации падают. В результате этого уменьшается скорость прямой реакции. Одновременно появляются продукты реакции, и их концентрация возрастает. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми, наступает хим. равновесие(динамическое равновесие, этим подчеркивается, что при равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно).

Количественной характеристикой хим.равновесия служит величина, называемая константой хим. равновесия: Kc=[P]p[Q]q…/([A]a[B]b…)., где большие буквы обозначают формулы веществ, а маленькие- коэффициенты в уравнении реакции. Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса уравнением: ∆G0(T)=-RTlnKc=exp[-∆G0(T)/RT]. Эти уравнения дают возможность, зная ∆G0, вычислять константу равновесия и, наоборот, по экспериментально найденному значению константы равновесия определять ∆G0 реакции.

Рис.


28. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель, рН. Кислотно-основные индикаторы.

Для воды и разбавленных водных растворов при неизменной температуре произведение концентраций ионов гидроксония и гидроксид- ионов есть величина постоянная. Эта постоянная величина называется ионным произведением воды. Водородный показатель(рН): рН=-lg[H3O+]. Для измерения рН существуют различные методы. Приближенно реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространенные индикаторы- метиловый оранжевый, фенолфталеин.

29. Малорастворимые электролиты. Произведение растворимости.

В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина количественно характеризует способность электролита растворяться; е называют произведением растворимости электролита(ПР). Произведение растворимости, вычисленное без учета коэффициентов активности, является постоянной величиной только для малорастворимых электролитов, это объясняется тем, что коэффициенты активности близки к 1 только в очень разбавленных растворах. Для хорошо растворимых электролитов значение произведения концентраций ионов в насыщенном растворе может сильно изменяться в присутствии других веществ. Это происходит вследствие изменения коэффициентов активности ионов

4.Изменение радиусов атома в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе строения атома.

(???От размеров радиусов атомов и ионов зависят многие физические и химические св-ва элементов. Обозначают радиусы символом r. Электронные облака не имеют резко очерченных границ. Поэтому понятие о размере атома не яв-ся строгим и существует несколько методов определения радиуса атома. Как правило, они дают близкие друг другу результаты. Если представить себе атомы в кристаллах простого вещества в виде соприкасающихся друг с другом шаров, то расстояние м/у центрами соседних шаров (т.е. м/у ядрами соседних атомов) можно принять равным удвоенному радиусу атома. Радиусы, определенные таким образом, наз-ся атомными радиусами по Брэггу. Если в качестве радиуса атома берут расстояние от ядра атома до максимума электронной плотности его валентных электронов, то получают радиус Слейтера. Как единую сис-му для всех соединений с металлической и ковалентной связью, рекомендуется использовать орбитальные радиусы – расстояние от ядра атома до максимума функции радиального распределения вероятности последней атомной орбитали, заселенной электронами.???)

Зависимость атомных радиусов от заряда ядра атома имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением заряда проявляется тенденция к уменьшению размеров атома, что особенно четко наблюдается в коротких периодах: Li -159, Na-171; Be-104, Mg-128; B-78, Al-131; C-60, Si-107; N-49, P-92; O-41, S-81; F-36, Cl-72; Ne-32, Ar-66. По периоду атомный радиус, в общем уменьшается. Это связано с тем, что постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками (главное квантовое число электронов внешней оболочки n – постоянно) Поэтому увеличивающийся по периоду заряд ядра притягивает электроны с большей силой, что и уменьшает радиус. Уменьшение радиуса проявляется сильнее всего тогда, когда на валентную оболочку добавляется 2-ой s-электрон ( и увеличивается заряд ядра на единицу).

(???Меньше снижается радиус от прибавления р-, d-, f- электронов. Для d- и f- элементов вдоль периода радиусы уменьшаются незначительно, т.к. происходит заполнение глубинных подоболочек. Такое закономерное уменьшение радиусов в ряду лантаноидов получило название лантаноидного сжатия (имеет важные последствия для свойств атомов, стоящих за лантаноидами). Радиусы атомов, стоящих лантоноидами, меньше, чем значения, ожидаемые в отсутствии лантоноидов. В связи с тем что лантоноиды нах-ся в 3-ей побочной подгруппе периодической системы, изменение радиусов атомов элементов данной подгруппы отличается от такового для атомов элементов всех остальных побочных подгрупп. ???)

С началом застройки нового электронного слоя, более удаленного от ядра, т.е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают. В пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Приведем в качестве примера значения орбитальных атомных радиусов элементов некоторых главных подгрупп: 1 группа: Li-159, Na-171, K-216, Rb-229, Cs-252; 2 группа: Be-104, Mg-128, Ca-169, Sr-184, Ba-206; 5группа: N-49, P-92, As-100, Sb-119, Bi-130.

В главных и третьей побочной подгруппах сверху вниз растет число электронных оболочек, увеличивается главное квантовое число внешней электронной оболочки, поэтому радиус увеличивается. В остальных побочных подгруппах элементы 6-го периода располагаются за лантаноидами. Поэтому в 6-ом периоде по сравнению с 5-ым периодом увеличение радиуса атома за счет роста главного квантового числа внешней электронной оболочки почти компенсируется уменьшением радиуса из-за лантоноидного сжатия. В результате радиусы этих d- элементов по сравнению с радиусами d-элементов 5-го периода не увеличиваются, а остаются почти постоянными.
12.Описание ковалентной связи методом молекулярной орбитали (МО)

Описание образования ковалентной связи по методу МО означает: определение типа молекулярных орбиталей и заселение их электронами.

19.Скорость хим. реакций(гомогенные и гетерогенные).

Система, состоящая из веществ, находящихся в одной фазе - гомогенная (смесь азота, кислорода). Система, состоящая из веществ, находящихся в разных фазах и имеющая хотя бы одну поверхность раздела - гетерогенная(молоко, дым).

Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемешивании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора: H2SO4+Na2S2O3=Na2SO4+H2O+SO2?+S?. Процесс хим. превращения исходных веществ в продукты реакции, протекающий в гомогенной системе (пределах одной фазы), гомогенной хим. реакцией.

Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз. Например, растворение металла в кислоте Fe+2HCl=FeCl2+H2? может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. Такая реакция называется гетерогенной хим. реакцией.

Скорость хим. реакции- число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объема(для гомогенных реакций) или на единице поверхности(для гетерогенных реакций) раздела фаз. Скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно. Мерой скорости хим. реакции называется количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единицу объема системы(для гомогенной реакции) или на поверхности раздела фаз(для гетерогенной реакции- площадь поверхности тв. тела не всегда легко измерить, поэтому иногда скорость гетерогенной реакции относят не к единице площади поверхности, а к единице массы или объема твердой фазы). Мерой скорости реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени. Факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие в системе катализаторов. Скорость некоторых гетерогенных реакций зависит также от интенсивности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция, скорости диффузии реагентов в конденсированной фазе и др. факторов. Для гомогенной реакции: v=∆n/V*1/∆t. Для гетерогенной реакции: v==∆n/?*1/∆t.

Рис.


30. Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. рН- гидратообразования.

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. (примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора(III) PCl3 с водой, в результате этой реакции образуется фосфористая кислота H3PO3 и соляная кислота: PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl). В случае реакции нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз солей. В реакции 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; нейтрализация в этом случае сводится к процессу H3O++OH-=2H2O, а обратная реакция- диссоциация молекулы воды на ионы- протекает в ничтожно малой степени. Растворы солей,

образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию. Растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.


5.Изменение потенциала ионизации в пределах одного периода и в пределах одной группы по мере роста порядкового номера элементов.

Способность атомов элементов окисляться или восстанавливаться зависит от их способности отдавать или присоединять электроны. Мерами этого являются энергия ионизации и сродство к электрону.

Энергия ионизации - энергия, необходимая для удаления электрона из атома, иона, радикала ил молекулы в газовой фазе при Т=0 К без передачи освобожденному электрону кинетической энергии.

Энергию ионизации можно определить путем бомбардировки атомов электронами, ускоренными в электрическом поле. То наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атомов, наз-ся потенциалом ионизации атомов данного элемента и выражается в вольтах. Энергия ионизации численно равна потенциалу ионизации.

Ионизационный потенциал – энергия, необходимая для отрыва электрона от изолированного атома.

При затрате достаточной энергии можно оторвать от атома 2, 3 и более электронов. Поэтому говорят о первой энергии ионизации (энергия отрыва от атома 1-го электрона), второй энергии ионизации (энергия отрыва 2-го электрона) и т.д. По мере последовательности удаления электронов от атома положительный заряд образующегося иона возрастает. Поэтому для отрыва каждого следующего электрона требуется большая затрата энергии, т.е. последовательные энергии ионизации атома возрастают.

Энергия ионизации зависит от радиуса атома и поэтому характер их изменения по периодам и подгруппам таблицы периодической системы близок к характеру изменения радиуса.

У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металла к благородному газу заряд ядра постепенно возрастает, а радиус атома уменьшается. Поэтому энергия ионизации постепенно увеличивается, а восстановительные свойства ослабевают.

С увеличением порядкового номера элемента энергии ионизации уменьшаются, что свидетельствует об усилении восстановительных свойств. Эта закономерность связана с возрастанием радиусов атомов.

Итак, вдоль каждого периода радиусы атомов в целом уменьшаются, а заряд ядра увеличивается. В то же время главное квантовое число электронов внешней электронной оболочки остается постоянным. В результате энергия ионизации увеличивается. Поэтому восстановительная активность атомов вдоль по периоду уменьшается, а окислительная – увеличивается.

13.Основные понятия химической термодинамики. Внутренняя энергия и энтальпия

Превращения одних видов энергии и работы в другие изучает термодинамика. Применительно к химии изучением этих превращений при химических процессах занимается часть термодинамики, наз-ся химической термодинамикой.

Система – тело или совокупность тел взаимосвязанных м/у собой и выделенных из окружающей среды по какому-то признаку.

Системы бывают:

1)изолированные - если системы не обмениваются веществом или энергией с окружающей средой в противном случае системы наз-ся:

2) неизолированные (открытые)

Состояние к которому приходит система при каких то постоянных величинах внешних условий наз-ся состоянием термодинамического равновесия.

Величины характеризующие состояние термодинамического равновесия наз-ся термодинамическими параметрами, изменение которых зависит от начального и конечного состояний и не зависят от промежуточных стадий – наз-ся функцией состояния.

Внутренняя энергия. Химические реакции протекают с выделением или с поглощением энергии. Обычно эта энергия выделяется или поглощается в виде теплоты. Так, горение, соединение металлов с серой или хлором, нейтрализация кислот щелочами сопровождаются выделением значительных количеств теплоты. Такие реакции, которые требуют для своего протекания непрерывного притока теплоты извне и тотчас же приостанавливаются, если нагревание превращается. Эти реакции протекают с поглощением теплоты. Выделение теплоты при взаимодействии различных веществ заставляет признать, что эти вещества еще до реакции в скрытой форме обладали определенной энергией. Такая форма энергии, скрытая в веществах и частично освобождающаяся при химических, а также при некоторых физических процессах (например при конденсации пара в жидкость или при кристаллизации жидкости), наз-ся внутренней энергией вещества. Внутренняя энергия вещества - это кинетическая и потенциальная энергия частиц, за вычетом потенциальной и кинетической энергии системы как целого. Кинетическая энергия –сумма кинетических энергий поступательного, колебательного и вращательного движения частиц; потенциальная энергия обусловлена силами притяжения и отталкивания (ядерными, электромагнитными, гравитационными и т.д. ), действующими м/у частицами. Внутренняя энергия системы зависит от природы вещества ее компонентов, массы и параметров состояния системы. Изменение внутренней энергии системы ∆U при том или ином процессе можно определять. Пусть к системе проводится теплота, в результате чего она переходит из начального состояния 1 в конечное состояние 2, совершая при этом работу W1-2.Значит, подведенная теплота израсходована на изменение внутренней энергии системы и работу против внешних сил: ∆Q1-2= ∆U1-2+ W1-2, где Q1-2 – количество теплоты; ∆U1-2-изменение внутренней энергии; W1-2 – работа против внешних сил. Это уравнение – з-н сохранение энергии (1 начало термодинамики), согласно которому изменение внутренней энергии не зависит от способа проведения процесса, а определяется только начальным и конечным состояниями системы, т.е. яв-ся ф-цией состояния.

Энтальпия. Чаще в химии приходится иметь дело с процессами, протекающими при постоянном давлении, т.е. изобарными процессами. При постоянном давлении и при условии, что в ходе процесса совершается только работа расширения, получим: ∆Qp=∆U+W= U2- U1+pV2 – pV1=( U2 + pV2) – (U1+ pV1). Если ввести обозначение: Н= U+ pV, то ∆Qp21. Величина Н наз-ся энтальпией системы. Теплота в изобарном процессе расходуется на изменение энтальпии системы. Соответственно, теплота приобретается или теряется за счет увеличения или уменьшения энтальпии системы. Энтальпия, как и внутренняя энергия, характеризует энергетическое состояние вещества, но включает энергию, затрачиваемую на преодоление внешнего давления, т.е. на работу расширения. Как и внутренняя энергия энтальпия определяется состоянием системы и не зависит от того, каким путем это состояние достигнуто. В случае газов различие м/у dU и dH может быть значительным. В системах, не содержащих газов, изменения внутренней энергии и энтальпии, сопровождающие процесс, близких друг к другу. Это объясняется тем, что изменения объема dV при процессах, претерпеваемых веществами в конденсированных (т.е. в твердом или в жидком) состояниях, обычно очень невелики, и величина d(pV) мала в сравнении с dH.

31. Коллоиды. Отличительные свойства коллоидных систем.

Коллоидные- невидимые в оптический микроскоп частицы, а раздробленное(диспергированное) состояние веществ с размером частиц от 400-300нм до 1нм- коллоидное состояние вещества. Термин «коллоиды» означает «клееподобные», возник в 1861 году, когда Грэм для разделения веществ применил диализ. Метод диализа основан на неодинаковой способности компонентов растворов к диффузии через тонкие пленки- мембраны(из пергамента, целлофана). Этот метод широко применяют для очистки коллоидный растворов и растворов высокомолекулярных соединений. Вещества, не проникающие через мембраны при диализе, были названы коллоидами. Любое вещество при подходящих условиях может быть получено в коллоидном состоянии.


32. Мицелла. Двойной электрический слой.

Частицы коллоидных размеров могут иметь различную внутреннюю структуру, что существенно сказывается как на методах получения коллоидных растворов, так и на их свойствах. Существует тип внутренней структуры первичных частиц коллоидных размеров: ассоциативные, или мицеллярные коллоиды. Их также называют полуколлоидами. Коллоиднодисперсные частицы этого типа возникают при достаточной концентрации дифильных(молекулы, которые состоят из углеводородного радикала, имеющего сродство к неполярным растворителям, и гидрофильной- полярной- группы, имеющей сродство к воде) молекул низкомолекулярных веществ путем их ассоциации в агрегаты молекул- мицеллы- сферической или пластинчатой формы. Мицеллы представляют собой скопления правильно расположенных молекул, удерживаемых преимущественно дисперсионными силами.

Рис.(Мицелла) Рис.(двойной слой)

6.Заполнение энергетических уровней и подуровней электронами по мере роста порядкового номера элементов. Объяснение на основе квантово-механических законов.

(???Распределение электронов в многоэлектронных атомах основано на 3-х положениях: принципе минимума энергии, принципе В.Паули и правиле Хунда Ф.

Электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наинизшей энергией.

Очередность подоболочек по энергии определяется с помощью правила Клечковского Каждая атомная орбиталь имеет на кривой радиального распределения вероятности нахождения электрона в элементе пространства определенное число максимумов. Всегда присутствует основной максимум. Общее число максимумов в радиальном распределении электронной плотности для конкретной орбитали может быть найдено ч/з ее значения главного и орбитального квантовых чисел: число максимумов электронной плотности атомной орбитали = n-1. Электронная плотность, которая относится к максимума, расположенным ближе к ядру, испытывает меньшее экранирующее действие других электронов, и электрон, находясь в этой области пространства, сильнее притягивается к ядру. Поэтому при прочих равных условиях, чем больше максимумов электронной плотности атомной орбитали, тем более низкую энергию имеет электрон, описываемый ею.

В многоэлектронных атомах энергия электрона зависит не только от главного , но и от орбитального квантового числа. Главн. квантовое число определяет здесь лишь некоторую энергетическую зону, в пределах которой точное значение энергии электрона определяется величиной l . При этом справедливо 1-ое правило Клечковского: электрон обладает наинизшей энергией на той электронной подоблочке, где сумма квантовых чисел n и l минимальна Е=min при n+1=min

В тех случаях когда сумма (n+l) одинакова для рассматриваемых электронных подоболочек, при распределении электронов используется второе правило Клечковского: электрон обладает наинизшей энергией на подоболочке с наименьшим значением главного квантового числа Е=min при при n= min, если n+1=const.

Принцип Паули. Данный принцип состоит в том, что в атоме не может быть электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел. Электрон может характеризоваться только одним набором 4-х квантовых чисел (n, l, ml и ms), а 1-ой пространственной атомной орбитали соответствует состояние с фиксированными значениями 3-х квантовых чисел (n, l, ml). Для конкретной атомной орбитали возможны лишь столько состояний электрона, сколько различных значений возможно для четвертого квантового числа ms. Для последнего возможны лишь 2 значения. Поэтому максимальное количество электронов для 1-й атомной орбитали -2. Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали и обладающие противоположно направленными спинами, наз-ся спаренными, в отличие от одиночного электрона занимающего какую-либо орбиталь.

При l=0, т.е. на s-подуровне, магнитное квантовое число тоже =0. Следо-но, на s-подуровне имеется всего одна орбиталь. На каждой атомной орбитали размещается не более 2 электронов. На р-подуровне (n=1) имеется 3 орбитали, каждая может быть занята не более чем 2-мя электронами. Всего на этом подуровне может разместится 6 электронов. d-подуровень (n=2)состоит из 5 орбиталей, максимальное число электронов =10. Первый энергетический уровень содержит только s-подуровень, 2-й энергет. уровень состоит из s- и p- подуровней и.т.д.

Правило Хунда. Это правило определяет порядок размещения электронов одной электронной подоболочки для наиболее устойчивого состояния атома. Оно гласит: в наиболее устойчивом состоянии атома электроны размещаются в пределах электронной подоболочки так, чтобы их суммарный спин был максимален. ???)
Наиболее устойчивыми электронными конфигурациями яв-ся 1) полностью заполненный энергетический подуровень; 2) наполовину заполненный; 3) пустые.

Проведем анализ распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням, но отметим, как установлено элементы, которые имеют полностью заполненные энергетические уровни яв-ся энергетически инертные. У 1-го и у каждого 1-го элемента следующего за инертным элементом происходит заполнение s-подуровня. По мере увеличения порядковых номеров элементов происходит периодическое изменение заполнение внешних энергетических уровней электронами.


23. Катализаторы. Механизм действия катализаторов при гомогенном и гетерогенном катализе.

Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость - катализаторы. Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ- катализ. Реакции, протекающие под действием катализаторов- каталитические. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу(газ или раствор); в случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы. Бывают катализаторы как ускоряющие протекание реакции, так и замедляющие. В первом случае катализ называется положительным, во втором- отрицательным. Катализаторы, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически более доступны. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора. Сущность катализа заключается в том, что в присутствии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость хим.реакции. Катализаторы отличаются селективностью: они действуют на процессы избирательно, направляя его в определенную сторону.

Рис.


20. Влияние концентрации, давления, температуры на скорость реакции.

С повышением температуры скорость хим. реакций возрастает, причем при изменении температуры на 100С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ(Т).

Давление характеризует подвижность молекул и определяется силой действия газообразных частиц на стенки сосуда(р).

Концентрация определяет количественный состав раствора, смеси или расплава(с).

21. Энергия активации, порядок и молекулярность реакции.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции. Энергию активации (Еа) выражают в кДж/моль. По числу взаимодействующих в элементарном акте молекул определяют молекулярность реакции и различают реакции мономолекулярные, бимолекулярные и т.д. Молекулярность реакции определяется составом, пространственной структурой и энергией переходного состояния. Для сложных реакций показатель степени молярной концентрации, например, реагента B в выражении для скорости реакции называется порядком реакции по реагенту B.

33. Электрохимическое равновесие на межфазовой границе электрод- электролит. Электродный потенциал.

Потенциал обусловленный электронами- равновесный потенциал- устанавливающийся при активности электролита равном 1- стандартный электродный потенциал. Непосредственное изменение величины электродного потенциала невозможно, поэтому величину потенциала какого-то электрода измеряют относительно другого электрода (электрод сравнения). В соответствии с разделением окислительно-восстановительной реакции на две полуреакции, напряжение(электродвижущую силу) также принято представлять в виде разности двух величин, каждая из которых отвечает данной полуреакции. Эти величины называются электродными потенциалами или электродными напряжениями.

В отсутствии внешнего источника тока на границе электролит у обоих электронов устанавливается динамическое равновесие между переходами ионов из металлической фазы в раствор и из раствора на вакантные места в узлах кристаллической решетки металлов. При подключении этих электронов к внешнему источнику постоянного тока происходит нарушение рассмотренного динамического равновесия по следующей причине: электрод, подключенный к отрицательному полю внешнего источника постоянного тока приводит к нарушению равновесия электрод- электролит. Согласно принципу Ле-Шателье, система электрод- электролит, стремясь восстановить нарушенное равновесие, вызовет следующий процесс: 2е-+Zn2+=Zn0(восстановление- катод). С электрода, подключенного к положительному полюсу внешнего источника тока, будет происходить выкачивание электронов, что приведет, как и в предыдущем случае, к нарушению равновесия на границе электрод- электролит. Система электрод- электролит, стремясь восстановить нарушенное равновесие, вызывает на данном электроде следующий процесс: Zn0-2e=Zn2+(окисление- анод). Устройства, где происходят превращения электрической энергии в химическую- гальванические ванны: катод имеет полярность отрицательную, анод- положительную. Противоположные полярности электрода в гальванических ваннах и гальванических элементах объясняется тем, что в гальванических элементах происходит превращение хим. энергии в электрическую, а в гальванических ваннах происходит превращение электрической энергии в химическую.


7.Химическая связь. Типы связи. Краткая характеристика.

Лишь немногие хим. элементы в обычных условиях нах-ся в состоянии одноатомного газа. Атомы остальных элементов в индивидуальном виде не сущ-ют, а входят в состав молекул или кристаллических решеток, образуемых совокупностью атомов. Следовательно, сущ-ет причина, по которой атомы связываются друг с другом. Эта причина наз-ся «химическая связь».

Взаимодействие атомов в результате которого образуются более сложные агрегаты (кристаллы, молекулы) наз-ся химическая связь. Она характеризуется 2 параметрами: 1. Энергия связи – энергия, которая необходима для разложения данного соединения на составляющие компонента; 2. Длина связи.

Химическая связь возникает благодаря взаимодействию электрических полей, создаваемых электронами и ядрами атомов, участвующих в образовании молекулы и кристалла. Независимо от типов химической связи причина ее образования –одна. Химическая связь образуется, если электроны взаимодействующих атомов получают возможность двигаться одновременно вблизи положительных зарядов нескольких ядер.

В образовании хим. связи между атомами главную роль играют электроны, расположенные на внешней оболочке и связанные с ядром наименее прочно, валентные электроны.

Наибольшей устойчивостью обладают внешние оболочки из 2-х или 8-ми электронов(поэтому благородные газы при обычных условиях не вступают в хим. реакции с др. элементами). Атомы имеющие на внешней оболочке менее 8-ми (или иногда 2-х) электронов, стремятся приобрести структуру благородных газов.

Образование устойчивости электронной конфигурации может происходить несколькими способами, поэтому различают несколько типов химических связей: ионная связь, ковалентная и донорно-акцепторная (координационная) связи. Кроме этих видов связей существуют другие, не относящиеся непосредственно к рассмотренным электронным оболочкам: водородная и металлическая связи.

Ионная связь - это электростатическое взаимодействие м/у ионами с зарядами противоположного знака.

Ковалентная связь – связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам.

Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, наз-ся неполярной, а образованная разными атомами – полярной.
.
14 з-н термодинамики. Энтальпия образования химических соединений.

Первый з-н термодинамики утверждает, что если при образовании какого-либо соединения выделяется (или поглощается) некоторое количество теплоты, то при разложении этого соединения в тех же условиях такое же количество теплоты поглощения (или выделяется): ∆Н(реакции образования)= - ∆Н (реакция разложения).

Это положение вытекает из закона сохранения энергии; из него следует, что чем больше теплоты выделяется при образовании того или иного соединения, тем больше энергии надо затратить на его разложение. Поэтому вещества, при образовании которых выделяется большее кол-во теплоты, весьма прочные и трудно разлагаются.

Изменение энтальпии при образовании одного моля сложного вещества из простых наз-ся энтальпией (теплотой) образования данного соединения. Обозначают изменение энтальпии в конкретном процессе с помощью подстрочного индекса. Для процесса образования для этой цели используется буква f: ∆fH.

Если этот элемент может существовать в виде нескольких простых веществ, то при расчете теплоты образования этот элемент берется в виде того простого вещества, которое при данных условиях наиболее устойчиво. Энтальпии образования наиболее устойчивых при данных условиях простых веществ принимаются равными нулю. Энтальпии же образования менее устойчивых простых веществ = энтальпиям их образования их устойчивых. Тепловые эффекты можно включать в уравнения реакций. Химические уравнения, в которых указано изменение энтальпии, наз-ся термохимическими уравнениями. Изменение энтальпии указывается обычно в правой части уравнения после запятой со знаком «-» в случае экзотермической реакции и со знаком «+» в случае эндотермической реакции.

Важнейшей характеристикой веществ, применяемых в качестве топлива, яв-ся их энтальпия (теплота) сгорания.


24. Классификация дисперсных систем по степени дисперсности и по агрегатному состоянию.

Под термином «дисперсная система» подразумевается любая, минимум двухкомпонентная, система, в которой один из компонентов в раздробленном (диспергированном) состоянии более или менее равномерно распределен в массе другого компонента. Последний образует непрерывную фазу, т.е. как бы играет роль растворителя; обозначается, как дисперсионная среда.

Различают несколько классов дисперсных систем:

1.грубодисперсные- размер частиц дисперсной фазы 10-3-10-5 см.: суспензии(взвеси)-системы, состоящие из раздробленного твердого вещества и жидкости, в которой более или менее равномерно распределена дисперсная фаза(мутная вода); эмульсии- системы, состоящие из двух жидкостей, из которых одна диспергирована в другой(животное молоко); эмульгаторы- вещества, сообщающие эмульсиям устойчивость(стабилизаторы эмульсий); эмульсоры- коллоидные растворы мыл и органических кислот в мин. маслах, стабилизированные водой или спиртоводными смесями. 2.коллоиднодисперсные- размер частиц колеблется в пределах 10-5-10-7 см. 3.молекулярнодисперсные- размер частиц имеет порядок нескольких ангстремов(10-8 см). 4.ионодисперсные-дисперсные системы, в которых растворенное вещество находится в виде отдельных (свободных) гидратированных ионов.


8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Известно, что неметаллы взаимодействуют друг с другом. Рассмотрим, например, образование простейшей молекулы Н2. Представим, сто мы имеем 2 отдельных изолированных атома водорода H’ и H’’. При сближении этих атомов м/у собой силы электростатического взаимодействия – силы притяжения электрона атома H’ к ядру атома H’’ и электрона атома H’’ к ядру атома H’ – будут возрастать: атомы начнут притягиваться друг к другу. Однако одновременно будут возрастать и силы отталкивания м/у одноименно заряженными ядрами атомов и м/у электронами этих атомов. Это приведет к тому, что атомы смогут сблизиться м/у собой настолько, что силы притяжения будут полностью уравновешены силами отталкивания. Расчет этого расстояния (длины ковалентной связи) показывает, что атомы сблизятся настолько, что электронные оболочки, участвующие в образовании связи, начнут перекрываться м/у собой. Это в свою очередь приведет, приведет к тому, что электрон, двигавшись ранее в поле притяжения только одного ядра, получит возможность перемещаться и в поле притяжения другого ядра. Таким образом, в какой-то момент времени то вокруг одного, то вокруг другого атома будет возникать заполненная оболочка благородного газа ( такой процесс может происходить только с электронами, обладающими противоположно направленными проекциями спина). При этом возникает общая пара электронов, одновременно принадлежащая обоими атомами. Область перекрытия м/у электронными оболочками имеет повышенную электронную плотность, которая уменьшает отталкивание м/у ядрами и способствует образованию ковалентной связи. Таким образом, связь, осуществляемая за счет образования электронных пар, в одинаковой мере принадлежащих обоим атомам, наз-ся ковалентной. Ковалентная связь может возникать не только м/у одинаковыми, но и м/у разными атомами. Разновидность ковалентной связи, образованной одинаковыми атомами, наз-ся неполярной, а образованная разными атомами – полярной.

Полярную связь можно рассматривать как промежуточную м/у чисто ионной и ковалентной неполярной.
15.Тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений. З-н Гесса. Термохимические расчеты.

При химических превращениях освобождается часть содержащейся в веществах энергии. Измеряя количество теплоты, выделяющееся при реакции ( так называемый тепловой эффект реакции) можно судить об изменении этого запаса. В зависимости от конкретного процесса различают конкретные тепловые эффекты. Тепловой эффект химического процесса наз-ся изменение энтальпии, произошедшее при осуществлении этого процесса, отнесенное к одному молю вещества эквивалентов вещества. Поэтому тепловые эффекты химических реакций указывают в виде изменения энтальпии системы. Тепловые эффекты химических реакций принято относить к одному молю образующегося вещества.

Изменение энтальпии при образовании одного моля сложного вещества из простых наз-ся энтальпией (теплотой) образования данного соединения. Обозначают изменение энтальпии в конкретном процессе с помощью подстрочного индекса. Для процесса образования для этой цели используется буква f: ∆fH.

Если этот элемент может существовать в виде нескольких простых веществ, то при расчете теплоты образования этот элемент берется в виде того простого вещества, которое при данных условиях наиболее устойчиво. Энтальпии образования наиболее устойчивых при данных условиях простых веществ принимаются равными нулю. Энтальпии же образования менее устойчивых простых веществ = энтальпиям их образования их устойчивых.

Тепловые эффекты можно включать в уравнения реакций. Химические уравнения, в которых указано изменение энтальпии, наз-ся термохимическими уравнениями. Изменение энтальпии указывается обычно в правой части уравнения после запятой со знаком «-» в случае экзотермической реакции и со знаком «+» в случае эндотермической реакции.

Термохимическое уравнение теряет смысл, если в нем отсутствуют коэффициенты и не указаны агрегатные состояния веществ. При изменении этих величин меняется и рассчитываемый тепловой эффект реакций.

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

Переходы из одного агрегатного состояния в другое (фазовые переходы) должны сопровождаться тепловыми эффектами. В соответствии с 1 з-ом термохимии каждые 2 противоположно направленных фазовых перехода м/у 2-мя агрегатными состояниями имеют равные по абсолютной величине и противоположные по знаку тепловые эффекты.

Все термохимические расчеты основываются на з-не Гесса, являющимся частным случаем з-на сохранения энергии: тепловой эффект химического процесса зависит только от начального и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Подобно обычным уравнениям химической реакции, термохимические уравнения можно суммировать. З-ну Гесса, дает возможность вычислять тепловые эффекты реакции в тех случаях, когда их непосредственное измерение почему-либо неосуществимо. В качестве примера такого рода расчетов рассмотрим вычисление энтальпии образования оксида углерода (II) из графита и кислорода. Измерить тепловой эффект реакции С(к)+1/2О2 (г)=СО(г) очень трудно, потому что при сгорании графита в ограниченном количестве кислорода получается не оксид углерода (II), а его смесь с диоксидом углерода. Но энтальпию СО можно вычислить, зная его энтальпию сгорания (-283,0 кДж/моль) и энтальпию образования диоксида углерода (-393,5 кДж/моль). Горение выражается термохимическим уравнением: С(к)2(г), ∆Н= -393,5 кДж. Для вычисления энтальпии образования СО запишем эту реакцию в виде 2-х стадий С(к)+1/2О2 (г)=СО(г) ∆Н=х кДж; СО(г) +1/2О2 (г)= СО2(г) ∆Н= - 283,0 кДж. И просуммируем уравнения. Получим суммарное уравнение: С(к)+1/2О2 (г)= СО2(г) ∆Н=х- 283,0 кДж.

Тепловой эффект химической реакции = сумме энтальпий образованных веществ: ∆Н= , где i – исходные вещества, j – продукты.



Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации