Шпоры по химии (2/6) (Муллаянов) - файл n1.doc

Шпоры по химии (2/6) (Муллаянов)
скачать (101 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc101kb.03.12.2012 21:41скачать

n1.doc

1.Строение атома. Модель Резерфорда-Бора.

в 1897 Дж.Томсон открыл электрон а в 1909 Р.Малликен определил его заряд,кот равен 1,6*10-19Кл.масса составляет 9,11*10-28г.в 1904 Дж.Томсон предложил мод строения атома,согласно кот атом можно представить в виде положит заряженной сферы с электронами..1910 Э. Резерфорд в опытах по рассеянию а-частиц было показано, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме — положительно заряженном ядре.предсказал существование протона и его массу.

Резер.предложил ядерную планетарную модель атома,состоящ из тяжелого ядра,вокруг кот двигаются по орбитам электроны.как показывает теория электромагнитного поля,электроны в этом случае должны двиг по спирали,излучая энергию и падать на ядро.

Н. Бор исходил из планетарной модели атома. Вывод: энергия электронов в атоме не может меняться непрерывно, а изменяется скачками, т.е. дискретно.

Постулаты Бора:

1 ℮ может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по конкретным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных.

2 двигаясь по стационарной орбите, ℮ не излучает электромагнитной энергии.

3 излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается квант электромагнитного излучения, энергия которого равна, разности энергии атома в конечном и исходном состояниях. Т.е. энергия электрона, вращающегося вокруг ядра, зависит от радиуса орбиты.

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

в 1869 году Д.И.Менделеев: свойство элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Период – это совокупность элементов с одинаковым значением энергии.

Группа – вертикальный ряд элементов имеющих одинаковое число электронов на внешнем эл. слое.

Заряд ядра равен порядковому номеру элемента в системе. Элементы образуют 7 периодов. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы это группы элементов сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (например, возрастает химическая активность) Периодичность свойств элементов обусловлено периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов. С положением элементов в системе связаны его химические и многие физические свойства.

Первые три периода называются малыми или короткими все остальные большие или длинные. В зависимости от того, как представлены в периодической таблице длинные периоды, различаются короткопериодные и длиннопериодные варианты таблицы. В последнем варианте длинный период вытянут полностью слева направо и четвертая, пятая строки таблицы содержат последовательность из 18 элементов. Шестой период и теоретически седьмой содержат по 32 элемента.

7.Химическая связь. Типы связи. Краткая характеристика.

под хим.связью понимаются различные виды взаимодействий, обуславливающие устойчивое существование двух и многоатомных соединений :молекул, ионов, кристаллических и иных веществ.Хим.связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами называется ковалентной связью. Ковалентная связь может быть образованна путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов.такой механизм образования связи называется обменным или равноценным. Приводит к поляризации,возможна ионная связь. второй механизм. Донорно акцепторный-согдасно которому образуется общая электронная пара за счет неподеленной пары электронов одного атома(донора) и вакантной орбитали другого атома или иона(акцептора).Атом или ион, поставляющий пару электронов, называют донором, а атом или ион, к которому эта пара электронов пере­мещается, — акцептором. Согласно методу ВС, ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму возникает при перекрывании вакантной орбитали акцептора с заполненными орбиталями донора или донорной группы. Поэтому донорная группа должна содержать по меньшей мере одну неподеленную пару электронов.

8.Ковалентная связь. Условия ее образования.

Насыщаемость КС – это способность атома участвовать только в определенном числе КС, насыщаемость характеризует валентностью атома. Количественные меры валентности явл. число не спаренных электронов у атома в основном и в возбужденном состоянии..Направленность КС. Наиболее прочные КС образуются в направлении максимального перекрывания атомных орбиталей, т.е. мерой направленности служит валентный угол.Гибридизация КС – при гибридизации происходит смещение атомных орбиталей, т.е. происходит выравнивание по энергии и по форме. Существует sp-если в хим.связь вступает атом у которого на внешней оболочке имеются s и p электроны , sp2, sp3гибридизация. spформа молекулы линейная (угол 1800), sp2форма молекулы плоская треугольная (угол 1200), sp3 - форма тетраэдрическая (угол 109028)..

Полярность КС. В молекулах, содержащих ядра атомов одного и того же элемента, одна или несколько пар электронов в равной мере принадлежат обоим атомам, каждое ядро атома с одинаковой силой притяги­вает пару связывающих электронов. Такая связь называется неполярной ковалентной связью.Если пара электронов, образующих химическую связь, смещена к од­ному из ядер атомов, то связь называют полярной кова­лентной связью.Кратность КС– Число связей, образующихся между атомами, называется кратностью (порядком) связи. С увеличением кратности (порядка) связи изменяется длина связи и ее энергия. Количество энергии, выделяющейся при образовании хим.связи, называется энергией хим.связи.для многоатомных соединений с однотипными связями за энергию связи принимается среднее ее значение. чем больше энергия связи тем устойчивее молекулы. длина связи- расстояние между ядрами в соединении. она зависит от размеров электронных оболочек и степени их перекрывания.

Хим.связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами называется ковалентной связью. Ковалентная связь может быть образованна путем обобществления валентных электронов двух нейтральных атомов.такой механизм образования связи называется обменным или равноценным. Приводит к поляризации,возможна ионная связь. второй механизм. Донорно акцепторный-согдасно которому образуется общая электронная пара за счет неподеленной пары электронов одного атома(донора) и вакантной орбитали другого атома или иона(акцептора).Атом или ион, поставляющий пару электронов, называют донором, а атом или ион, к которому эта пара электронов пере­мещается, — акцептором.

17. Ковалентная. Связь образованная за счет обобществленной пары электронов, поставляемых по одному от каждого атома. Обладает направленностью и насыщенностью. Если связь образована двумя одинаковыми атомами, то она неполярная. Если один из атомов притягивает электроны сильнее другого, то связь полярная. Мерой полярности служит электрический момент диполя св [кл/м, D дебай = 3.3*10-3 кл/м] равный произведению эффективного заряда  на длину диполя lд Ионная. Электростатическое взаимодействие отрицательно и положительно заряженных ионов в химическом соединении. Возникает в случае большой разности ЭО атомов. Не обладает направленностью и насыщеностью. водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул друг к другу, особенно когда они содержат атомы сильно электроотрицательных элементов(F,O,N). если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной,если между двумя группами одной и той же молекулы,то она внутримолекулярная. металич связь.-валентные электроны так непрочно удерживаются атомами,что фактически не принадлежат конкретным атомам.такой тип связи осуществляется в металлах.Вандервальсовы взаимодействия. Диполь-дипольное взаимодействие. Молекулы ориентируются таким образом, что положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого. Индукционное взаимодействие. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные диполи. Между постоянными и наведёнными диполями возникает притяжение. Энергия зависит от поляризуемости и увеличивается с увеличением размера молекулы.Энергия вандервальсова взаимодействия. Eв = a/lв6 + b/lв12 a и b – постоянные. Донорно акцепторный-согдасно которому образуется общая электронная пара за счет неподеленной пары электронов одного атома(донора) и вакантной орбитали другого атома или иона(акцептора
10.Координационная и водородная связь. Условия их образования.

водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул друг к другу, особенно когда они содержат атомы сильно электроотрицательных элементов(F,O,N). если водородная связь образуется между разными молекулами, она называется межмолекулярной,если между двумя группами одной и той же молекулы,то она внутримолекулярная. Между двумя молекулами возни­кает взаимодействие, которое имеет электростатический и частич­но донорно-акцепторный характер. Водородную связь условно записывают как X—H---Y, где X и Y — атомы F, N, О или S (точ­ками обозначается собственно водородная связь).Энергия и длина водородной связи в значительной мере опре­деляются электрическим моментом диполя связи и размерами атома. Длина связи уменьшается, а энергия водородной связи возрастает с увеличением разности ЭО у атомов X и Y и соответ­ственно электрического момента диполя связи X—Н и с умень­шением размера атома Y. Самая прочная связь образуется между HF.Обычно же энергия водородной связи лежит в пределах 5— 25 кДж/моль, т. е. она больше энергии межмолекулярного взаи­модействия, но значительно меньше энергии ковалентной связи. Водородная связь имеет весьма широкое распространение. Она встречается в неорганических и органических соединениях. Водо­родная связь иногда определяет структуру вещества и заметно влияет на физико-химические свойства. Важную роль играет водородная связь в процессах кристаллизации и растворения веществ, образования кристаллогидратов, ассоциации молекул.

12.Описание ковалентной связи методом молекулярной орбитали (МО).

Метод молекулярных орбиталей. Электроны в молекуле распределены по МО, которые подобно АО характеризуются определённой энергией и формой. МО охватывают всю молекулу. Молекула рассматривается как единая система.

  1. Число МО равно общему числу АО, из которых комбинируется МО.

  2. Энергия одних МО оказывается выше, других – ниже энергии исходных АО. Средняя энергия МО, полученная из набора АО, приблизительно совпадает с средней энергией этих АО.

  3. Электроны заполняют МО, как и АО, в порядке возрастания энергии, при это соблюдается принцип запрета Паули и правило Гунда.

  4. Наиболее эффективно комбинируются АО с теми АО которые характеризуются сопоставимыми энергиями и соответствующей симметрией.

  5. Как и в методе ВС, прочность связи в методе МО пропорциональна степени перекрывания атомных орбиталей. Порядок и энергия связи. Порядок связи n=(Nсв-Nр)/2. Nсв – число e на связывающих молекулярных орбиталях, Nр – число e на разрыхляющих молекулярных орбиталях. Если Nсв = Nр, то n=0 и молекула не образуется. С увеличением n в однотипных молекулах растёт энергия связи. В отличии от метода АО, в методе МО допускается, что связь может быть образована одним электроном.

15.Тепловые эффекты химических реакций и фазовых превращений. Закон Гесса. Термохимические расчеты.

Тепловой эффект- изменение энергии с-мы при протекании хим. Процесса,с-ма не совершает никакой другой работы,кроме работы расширения Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточ­ных стадий. Изменение энергии системы при протекании в ней химической реакции при условии, что система не совершает никакой другой работы.

При постоянном давлении – это H – энтальпия реакции. В стандартных условиях H0 Если теплота выделяется то H<0, реакция экзотермическая. Если H>0 то реакция эндотермическая, теплота поглощается. тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой сгорания этого вещества Hсг. Теплоемкость – отношение колич.теплоты сообщен. системе к изменению ее температуры.298 К-стандартная теплота образования. ∆Нт=∆Н298+ѓ∆Срdt(Ур-ие Кирхгоффа)

Закон Гесса. 1841.Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.

Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям хим. связей, можно определить энтальпию, и наоборот.

Q=[Cc+(mCв)] T

Cc – теплоёмкость сосуда калориметра.

Cв – удельная теплоёмкость реагирующей смеси и или воды

m – масса реагирующей смеси или воды.

Использование закона Гесса позволяет рассчитать энергию ионной кристалличексой решетки при известных значениях энтальпий других стадий процесса.

закон Гесса хорошо иллюстрируется с помощью энтальпийных диаграмм. для удобства расчета зависимости между табличными данными, часто представляют в виде диаграммы..процессы в которых система после последовательных превращений возвращается в исходное состояние называются круговыми.

Закон Гесса. 1841.Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути реакции, т.е. от числа и характера промежуточных стадий.

Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учётом стехиометрических коэффициентов.bB+dD=lL+mM рассчитывается по уравнению ∆Н=l∆НL+m∆НM-d∆НD-b∆НB Можно рассчитать значение энтальпии образования одного из исходных веществ или продуктов реакций, если известны энтальпии образования остальных реагентов и энтальпия хим реакции.

Т.к. энтальпия реакции возникает вследствие разрушения одних связей и образования других, то по известным значениям хим. связей, можно определить энтальпию, и наоборот.

Использование закона Гесса позволяет рассчитать энергию ионной кристалличексой решетки при известных значениях энтальпий других стадий процесса.

тепловой эффект реакции окисления кислородом элементов, входящих в состав вещества, до образования высших оксидов называется теплотой сгорания этого вещества Hсг.расчет проводится с использованием закона Гесса. В технических расчетах используют удельную теплоту сгорания,,которая равна количеству теплоты, выделяющейся при сгорании 1 кг жидкого или твердого вещества и 1 м в кубе газообразного вещества до образования высших оксидов.иногда расчет теплового эффекта определяют с помощью калориметров.

16.II закон термодинамики. Энергия Гиббса. Энтропия.

Энтропия. Мера неупорядоченности состояния системы. W – число микросостояний системы, термодинамическая вероятность. S = RlnW. В отличии от других термодинамических функций, можно определить не только изменение, но и абсолютное значение. При абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю(третий закон термодинамики). Энтропия растёт по мере повышения температуры. Изменение энтропии системы в результате протекания химической реакции равно сумме энтропий продуктов реакций за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Второй закон термодинамики для изолированных систем. В изолированных системах самопроизвольно идут только такие процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии. S>0

ВТЗ имеет статистический характер,справедлив для систем состоящ из очень большого числа частиц.Теплота не может переходить произвольно от менее нагретого тела к более нагретому. Теплота может перейти в работу только при наличии разности температур и не целиком, а с определенным термическим КПД.

Свободная энергия Гиббса энергию Гиббса химической реакции ∆G можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакций за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. По-другому наз-ся изобарный, изотермический потенциал. Обозначается ∆G [к дж/моль]. Энергия Гиббса простых веществ=0. Энергия ∆G Гиббса при простой температуре ∆Т=0,

∆G=∆H 0298-Т∆S298(х.р)

Физический смысл энергии Гиббса

Изменение свободной энергии равно максимально полезной работе, которую совершает система в изобарно-изотермическом процессе.

По энергии Гиббса мы можем определить самопроизвольность протекания реакции:∆G>0 (не самопроиз-ый)∆G=0(равновесный)∆G<0(самопроиз-ое теч реакции в прямом направлении)



Самопроизвольность протекания реакций (2-ой закон термодинамики)

Самопроизвольным называют процесс, который протекает самопроизвольно без воздействия внешних факторов. Сущ. еще 1 функция сост.-я энтропия, которая показывает самопроизвольность протекания реакций

1850г. Клазиус - теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому. Обратный процесс можно получить, только оказав внешнее воздействие.

1896г. Больцман - в изолированной системе самопроизвольно протекают только те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии т.е.:∆S>0 (самопроиз-ый) ∆S=0(равновесный) ∆S<0(не самопроиз-ый) максимальная работа,которую может совершить система при равновесном проведении процесса в изохорно-изотермических условиях,равна изменению энергии Гельмгольца системы ∆F= ∆U-T∆S




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

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия концентрации (или парциальные давления в случае газов) исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ. равновесные концентрации обозначаются символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентарции водорода и аммиака будут обозначаться [Н2] и [NH3].Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р.

Итак, термодинамическим условием химического равновесия является равенство энергии Гиббса химической реакции нулю, т.е. ∆G = 0 Константа химического равновесия. ∆G° = -RT ln([L]l [M]m / [D]d [В]b),[L], [M], [D], [В]равновесные концентрации соответствующих веществ; l, т, d и b показатели степени, равные стехиометрическим коэффициентам. Kравн = [L]l[M]m/[D]d[B]b Крравн(RT)

Kр = exp(-H/(RT)+ S/R) Правило Ван-Гоффа. V2 = V1T/ 10 свойства межфазных границ и на протекающие на них процессы - прежде всего, на механизм и кинетику электрохимических реакций, на электрокинетические явления, на устойчивость коллоидных систем и т. п.

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

Классификация дисперсных систем.

Все дисперсные системы состоят из сплошной фазы, называемой дисперсионной средой, и прерывистой фазы (частиц), называемой дисперсной фазой. В зависимости от размера частиц дисперсные системы подразделяют на группы:

  1. взвеси (суспензии, эмульсии), у которых частицы имеют размер 1000 нм (10-6 м) и более;

  2. коллоидные системы, размер частиц которых лежит в пределах от 1 до 500 нм (10-9 м – 5 ·10-7 м).

дисперсные системы также классифицируются по агрегатным состояниям дисперсной фазы и дисперсионной среды (аэрозоль, пена, эмульсия, золь, твёрдая эмульсия, гель)

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

Тщательно очищенная от посторонних примесей вода обладает определённой, электрической проводимостью, заметно возрастающей с повышением температуры. Наличие электрической проводимости может быть объяснено только тем,что H2O является слабым электролитом. Процесс диссоциации воды может быть записан

H2O + H2O ? H3O+ + OHЇ. Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. Константа диссоциации воды может быть вычислена по уравнению

Кд = (aH aOH)/aH2O (1). Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу её моля: 1000/18 = 55,5 моль/л. Водородным показателем, или pH, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе: pH = - lg aH. Водородный показатель определяет характер реакции раствора. При pH<7 реакция раствора кислая, при pH>7 – щелочная, при pH=7 – реакция нейтральная. Величина pH может служить критерием силы кислоты или основания. Подавляющее большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации.

AnBm(т) ? nAm+ + mBn-.

Произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при данной температуре, есть величина постоянная. Эту величину называют произведением растворимости электролита и обозначают ПР. произведение растворимости зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и не зависит от активностей ионов в растворе.

Связь между ПР и растворимостью cp выразиться уравнением:

ПР=(nCрАm+)n(mCрBn-)m

30.Гидролиз солей; факторы, влияющие на процесс гидролиза. pH – гидратообразования.

Гидролиз солей, константа гидролиза. Реакция среды; pH гидратоообразования.

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H+ и OHЇ, сообщающее раствору кислотные или щелочные свойства. Таким образом, процесс гидролиза соли во многом обратен процессу нейтрализации, т.е. процессу взаимодействия кислот с основаниями. Гидролизу не подвергаются соли, образованные сильными кислотами и основаниями, например KCl.
31.Коллоиды: отличительные свойства коллоидных систем.

Коллоидные растворы. Строение мицеллы, электрофорез, электроосмос.

Коллоидное состояние характерно для многих веществ, если и частицы имеют размер от 1 до 500 нм. Характерной особенностью коллоидных частиц является наличие на их поверхности заряда, обусловленного избирательной адсорбицией ионов. Коллоидная частица имеет сложное строение. Она включает в себя ядро, адсорбированные ионы, противоионы и растворитель. Существуют лиофильные (гидрофильные) коллоиды, в которых растворитель взаимодействует с ядрами частиц, и лиофобные (гидрофобные) коллоиды, в которых растворитель не взаимодействует с ядром частиц. Коллоидная частица кроме ядра имеет противоионы и молекулы растворителя. Адсорбированные ионы и противоионы с растворителем образуют адсорбированный слой. Суммарно заряд частицы равен разности зарядов адсорбированных ионов и противоионов. Вокруг частиц находится дуффузный слой ионов, заряд которых равен заряду коллоидной частицы. Коллоидная частица и диффузный слой образуют электронейтральную мицеллу. Движение частиц дисперсионной фазы к одному из электродов при пропускании через золь постоянного электрического тока получило название электрофореза, а движение частиц дисперсионной среды – электроосмоса.

32.Мицелла. Двойной электрический слой.

Возникновение электродного потенциала, двойной электрический слой.

Потенциал, устанавливающийся в условиях равновесия электродной реакции, называется равновесным электродным потенциалом. для характеристики электродных процессов пользуются относительными значениями электродных потенциалов. Для этого находят разность потенциалов измеряемого электрода и электрода, потенциал которого условно принимают равным нулю. Двойной электрический слой - два весьма близких друг к другу слоя электрических зарядов разного знака, но с одинаковой поверхностной плотностью, возникающие на границе раздела двух фаз. Д. э. с. на поверхности металла возникает из-за того, что электроны металла выходят за пределы решётки, образованной положительными ионами. Скачок потенциала в таком Д. э. с. является составной частью работы выхода электрона из металла. Для электрохимии большое значение имеет Д. э. с. на границе раздела металл - электролит. Д. э. с. обладает высокой электрической ёмкостью (~10-5ф/см2) и внутри него действует сильное электрическое поле (~106 в/см). Строение Д. э. с. оказывает большое влияние на электрические

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