Шпоры по общей химии - файл n1.doc

Шпоры по общей химии
скачать (71 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc367kb.13.12.2005 12:34скачать

n1.doc

  1   2   3   4
1.1 Атомно-молекулярное учение химии. Понятия – атом, молекула, относительная молекулярная масса, относительная атомная масса, молярная масса. Моль – мера количества вещества.

Основные положения сформулированы Ломоносовым в виде капсулярной теории строения вещества, согласно которой все вещества состоят из мельчайших частиц капсул (молекул) имеющих тот же состав, что и все вещество, и находящиеся в непрерывном движении. Химические элементы – химически неделимые составные части простых и сложных веществ. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом электронейтральная микросистема, подчиняющаяся законам квантовой физики и состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его свойства и способная к самостоятельному существованию. Атомы объединяются в молекулу с помощью химических связей, в образовании которых принимают участие в основном внешние (валентные) электроны. Относительная атомная масcа (Ar) – безразмерная величина, равная отношению средней массы атомов к 1/12 массы изотопа атома углерода 12С. Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, равная отношению средней массы молекулы вещества к 1/12 массы изотопа атома углерода 12С. Моль () – масса одного моля вещества. Моль = количеству вещества, содержащего столько же структурных единиц, сколько содержится в 12г изотопа атома углевода 12С. Моль любого вещества содержит одинаковае число частиц 6,02*1023. Молярная масса – масса одного моля вещества Молярная масса – отношение массы (m) к количеству вещества ()

1.2 Эквивалент. Молярная масса эквивалента. Закон эквивалентных отношений. Закон кратных отношений.

Эквивалент – реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалентна одному иону водорода в кислотно-основных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Фактор эквивалентности , где z валентность в простых соединениях и степень окисления в сложных. Молярная масса эквивалента – масса одного моля эквивалента вещества. , где молярная масса эквивалента, фактор эквивалентности, М – молярная масса атома элемента.

Закон эквивалентных отношений. Массы веществ, реагирующих без остатка, относятся друг к другу как молярные массы их эквивалентов. , где молярные массы эквивалентов, m – массы взаимодействующих веществ.
Закон кратных отношений. Если 2 вещества образуют друг с другом более одного соединения молекулярного состава, то массы одного вещества, приходящиеся на одну и ту же массу другого вещества в этих соединениях, относятся между собой как небольшие целые числа.

1.4 Законы термохимии. Закон Гесса – как частный случай закона сохранения энергии. Следствие из закона Гесса (энтальпия сгорания, образования). Стандартные условия.

К основным законам термохимии относятся законы Лувуазье-Лапласа и Гесса. Закон Лавуазье-Лапласа. Тепло, необходимое для разложения химического соединения, = теплоте его образования. Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении или объеме, не зависит от пути реакции, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. 1 следствие. Тепловой эффект образования 1 моль соединения из данных исходных соединений при заданных давлении и температуре не зависит от способа его получения. Ст. энтальпией образования веществ называется кол-во теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании 1 моль соединения из простых веществ при стандартных условиях (Т=298К, р=101,325кПа). 2 следствие. Изменение энтальпии хим. реакции = разности между суммой энтальпий образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ.

Энтропия. (S, дж./моль К) функция состояния системы, являющаяся термодинамической мерой ее неупорядоченности. В изолированной системе самопроизвольные процессы могут протекать только в направлении увеличения энтропии



энергия Гиббса. Функция состояния системы = макс. ее работе в изобарном изотермическом процессе. Для процессов при постоянных температуре и давлении

Для , как функции состояния
1.6 Скорость химических реакций. Основной закон химической кинетики – закон действующих масс. Порядок и молекулярность реакции. Правило Ван-Гоффа. Кинетические уравнения.

Скоростью хим. Реакции называется изменение концентраций реагирующих или образующихся веществ в единицу времени.



Гомогенная реакция – система которая протекает в системе состоящей из одной фазы. Скорость такой реакции – изменение кол-ва реагирующего или образующегося вещ-ва в единицу времени в единице объема системы.



Гетерогенная реакция протекает на границе фаз в системе, состоящей из нескольких фаз. Скоростью такой реакцией наз. изменение кол-ва реагирующего или образующегося вещ-ва в единицу времени на единице площади раздела фаз.



Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, а ток же от концентрации, температуры, наличия катализатора. Закон действующих масс – скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

mA+nB=pAB где Са и Сb – молярные концентрации, k – константа скорости. Правило Ван-Гоффа. С повышением температуры на 10С скорость реакций возрастает в 2-4 раза.


1.7 Зависимость скорости реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

Скоростью хим. Реакции называется изменение концентраций реагирующих или образующихся веществ в единицу времени.



Скорость любой реакции возрастает при увеличении температуры. По правилу Ван-Гоффа - С повышением температуры на 10С скорость реакций возрастает в 2-4 раза.

увеличение скорости объясняется, тем, что возрастает скорость движения молекул, а следовательно и количество столкновений в единицу времени. Энергией активации – наз. избыток энергии по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре, которым они должны обладать, чтобы произошла реакция между ними.

Уравнение Аррениуса описывает более строгую зависимость скорости от температуры. , k – константа скорости, Т – абсолютная температура, K; R – газовая постоянная, А – стерический множитель, который пропорционален = количеству столкновений.
1.8 Катализ. Гомогенный, гетерогенный, ферментативный. Особенности отдельных типов катализа. Примеры.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость реакции, но не расходующиеся в процессе реакции. Могут увеличивать скорость реакции (активаторы) или замедлять (ингибиторы). Бывают твердыми, жидкими и газообразными. Гомогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор образуют однородную, однофазную систему. Например: 2SO2+O2=2SO3 Механизм катализа объясняется образованием промежуточного соединения катализатора с одним из реагирующих веществ. Схема действия катализатора в две стадии O2+2NO(катализатор)=2NO(пром. соединение)

NO2+SO2=SO3 (продукт)+NO(катализатор). Геторогенный катализ. Реагирующие вещества и катализатор составляют неоднородную, многофазную систему, в которой катализатор находится в виде отдельной фазы. Примеры: синтез аммиака

Каталитическое окисление аммиака
1.9 Химическое равновесие. Константа равновесия. Влияние температуры, концентрации реагентов, давления и катализатора на смещение равновесия.

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны. Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде

В соответствии с законом действующих масс кинетический. Скорость хим. реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. преобразуем и получаем закон действующих масс термодинамический. Константа равновесия хим. реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях стехиометрических коэффициентов. константа равновесия величина постоянная для данной реакции при данной температуре. Связана с изменением потенциала Гиббса в стандартных условиях.

процесс идет самопроизвольно в прямом направление, если потенциал уменьшается следовательно константа равновесия больше 1. Концентрация продуктов > концентрации исходных веществ. Если наоборот, то реакция практически не шла. При повышении температуры равновесие сместиться в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции.

1.10 Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье-Брауна. Характер смещения равновесия в зависимости от типа реакции (экзо- , эндотермические); реакции идущие с изменением объема.

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны. Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде
  1   2   3   4


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