Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
Вопрос1. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Концентрация ионов водорода и гидроксид-ионов в кислых, нейтральных, щелочных растворах. Водородный показатель рН среды. Теория электролитической диссоциации
В растворе электролита имеет место электролитическая диссоциация с образованием ионов. Эта идея была выдвинута С.Аррениусом.
Диссоциация – самопроизвольный распад электролита на ионы.
Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные – анионами.
Распад электролитов на ионы объясняет отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа. Так, хлорид натрия переходит в раствор в виде ионов Na+ и Cl‾. При этом из одного моля NaCl получается не 6,02 .1023 частиц, а вдвое больше. Поэтому и понижение температуры замерзания в растворе NaCl должно быть вдвое больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации.
Точно так же в очень разбавленном растворе BaCl2, диссоциирующего по уравнению
BaCl2 = Ba2+ + 2Cl‾,
осмотическое давление оказывается в 3 раза больше чем, если бы хлорид бария находится в нем в виде молекул BaCl2.
Таким образом, особенности водных растворов электролитов, противоречащие с первого взгляда законам Рауля и Вант-Гоффа, были объяснены на основе этих же законов.
Однако теория Аррениуса не учитывала всей сложности явлений в растворах. Она рассматривала ионы как независимые от растворителя частицы. Но ей противостоялагидратная теория Менделеева, в основе которой лежало представление о взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Кажущееся противоречие обеих теорий было устранено предположением о гидратации ионов (И.А. Каблуков). Развитие этой идеи привело к объединению теорий Аррениуса и Менделеева.
Распадаться на ионы могут только те молекулы, в которых химическая связь имеет достаточно высокую степень ионности. Чтобы ионы молекулы электролита меньше притягивались друг к другу, растворитель должен обладать высоким значением относительной диэлектрической проницаемости (ε). Распаду электролита способствуют растворители с высоким значением ε. К ним относится вода (ε = 80,1), уксусная кислота (ε = 57), этиловый спирт (ε = 25).
Вещества могут распадаться на ионы и при расплавлении, когда энергии теплового движения оказывается достаточно для разрыва полярных связей.
Таким образом,
электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении.
В зависимости от структуры растворяющегося вещества в безводном состоянии его диссоциация протекает по-разному. Наиболее типичны два случая. В одном - диссоциация протекает при растворении веществ с ионной структурой, в другом - при растворении веществ с полярной связью.
Когда кристалл соли с ионной связью попадает в воду, то расположенные на его поверхности ионы притягивают к себе полярные молекулы воды (это ион дипольное взаимодействие). Ионы вещества и молекулы воды притягиваются друг к другу противоположными полюсами. Ионы испытывают тепловые колебания и толчки со стороны молекул воды и этого достаточно, чтобы ионы перешли из кристалла в раствор. Вслед за первым слоем ионов в раствор переходит следующий слой и таким образом происходит растворение кристаллических веществ с ионной связью.
Полярные молекулы растворяющихся веществ притягивают к себе полярные молекулы воды за счет диполь – дипольного взаимодействия, вызывая расхождение полюсов молекулы вещества. Происходит поляризация молекулы, которая совместно с колебательным движением атомов и тепловым движением молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Образующиеся в обоих случаях ионы гидратируются. При этом ион водорода Н+ (протон) прочно связывается с молекулой воды в ион гидроксония Н3О+. Схематически это можно представить уравнением:
Н2О + НCl = Н3О+ + Cl‾.
В результате этого процесса общая пара электронов молекулы НCl остается у атома хлора, который превращается в ион Cl‾, а протон, внедряясь в электронную оболочку кислорода молекулы воды, образует ион гидроксония Н3О+.
Протон водорода благодаря малым размерам и электростатическому полю высокой напряженности, а также отсутствию у него электронной оболочки, в водных растворах существует только в виде комплексов с молекулами воды Н3О+ окруженных другими молекулами воды.
Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. В случае другого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов.
Ионное произведение воды. рН раствора.
Вода диссоциирует по уравнению
H2O ↔ H+ +OH-
Константа ее диссоциации равна:
K= [H+][OH-] / [H2O ]
Вода — очень слабый электролит, поэтому концентрация [Н20] остается практически постоянной при диссоциации, а следовательно, остается постоянной и величина
Kw= [H+][OH-]
которая называется ионным произведением воды. Ионное произведение воды зависит только от температуры: при 25 °С Kw = 1* 10-14.
В дистил.воде
[Н+] = [ОН-] =√10-14 = 10-7 моль/л.
В кислых растворах [Н+] > 10-7 моль/л, в нейтральных [Н+] =10-7' моль/л. в щелочных [Н+] < 10" моль/л.
Для описания кислотности раствора используется водородный показатель, который описывается: Водородный показатель, pH, отрицательный десятичный логарифм концентрации (точнее, активности) ионов водорода (в г-ион/л) в данном растворе:
В. п. служит количественной характеристикой кислотности растворов, которая оказывает существенное влияние на направление и скорость многих химических и биохимических процессов. При обычных температурах (точнее, при 22 °С) pH = 7 для нейтральных, pH < 7 для кислых и pH > 7 для щелочных растворов. Точное измерение и регулирование pH необходимо как при лабораторных химических и биохимических исследованиях, так и в многочисленных промышленных технологических процессах, а также при оценке свойств почвы и проведении мероприятий по повышению её плодородия.
Вода диссоциирует на ионы по уравнению
По действующих масс закону:
где с — молярные концентрации, а К — постоянная при данной температуре величина (1,8·10-16г-ион/л при 22 °С). В 1 л воды содержится
(количество диссоциировавших молекул настолько мало, что его можно не учитывать). Поэтому
Константу КВ называют ионным произведением воды. Поскольку в чистой воде (и в любой нейтральной среде)
то
При добавлении к воде кислот cH+ возрастает, а pH соответственно уменьшается. Так, для 0,01 молярного (М) раствора HCl концентрация cH+ = 10-2 и pH = —lgcH+ = 2. Наоборот, при добавлении щелочей возрастает cOH-; тогда
уменьшается и соответственно возрастает pH.
Например, в 0,01 М растворе NaOHcOH- = 10-2. Это значит, что
и pH = 12.
Для точных определений pH используют преимущественно методы потенциометрии. При определениях, не требующих высокой точности, pH измеряют б. ч. с помощью набора индикаторов, меняющих свою окраску каждый при определённом pH. Шкала pH обычно используется для растворов, имеющих концентрации ионов водорода от 1 г-ион/л и меньше.
Нейтральным водным растворам отвечает pH = 7 лишь при комнатных температурах. При повышении температуры диссоциация воды усиливается, KB возрастает, и при 100 °С чистая вода имеет pH " 6. При температурах ниже 22 °С в чистой воде pH > 7. При этом во всех случаях в нейтральной среде cH+ = cOH-.
Вопрос 2.Алканы. Номенклатура и изомерия. Способы получения. Химические свойства.
(По методичке)
Вопрос 3. Качественный анализ.
Качественный анализ — совокупность химических, физико-химических и физических методов, применяемых для обнаружения элементов, радикалов и соединений, входящих в состав анализируемого вещества или смеси веществ. В качественном анализе используют легко выполнимые, характерные химические реакции, при которых наблюдается появление или исчезновение окрашивания, выделение или растворение осадка, образование газа и др. Реакции должны быть как можно более селективны и высокочувствительны. Качественный анализ в водных растворах основан на ионных реакциях и позволяет обнаружить катионы или анионы. Основоположником качественного анализа считается Р. Бойль, который ввёл представление о химических элементах как о неразлагаемых основных частях сложных веществ и систематизировал все известные в его время качественные реакции.
Качественные реакции
Для определения присутствия веществ, анионов, катионов используются качественные реакции. Проведя их можно подтвердить однозначно их наличие. Эти реакции широко используются при проведении качественного анализа, целью которого является определение наличия веществ или ионов в растворах или смесях.
Вопрос 4. Окисление и восстановление. Степень окисления и валентность атомов. Энергия ионизации и сродство к электрону. Изменение этих характеристик по периодам и группам периодической системы. Примеры окислительно-восстановительных реакций. Электронный баланс.
Передача электронов от атома к атому называется окислением-восстановлением. Окисляется тот атом, который отдает свои электроны, а принимающий электроны – восстанавливается.
Если в результате реакции получается ионное соединение, то положительно заряженный ион образовался из того элемента, который отдал свои электроны, а отрицательный ион – из элемента, который электроны принял.
Например, натрий активно взаимодействует с хлором (внешне это напоминает горение с выделением белого дыма – очень мелких кристаллов NaCl). В образовавшейся соли Na+Cl– натрий заряжен положительно, а хлор отрицательно. Следовательно, натрий окислился, а хлор - восстановился. Чуть позже мы объясним, как легче запомнить новые термины.
Благодаря передаче электронов от атома к атому многие ионы, образующиеся в таких реакциях, имеют электронную конфигурацию инертных газов. Приобретение устойчивых “завершенных” оболочек дает большой выигрыш в энергии. Такие одинаковые электронные оболочки ионов называются изоэлектронными. В первой части таблицы 3-4 собраны ионы, изоэлектронные атому неона (он поставлен первым), в другой части таблицы – ионы, изоэлектронные атому аргона.
Таблица 3-4. Ионы, находящиеся в каждой вертикальной колонке, имеют одинаковое электронное строение, совпадающее с электронной оболочкой одного из инертных газов.
|
1s2 2s2 2p6 |
Степень окисления |
|
Ne |
0 |
|
O2- |
-2 |
|
F- |
-1 |
|
Na+ |
+1 |
|
Mg2+ |
+2 |
|
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 |
Степень окисления |
|
Ar |
0 |
|
S2- |
-2 |
|
Cl- |
-1 |
|
K+ |
+1 |
|
Ca2+ |
+2 |
В таблице рядом с каждой частицей указана ее степень окисления. Что это такое? Дело в том, что при образовании химических связей во многих случаях электроны могут частично передаваться от менее электроноакцепторных атомов к более электроноакцепторным атомам. Число переданных (или принятых) электронов и называется степенью окисления атома.
Количество отданных или принятых атомом электронов называется степенью окисления атома в молекуле.
Можно продолжить это определение:
При связывании разных атомов степень окисления равна заряду, который приобрел бы атом в этом соединении, если бы оно могло состоять из ионов.
Довольно просто определять степень окисления в ионных соединениях, где сразу видно, откуда и куда перешли электроны. Из табл. 3-4 видно, что знак и величина степени окисления всегда совпадают со знаком и зарядом одноатомных ионов.
Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется ионное соединение Mg2+O2– (где 2+ и 2– заряды ионов магния и кислорода, табл. 3-4). Посмотрите видеоопыт из "Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов" – горение магния в кислороде.
Степень окисления магния составляет +2, а степень окисления кислорода составляет –2. Точно так же в соединении CaCl2 степень окисления кальция +2, а степень окисления хлора –1.
Сложнее обстоит дело с полярными ковалентными соединениями. Здесь на помощь приходит знание относительной электроотрицательности элементов. Например, в молекуле воды Н2О кислород более электроотрицателен, чем водород, поэтому электроны связей смещены в сторону кислорода. Если бы вода была ионным соединением, то ее формулу можно было бы записать так:
Здесь степени окисления - это условные заряды атомов в молекуле, если считать, будто бы это ионная, а не полярная ковалентная молекула. Тогда степень окисления кислорода в воде составляет -2, а степень окисления водорода +1.
Можно дать еще одно определение степени окисления:
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле или кристалле. Его определяют, условно считая все полярные связи полностью ионнымии.
Кому-то из вас может показаться, что степень окисления – это та же валентность, но только со знаком "+" или "–". На самом деле это не всегда верно. Давайте посчитаем степень окисления в другом соединении водорода и кислорода – перекиси водорода Н2О2. Структурная и гипотетическая “ионная” формулы этого вещества выглядят так:
Второй заряд "–" не может появиться на атоме кислорода потому, что кислород не в состоянии оттянуть электроны от своего соседа – точно такого же атома кислорода. Вывод: степень окисления кислорода в этом соединении составляет –1 (хотя его валентность по-прежнему II). Степень окисления водорода составляет +1.
Степень окисления и валентность несут разную информацию об атоме в его соединениях. Валентность просто характеризует способность атома образовывать некоторое количество химических связей, а степень окисления описывает смещения электронов при образовании химических связей.
Итак, уточним определение степени окисления с учетом всего того, что было сказано о ковалентных соединениях:
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ выражают числом частично или полностью смещенных электронов от одного атома к другому в их соединении.
Если атом отдал электроны, его степени окисления приписывается знак “+”, а если атом принял электроны, то знак “–”. Возможна и нулевая степень окисления атома в молекуле, если электроны никуда не смещались или число отданных и принятых электронов одинаково.
Степень окисления – очень важная величина, относящаяся к основным понятиям химии. Фактически, степень окисления описывает состояние атома в соединении.
Есть несколько полезных правил, которые касаются степеней окисления:
1) Степень окисления атома любого элемента в свободном состоянии равна нулю.
Это связано с тем, что в чисто ковалентных двухатомных молекулах электроны не смещены ни к одному из атомов. Если вещество находится в атомном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю. Примеры молекул, где степени окисления атомов равны нулю: H2, Fe, F2, Na, O2, N2, Ar.
2) Степень окисления любого простого одноатомного иона равна его заряду. Примеры:
H+ (+1),
Fe3+ (+3),
F– (-1),
Na+ (+1).
3) Степень окисления водорода в его соединениях с другими элементами равна +1.
Примеры молекул, где водород имеет степень окисления +1: H2O, NH3, CH4, HF, HCl. Исключение составляют довольно редкие соединения - гидриды металлов (например, LiH), в которых степень окисления водорода равна –1, потому что электроотрицательность металлов меньше, чем у водорода.
4) Степень окисления кислорода равна -2 во всех соединениях, где кислород не образует простой ковалентной связи О—О.
Примеры молекул, где кислород имеет степень окисления –2 (таких соединений кислорода – подавляющее большинство): H2O, SO2, SO3, NO2. Положительную степень окисления кислород проявляет только в соединениях с фтором (например, в соединении OF2, где степень окисления кислорода равна +2).
5) Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в формуле нейтрального соединения всегда равна нулю.
6) Если в ходе химической реакции степень окисления атома повышается, то говорят, что он ОКИСЛЯЕТСЯ. Если же степень окисления понижается, то говорят, что он ВОССТАНАВЛИВАЕТСЯ.
Эти правила полезны во многих случаях. Посмотрите, например, как c их помощью легко определяется степень окисления элемента с переменной (или неизвестной) валентностью по молекулярной формуле. Допустим, имеется соединение H2SO3. Спрашивается, какова степень окисления серы? Поскольку степень окисления водорода всегда (+1), а степень окисления кислорода (–2), то нетрудно подсчитать, что положительные и отрицательные степени окисления "уравновесят" друг друга в молекуле H2SO3 тогда, когда степень окисления серы составит (+4). В этом случае алгебраическая сумма всех степеней окисления в молекуле равна нулю:
Действие этого правила можно показать и на примере реакции серы с кислородом, в которой электроны формально переходят от одного атома к другому:
До реакции сера и кислород имели одинаковую – нулевую степень окисления. В результате реакции степень окисления серы повысилась (+4). Значит, сера окислилась.
Степень окисления кислорода понизилась (-2), то есть кислород восстановился. Алгебраическая сумма всех степеней окисления в SO2 осталась равной нулю.
Подобных реакций с изменением степеней окисления реагирующих атомов – огромное множество. Все вместе они называются окислительно-восстановительными реакциями.
В последующих главах мы рассмотрим эти реакции подробнее, а пока еще раз разберемся в новых терминах.
Просто так трудно запомнить, какой процесс – отдачи или захвата электронов – называется окислением, а какой – восстановлением. Какой атом приобретает отрицательную, а какой – положительную степень окисления.
Рис. 3-11. Не совсем обычная запись уравнения химической реакции: Na + Cl = NaCl (см. текст). Хлор – "отрицательный", он отбирает чужие электроны. Натрий "окислился" – это заметно по его кислой физиономии.
Кому-то из вас поможет рис. 3-11, который рассказывает о реакции между натрием и хлором так, как будто это случилось в "химическом детском саду". В этом “детском саду” порядки такие же, как и в обычном. У Хлора целых 7 игрушек (электронов). Натрию же достался только грузовичок (1 электрон). Тут Хлор увидел у Натрия грузовичок и решил, что именно этой игрушки ему и не хватает! Хлор посильнее, поэтому грузовичок мгновенно оказался у него. А чтобы Натрий не ябедничал (у него такой окислившийся вид!), Хлор предложил поиграть вместе. Какое там! Конечно же, все 8 игрушек Хлор подтащил поближе к себе, а Натрию только и остается, что стоять рядом с “окисленным” видом.
Итак, какова мораль? Хлор, конечно, отрицательный. Он отобрал чужую игрушку-электрон. Теперь у него отрицательная степень окисления. Натрий, безусловно, окислился - вон какой у него “кислый” вид. Но и от Хлора не отходит - игрушек-то больше нет! Чем не картина образования химической связи в типичной окислительно-восстановительной реакции?
Остается только добавить, что восстанавливается в таких реакциях окислитель, а окисляется – восстановитель.
Вале́нтность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов.
Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).
Э + e− = Э− + ε
Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).
В отличие от ионизационного потенциала атома, имеющего всегда эндоэнергетическое значение, сродство атома к электрону описывается как экзоэнергетическими, так и эндоэнергетическими значениями.
Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы. Наименьшее сродство к электрону у атомов с конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6 (Ne, Ar) или с наполовину заполненными p-орбиталями (N, P, As).
5. Алкены. Номенклатура и изомерия. Способы получения. Химические свойства.
(по методичке)
6. Что изучает аналитическая химия?
Аналити́ческая хи́мия — раздел химии, изучающий химический состав и структуру веществ; имеет целью определение элементов или групп элементов, входящих в состав различных веществ.[1] Предмет её как науки — совершенствование существующих и разработка новых методов анализа, их практическое применение, исследование теоретических основ аналитических методов.
В зависимости от задания, аналитическая химия подразделяется на качественный анализ, нацеленный на определение того, что или какие вещества, в какой форме находится в образце, и количественный анализ, нацеленный на определение сколько данного вещества (элементов, ионов, молекулярных форм и др.) находится в образце.
Определение элементного состава материальных объектов называют элементным анализом. Установление строения химических соединений и их смесей на молекулярном уровне называют молекулярным анализом. Одним из видов молекулярного анализа химических соединений является структурный анализ, направленный на исследование пространственного атомного строения веществ, установление эмпирических формул, молекулярных масс и др. В задачи аналитической химии входит определение характеристик органических, неорганических и биохимических объектов. Анализ органических соединений по функциональным группам называют функциональным анализом.
7. Гомогенные химические реакции (примеры). Влияние на скорость гомогенной реакции концентрации реагирующих веществ. Закон действующих масс. Константа скорости реакции.
ГОМОГЕ́ННЫЕ РЕА́КЦИИ - химические реакции между веществами, находящимися в одной фазе. Параметры гомогенных реакций имеют одинаковые значения или изменяются непрерывно. Их скорость определяется изменением концентрации одного из веществ в единицу времени и подчиняется закону действующих масс. Примером гомогенных реакций является термическое разложение оксида азота: 2N2O5 ® 4NO2 + O2.
Скорость реакции - это изменение количества реагирующего (исходного) вещества или получающихся веществ (продуктов) в единицу времени в единице реакционного пространства. В гомогенных реакциях таким пространством является объем реакционного сосуда, в гетерогенных – поверхность раздела, на которой протекает реакция. Средняя скорость гомогенной реакции за промежуток времени Dt:
(моль/л·с)
Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действия масс (з.д.м.): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени равным их стехиометрическим коэффициентам.
Для гомогенной системы mA + nB ⇄ pC + gD кинетическое уравнение имеет вид:
где - константа скорости.
При . В этом физический смысл константы скорости. Эта величина специфична для каждой реакции.
Количественный анализ - совокупность химических, физико-химических и физических методов определения количественного соотношения компонентов, входящих в состав анализируемого вещества. Наряду с качественным анализом К. а. является одним из основных разделов аналитической химии. По количеству вещества, взятого для анализа, различают макро-, полумикро-, микро- и ульт-рамикрометоды К. а. В макрометодах масса пробы составляет обычно >100 мг, объём раствора > 10 мл; в ультрамикрометодах — соответственно 1—10-1 мг и 10-3—10-6 мл . В зависимости от объекта исследования различают неорганический и органический К. а., разделяемый, в свою очередь, на элементный, функциональный н молекулярный анализ. Элементный анализ позволяет установить содержание элементов (ионов),Функциональный анализ — содержание функциональных (реакционноспособных) атомов и групп в анализируемом объекте. Молекулярный К. а. предусматривает анализ индивидуальных химических соединений, характеризующихся определенной молекулярной массой. Важное значение имеет так называемый фазовый анализ — совокупность методов разделения и анализа отдельных структурных (фазовых) составляющих гетерогенных систем. Помимо специфичности и чувствительности, важная характеристика методов К. а. — точность, то есть значение относительной ошибки определения; точность и чувствительность в К. а. выражают в процентах.
10. Металлы. Физические свойства, методы извлечения. Химические свойства металлов. Получение
МЕТАЛЛЫ, химические элементы, обладающие высокой тепло- и электропроводностью, атомы которых связаны в кристаллические решетки единственным в своем роде способом. Смеси таких элементов (СПЛАВЫ) также являются металлами. Около трех четвертей всех химических элементов являются металлами. Большинство из них являются твердыми блестящими веществами, образующими оксиды (вступая в соединения с кислородом). Многие металлы под действием влажного воздуха подвергаются коррозии. РТУТЬ - единственный металл, принимающий при комнатной температуре жидкую форму. НАТРИЙ и КАЛИЙ являются примерами мягких и химически активных металлов: на воздухе они быстро покрываются оксидной пленкой и чаще встречаются в виде солей. Самым легким металлом является литий, который также очень активен. А самым тяжелым является осмий, который имеет плотность в 22,6 раза большую, чем плотность воды, и относится к платиновой группе, включающей относительно инертные металлы (РУТЕНИЙ, РОДИЙ, ПАЛЛАДИЙ И ИРИДИЙ). Ковкость и пластичность также являются свойствами металлов. Золото - самый ковкий из всех металлов; из него можно сделать такие тонкие изделия, что они будут почти прозрачными. У некоторых металлов очень высокая температура плавления, поэтому они имеют различные высокотемпературные применения. Так, ВОЛЬФРАМ, металл с самой высокой температурой плавления (3410 °С ), применяется в качестве нитей накаливания ЭЛЕКТРИЧЕСКИХ ЛАМПОЧЕК. АЛЮМИНИЙ и ЖЕЛЕЗО являются двумя наиболее распространенными и полезными металлами. ТИТАН, хотя его редко можно увидеть в виде металла, более распространен, чем МЕДЬ, ЦИНК или СВИНЕЦ. А УРАН и ПЛУТОНИЙ представляют большое практическое значение благодаря своей радиоактивности.
Химические свойства металлов
В химическом отношении все металлы характеризуются сравнительной легкостью отдачи валентных электронов и способностью образовывать положительно заряженные ионы. Следовательно, металлы в свободном состоянии являются восстановителями.
Восстановительная способность различных металлов неодинакова и определяется положением в электрохимическом ряду напряжения металлов:
Li K Rb Cs Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Ag Pt Au
Металлы размещены в порядке убывания их восстановительных свойств и усиления окислительных свойств их ионов. Этот ряд характеризует химическую активность металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде.
Характерными свойствами для металлов являются следующие:
Восстановление неметаллов Реакции с галогенами и кислородом воздуха протекают с различными скоростями и при различных температурах с разными металлами. Так, щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха и взаимодействуют с простыми веществами, железо и медь взаимодействуют с простыми веществами только при нагревании, золото и платиновые металлы не окисляются вообще. Многие металлы образуют на поверхности оксидную пленку, которая защищает их от дальнейшего окисления.
Способы получения металлов
Существуют несколько основных способов получения —металлов.
Восстановление:
— из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2
— водородом
WO3 + 3H2 =W + 3H2O
СоО + Н2 = Со + Н2О
— алюминотермия
4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn
Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем)
2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2
ZnО + С = СО + Zn
Электролизом расплавов солей
СuСl2, — Сu2+ 2Сl
Катод (восстановление): Анод (окисление):
Сu2+ 2е- = Сu0 2Cl - 2е- = Сl°2
11. Коррозия, как окислительно-восстановительный процесс. Основные виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии: химические, электрохимические (легирование, ингибирование, покрытие).
Коррозия – это разрушение металла в результате его физико-химического взаимодействия с окружающей средой.
Виды коррозии (По механизму протекания):
Химическая
При химической коррозии происходит прямое гетерогенное взаимодействие металла с окислителем окружающей среды.
а) Газовая коррозия
В газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах (окисление металла кислородом воздуха).
б) Коррозия в неэлектролитах.
В агрессивных жидкостях, таких как сернистая нефть и т.д.
Электрохимическая
Характерна для сред имеющих ионную проводимость. При электрохимической коррозии процесс взаимодействия металла с окислителем включает анодное растворение металла и катодное восстановление окислителя. Может протекать:
в электролитах
в атмосфере любого влажного газа
в почве
Методы защиты от коррозии.
Протекционная защита (К предмету подключается деталь из более активного металла, которая будет разрушаться.)
Катодная защита (Конструкция подключается к источнику тока, а + на землю)
Металлическое покрытие
a) Анодное покрытие:
Более активный металл, долговременная защита
анод: Zn – 2e = ZnІ+
катод: 2H+ + 2e = H2 (Fe)
Zn | ZnІ+ | H+ | H2 (Fe)
б) Катодное покрытие
анод: Fe – 2e = FeІ+
катод: 2H+ + 2e = H2 (Sn)
Fe | FeІ+ | H+ | H2 (Sn)
Покрытие из лаков, красок
Лигирующие добавки.
При лигировании в состав сплава вводят компоненты, вызывающие пассивность металла. В качестве таких компонентов применяют хром, никель, вольфрам.
Электрохимическая коррозия:
Пртекает через анодное окисление металла:
Me – ne = Meⁿ+
и катодное восстановление окислителя(Ох):
Ox + ne = Red
Окислителями при коррозии служат молекулы О2, Cl2, H+, Feі+, и др. Наиболее часто при коррозии наблюдается ионизация (восстановление) кислорода:
В нейтральной или щелочной среде:
O2 + 2H2O + 4e = 4OH‾
в кислой среде
O2 + 4H+ + 4e = 2H2O
и выделение водорода
2H+ + 2e = H2
12. Спирты. Способы получения. Химические свойства
(по методичке)
13. Энергетика химических процессов. Энтропия, энтальпия. Термохимия. Законы Гесса. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.
Энергетика химических процессов – часть химической термодинамики (часть общей термодинамики).
Энергетическое состояние химической реакции как системы описывается с использованием следующих характеристик: U-внутренняя энергия, H-энтальпия, S-энтропия, G-энергия Гиббса.
Теплота, которую получает система, идет на приращение внутренней энергии и совершение работы: Q=D U+A. Если система не совершает никакой работы, кроме работы расширения, то Q=DU+pD V. Величина D H=D U+pD V при p=const называется энтальпией реакции. Т.к. внутреннюю энергию тела измерить невозможно (можно измерить только изменение D U), то точно так же невозможно измерить энтальпию тела – в расчетах используется изменение энтальпии D H.
Стандартной энтальпией образования называется изобарный тепловой эффект реакции получения одного моля сложного вещества из простых веществ, взятых в их наиболее устойчивой форме при стандартных условиях (T=298К, p=1 атм., С=1 моль/л). Энтальпия образования простых веществ в их устойчивом состоянии при стандартных условиях принимается равной 0.
Энтропия – количественная мера беспорядка системы. Имеет статистический смысл и является характеристикой систем, состоящих из достаточно большого, но ограниченного числа частиц. Энтропия выражается через термодинамическую вероятность системы – числа микросостояний, соответствующих данному микросостоянию. Принято, что при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна 0. Так же принято, что для гидротированного протона H+ абсолютное значение энтропии в водном растворе равно 0. Энтропия зависит от: от числа частиц в системе, от природы вещества, от агрегатного состояния. Для химических реакций изменение энтропии рассчитывается по абсолютным значениям энтропии компонентов. Для реакций, протекающих в водном растворе, расчет производится по краткой ионной формуле. Для газообразных веществ знак D S определяется по изменению объема. Если объем не изменяется, то знак определить нельзя. В изолированных системах возможны процессы, которые идут с увеличением энтропии. Это означает, что знак D S можно принять за критерий возможного самопроизвольного протекании реакции (только в изолированных системах!). В общем случае в открытых системах данный критерий применять нельзя.
Суммарное влияние энергетических и энтропийных факторов при постоянном давлении и температуре отражает изменение изотермического потенциала, который называется изменением свободной энергии Гиббса: D G=D H-TD S. Свободной энергией Гиббса называется энергия, складываемая из энергий химических связей. Знак D G есть критерий термодинамической вероятности самопроизвольного протекания процесса в данных условиях (p,T=const). При данных условиях могут самопроизвольно протекать только те процессы D G для которых меньше 0. Из уравнения видно, что можно определить направление процесса при любой температуре, но данный расчет приблизителен, т.к. не учитывается температурная зависимость энтальпии и энтропии. При низких температурах протекают главным образом экзотермические реакции. При высоких температурах главную роль играет энтропийный член уравнения, что видно на примере того, что реакции разложения сложных веществ на простые в основном протекают при высокой температуре.
Стандартной энергией Гиббса вещества называется энергия получения данного вещества при стандартных условиях. Стандартных условий на практике не существует, поэтому все расчеты с применением стандартных значений – приблизительные.
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
Тепловой эффект химической реакции, проводимой в изобарно-изотермических или изохорно-изотермических условиях, зависит только от вида и состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути её протекания.
Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данноехимическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окислениеглюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.
Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамикиприменительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.
Если начальное и конечное состояния химической реакции (реакций) совпадают, то её (их) тепловой эффект равен нулю.
14. Сильные и слабые электролиты. Понятия кислот, оснований по Бренстеду – Лоури.
Электроли́т — вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований. Электролиты — проводники второго рода, вещества, которые в растворе (или расплаве) состоят полностью или частично из ионов и обладающие вследствие этого ионной проводимостью.
Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы
Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).
Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.
Между этими двумя группами четкой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом — слабого.
Протолитическая (протонная) теория кислот и оснований была предложена в 1923 году независимо друг от друга датским учёным Й. Брёнстедом и английским учёным Т. Лаури. В ней понятие о кислотах и основаниях было объединено в единое целое, проявляющееся в кислотно-основном взаимодействии: А В + Н+ (А — кислота, В — основание). Согласно этой теории кислотами являются молекулы или ионы, способные быть в данной реакции донорами протонов, а основаниями являются молекулы или ионы, присоединяющие протоны (акцепторы). Кислоты и основания получили общее название протолитов.
Сущностью кислотно-основного взаимодействия является передача протона от кислоты к основанию. При этом кислота, передав протон основанию, сама становится основанием, так как может снова присоединять протон, а основание, образуя протонированную частицу, становится кислотой. Таким образом, в любом кислотно-основном взаимодействии участвуют две пары кислот и оснований, названные Бренстедом сопряженными: А1 + В2 А2 + В1.
Одно и то же вещество в зависимости от условий взаимодействия может быть как кислотой, так и основанием (амфотерность). Например, вода при взаимодействии с сильными кислотами является основанием: H2O + H+ H3О+, а реагируя с аммиаком, становится кислотой: NH3 + H2O NH4+ + OH−.
15. Электрохимические методы аналитической химии.
МЕТОДЫ АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ
4.1. МЕТОДЫ МАСКИРОВАНИЯ, РАЗДЕЛЕНИЯ И КОНЦЕНТРИРОВАНИЯ
4.2. ХРОМАТОГРАФИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
4.3. ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
4.4. ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
4.5. СПЕКТРОСКОПИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
4.6. МАСС-СПЕКТРОМЕТРИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
4.7. МЕТОДЫ АНАЛИЗА, ОСНОВАННЫЕ НА РАДИОАКТИВНОСТИ
4.8. ТЕРМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ
4.9. БИОЛОГИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ АНАЛИЗА
16. Спирты. Изомерия и номенклатура. Способы получения.
(по методичке)
17. Радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Изменение этих параметров по периодам и группам периодической системы.
Согласно квантовой механике, атомы не имеют четких границ, но вероятность найти электрон, связанный с ядром данного атома, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают некоторый определённый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности (порядка 90 процентов).
Во многих случаях кратчайшее расстояние между двумя атомами действительно примерно равно сумме соответствующих атомных радиусов. В зависимости от типа связи между атомами различают металлические, ионные, ковалентные и некоторые другие атомные радиусы.
Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I1), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.
Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой в значительной степени зависят природа и прочность образуемых атомом химических связей. От энергии ионизации атома существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.
Для многоэлектронного атома существуют также понятия второго, третьего и т. д. ионизационных потенциалов, представляющих собой энергию удаления электрона от его свободных невозбуждённых катионов с зарядами +1, +2 и т. д. Эти ионизационные потенциалы, как правило, менее важны для характеристики химического элемента.
Энергия ионизации всегда имеет эндоэнергетическое значение (это понятно, так как чтобы оторвать электрон от атома, требуется приложить энергию, самопроизвольно это произойти не может).
На энергию ионизации атома наиболее существенное влияние оказывают следующие факторы:
эффективный заряд ядра, являющийся функцией числа электронов в атоме, экранирующих ядро и расположенных на более глубоко лежащих внутреннихорбиталях;
радиальное расстояние от ядра до максимума зарядовой плотности наружного, наиболее слабо связанного с атомом и покидающего его при ионизации, электрона;
мера проникающей способности этого электрона;
межэлектронное отталкивание среди наружных (валентных) электронов.
На энергию ионизации оказывают влияние также и менее значительные факторы, такие, как квантовомеханическое обменное взаимодействие, спиновая и зарядовая корреляция и др.
Энергии ионизации элементов измеряется в Электронвольт на 1 атом или в Джоуль на моль.
Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э− (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона).
Э + e− = Э− + ε
Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).
Эле́ктроотрица́тельность (χ) — фундаментальное химическое свойство атома, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общиеэлектронные пары.
Современное понятие об электроотрицательности атомов было введено американским химиком Л. Полингом. Он использовал понятие электроотрицательности для объяснения того факта, что энергия гетероатомной связи A—B (A, B — символы любых химических элементов) в общем случае больше среднего геометрическогозначения гомоатомных связей A—A и B—B.
В настоящее время для определения электроотрицательностей атомов существует много различных методов, результаты которых хорошо согласуются друг с другом, за исключением относительно небольших различий, и во всяком случае внутренне непротиворечивы.
18.Металлы. Общая характеристика. Способы получения.
Металлы - это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая связь - это химическая связь в металлах, осуществляемая за счет валентных электронов металла, относительно свободно перемещаться по всему образцу металла (электронный газ). В узлах кристаллической решетки в твердом состоянии находятся положительно заряженные ионы металла (часть атомов остается в нейтральном состоянии).
1.металлическая
2.кристаллическая решетка
Металлическая связь сохраняется при переходе металла в жидкое состояние.
В периодической системе элементов в главных подгруппах металлы располагаются левее диагонали, проходящие от В к At. Все элементы побочных подгрупп, лантаниды и актиниды являются металлами.
Общие физические свойства:
1) Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду - Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe уменьшается.
2) Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.
3) Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду - Ag, Cu, Al, Fe уменьшается. При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".
4) Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.
5) Твердость. Самый твердый - хром (режет стекло); самые мягкие - щелочные металлы - калий, натрий, рубидий и цезий - режутся ножом.
6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый - осмий (r=22,6 г/см3).
Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".
7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл - ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл - вольфрам (t°пл. = 3390°C).
Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже - низкоплавкими.
Все металлы являются восстановителями. Для металлов главных подгрупп восстановительная активность (способность отдавать электроны) возрастает сверху вниз и справа налево. Например, Натрий и кальций вытесняют водород из воды уже при обычных условиях:
Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2- ; 2Na + 2H2O ® 2NaOH + H20
А магний при повышении температуры:
Mg + H2O -t°® MgO + H2
Восстановительная способность и химическая активность элементов побочных подгрупп увеличивается снизу вверх по группе (например, серебро на воздухе окисляется, а золото нет; медь вытесняет серебро из его соли):
Cu + 2AgNO3 ? 2Ag ? + Cu(NO3)2
Cu0 -2 з ? Cu+2 1 О.О.В.
Ag+ + з ? Ag0 2 В.В.О.
Высшая положительная степень окисления для металлов главных подгрупп в их соединениях равна номеру группы (например, NaCl, MgCl2, AlCl3, SnCl4), а для металлов побочных подгрупп в их кислородосодержащих соединениях также часто совпадает с номером группы (например, ZnO, TiO2, V2O5, CrO3, KMnO4).
Свойства оксидов металлов слева направо по периоду и снизу вверх по группе изменяются от основных к амфотерным для металлов главных подгрупп (Na2O и MgO - основные оксиды, Al2O3 и BeO - амфотерные). Для металлов побочных подгрупп свойства оксидов, в которых металлы проявляют свою высшую степень окисления, изменяются от основных через амфотерные к кислотным ( CuO - основной, ZnO - амфотерный, CrO3 - кислотный).
Сила оснований, образуемых металлами главных подгрупп увеличивается справа налево по периоду и сверху вниз по группе ( Be(OH)2 и Al(OH)3- амфотерные гидроксиды, Mg(OH)2 - слабое основание, NaOHи - Ca(OH)2 сильные основания). Гидраты оксидов металлов побочных подгрупп с высшими степенями окисления металла вдоль периода слева направо меняют свои свойства от оснований через амфотерные гидроксиды к кислотам ( Cu(OH)2 - основание, Zn(OH)2 - амфотерный гидроксид, H2CrO4 - кислота).
В природе металлы встречаются в основном в виде соединений - оксидов или солей. Исключение составляют такие малоактивные металлы, как серебро, золото, платина, которые встречаются в самородном состоянии.
Все способы получения металлов основаны на процессах их восстановления из природных соединений.
Способы получения металлов.
Огромное большинство металлов находится в природе в виде соединений с другими элементами.
Только немногие металлы встречаются в свободном состоянии, и тогда они называются самородными. Золото и платина встречаются почти исключительно в самородном виде, серебро и медь - отчасти в самородном виде; иногда попадаются также самородные ртуть, олово и некоторые другие металлы.
Добывание золота и платины производится или посредством механического отделения их от той породы, в которой они заключены, например промывкой воды, или путем извлечения их из породы различными реагентами с последующим выделением металла из раствора. Все остальные металлы добываются химической переработкой их природных соединений.
Минералы и горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные для получения этих металлов заводским путем, носят название руд. Главными рудами являются оксиды, сульфиды и карбонаты металлов.
Важнейший способ получения металлов из руд основан на восстановлении
их оксидов углем.
Если, например, смешать красную медную руду (куприт) Cu2O с углем и подвергнуть сильному накаливанию, то уголь, восстанавливая медь, превратится в оксид углерода(II), а медь выделится в расплавленном состоянии:
Cu2O + C = 2Cu + CO
Подобным же образом производится выплавка чугуна их железных руд, получение олова из оловянного камня SnO2 и восстановление других металлов из оксидов.
При переработке сернистых руд сначала переводят сернистые соединения в кислородные путем обжигания в особых печах, а затем уже восстанавливают полученные оксиды углем. Например:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnO + C = Zn + CO
В тех случаях, когда руда представляет собой соль угольной кислоты, ее можно непосредственно восстанавливать углем, как и оксиды, так как при нагревании карбонаты распадаются на оксид металла и двуокись углерода.Например:
ZnCO3 = ZnO + CO2
Обычно руды, кроме химического соединения данного металла, содержат еще много примесей в виде песка, глины, известняка, которые очень трудно плавятся. Чтобы облегчить выплавку металла, к руде примешивают различные вещества, образующие с примесями легкоплавкие соединения - шлаки. Такие вещества называются флюсами. Если примесь состоит из известняка, то в качестве флюса употребляют песок, образующий с известняком силикат кальция.
Наоборот, в случае большого количества песка флюсом служит известняк.
Во многих рудах количество примесей (пустой породы) так велико, что непосредственная выплавка металлов из этих руд является экономически невыгодной. Такие руды предварительно «обогащают», то есть удаляют из них часть примесей. Особенно широким распространением пользуется флотационный способ обогащения руд (флотация), основанный на различной смачиваемости чистой руды и пустой породы.
Техника флотационного способа очень проста и в основном сводится к следующему. Руду, состоящую, например, из сернистого металла и силикатной пустой породы, тонко измельчают и заливают в больших чанах водой. К воде прибавляют какое-нибудь малополярное органическое вещество, способствующее образованию устойчивой пены при взбалтывании воды, и небольшое количество специального реагента, так называемого «коллектора», который хорошо адсорбируется поверхностью флотируемого минерала и делает ее неспособной смачиваться водой. После этого через смесь снизу пропускают сильную струю воздуха, перемешивающую руду с водой и прибавленными веществами, причем пузырьки воздуха окружаются тонкими масляными пленками и образуют пену. В процессе перемешивания частицы флотируемого минерала покрываются слоем адсорбированных молекул коллектора, прилипают к пузырькам продуваемого воздуха, поднимаются вместе с ними кверху и остаются в пене; частицы же пустой породы, смачивающиеся водой, оседают на дно. Пену собирают и отжимают, получая руду с значительно большим содержанием металла.
Для восстановления некоторых металлов из их оксидов применяют вместо угля водород, кремний, алюминий, магний и другие элементы.
Процесс восстановления металла из его оксида с помощью другого металла называется металлотермией. Если, в частности, в качестве восстановителя применяется алюминий, то процесс носит название алюминотермии.
Очень важным способом получения металлов является также электролиз.
Некоторые наиболее активные металлы получаются исключительно путем электролиза, так как все другие средства оказываются недостаточно энергичными для восстановления их ионов.
19. Гидролиз солей. Основные случаи гидролиза. Факторы усиливающие и тормозящие гидролиз.
Гидролиз солей - это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита.
Если рассматривать соль как продукт нейтрализации основания кислотой, то можно разделить соли на четыре группы, для каждой из которых гидролиз будет протекать по-своему.
Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO3), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется. Реакция среды остается нейтральной.
В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl2, NH4Cl, Al2(SO4)3, MgSO4) гидролизу подвергается катион:
FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- => FeOH+ + 2Cl- + Н+
В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H и другие ионы. рН раствора < 7 ( раствор приобретает кислую реакцию).
Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K2SiO3, Na2CO3, CH3COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид ион и другие ионы.
K2SiO3 + НОH =>KHSiO3 + KОН
2K+ +SiO32- + Н+ + ОH- => НSiO3- + 2K+ + ОН-
рН таких растворов > 7 ( раствор приобретает щелочную реакцию).
Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой ( СН3СООNН4, (NН4)2СО3, Al2S3), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуется малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.
Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной:
Аl2S3 + 6HOH =>2Аl(ОН)3 + 3Н2S
2Al3+ + 3S2- + 6H+ + 6OH- =>2Аl(ОН)3 + 6Н+ + S2-
рН =7
Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:
1-ая ступень FeCl2 + HOH =>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH- =>Fe(OH)+ + 2Cl- + H+
2-ая ступень Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)2 + HCl
Fe(OH)+ + Cl- + H+ + OH- =>Fe(ОН)2 + Н+ + Cl-
Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:
1-ая ступень Nа2СО3 + HOH =>NаНСО3 + NаОН
СО32- + 2Na+ + H+ + OH- =>НСО3- + ОН- + 2Na+
2-ая ступень NаНСО3 + Н2О =>NаОН + Н2СО3
НСО3- + Na+ + H+ + OH- =>Н2СО3 + ОН- + Na+
Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Мg(ОН)2, Fe(ОН)2 ) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота ( СН3СООН, Н2СО3 ) - со щелочью.
Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:
Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3 + 3H2S
Концентрация соли. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то добавление воды в раствор будет способствовать смещению этой равновесной реакции вправо, т. е. разбавление соли усиливает ее гидролиз.
Температура. Все реакции нейтрализации идут с выделением теплоты. Следовательно, гидролиз — процесс эндотермический:
соль + вода = продукты гидролиза — Q.
Согласно принципу Ле-Шателье повышение температуры для таких процессов способствует смещению равновесия вправо, т. е. усиливает гидролиаюз соли.
Влияние кислот и оснований. Процессы гидролиза солей сопровождаются выделением ионов Н+ или ОН–. Поэтому добавление кислоты к раствору соли, гидролиз которой проходит по катиону, т. е. с образованием ионов Н+, смещает равновесие обратимого процесса влево, процесс гидролиза подавляется. Добавление к этому же раствору щелочи, наоборот, приводит к смещению равновесия вправо, так как ионы ОН– будут связывать ионы Н+ в молекулы воды, т. е. гидролиз усилится.
20. Осмос. Осмотическое давление. Законы Рауля. Закон разбавления Оствальда.
О́смос (от греч. ὄσμος — толчок, давление) — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).
Более широкое толкование явления осмоса основано на применении Принципа Ле Шателье — Брауна: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.
Мера градиента осмотического давления, то есть различия водного потенциала двух растворов, разделённых полупроницаемой мембраной, называется тоничностью. Раствор, имеющий более высокое осмотическое давление по сравнению с другим раствором, называется гипертоническим, имеющий более низкое — гипотоническим.
Зако́ны Ра́уля — общее название открытых французским химиком Ф. М. Раулем в 1887 г. количественных закономерностей, описывающих некоторые коллигативные (зависящие от концентрации, но не от природы растворённого вещества) свойства растворов.
Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом:
Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.
Относительное понижение парциального давления пара растворителя над раствором не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в растворе.
Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.
Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
где α — степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
21. Периодический закон Д.И.Менделеева. Современная формулировка периодического закона. Периодическая система элементов. Периоды и группы элементов. Причина периодического изменения свойств элементов.
Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.
В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов». Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон с данным значением n (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементом, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же n (благородный газ). Первый период содержит всего два элемента, второй и третий - по восемь (малые периоды). Начиная с четвертого, периоды называют большими, так как в них появляются d- и f-элементы: четвертый и пятый периоды включают по 18 элементов, шестой - 32. Седьмой период еще не завершен, но он, как и шестой, должен содержать 32 элемента.
Последовательность заселения электронами атомных орбиталей можно определить с помощью правила, сформулированное им в 1951 г. русским агрохимиком В.М. Клечковским. Это правило часто называют правилом "n + l". Оно отражает зависимость энергии атомных орбиталей от главного и орбитального квантовых чисел.
Согласно правилу Клечковского, заселение электронами энергетических уровней и подуровней в нейтральных атомах в основном состоянии происходит с увеличением порядкового номера элемента в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при одинаковом значении (n + l) − в порядке увеличения главного квантового числа n.
Причина периодичности свойств элементов, как показал Бор, заключалась в периодическом повторении строения внешнего электронного уровня атома.
22. Не металлы. Общая характеристика. Классификация. Нахождение в природе – формы соединений, физические свойства, методы извлечения. Химические свойства не металлов. Получение.
Неметаллических элементов по сравнению к металлическими элементами относительно немного. Их размещение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева отражено в таблице №1.
|
Период |
Размещение неметаллических элементов в периодической системе по группам |
|||||||
|
I |
II |
III |
IV |
V |
VI |
VII |
VIII (благородные газы) |
|
|
1 |
H |
He |
||||||
|
2 |
B |
C |
N |
O |
F |
Ne |
||
|
3 |
Si |
P |
S |
Cl |
Ar |
|||
|
4 |
As |
Se |
Br |
Kr |
||||
|
5 |
Te |
I |
Xe |
|||||
|
6 |
Rn |
|||||||
|
7 |
Таблица №1.
Как видно из таблицы №1 неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличивается заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атому неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. Следовательно, энергичнее всего взаимодействует с водородом и металлами фтор:
H2 + F2 а 2HF
Менее энергично реагирует кислород:
2H2 +O2 а 2H2 О
Фтор – самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны в химических реакциях.
Кислород же, судя по его соединениям с фтором, может проявлять и положительную степень окисления, т.е. являться восстановителем.
Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2 O, ClO2 , Cl2O2 ), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и, следовательно, проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера: она проявляет и окислительные свойства.
Перейдем к рассмотрению строения молекул неметаллов. Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы.
К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.
Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, I2 (элементы VII группы Периодической системы ), а также кислород O2 и азот N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3).
Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов - C, Si, S и т.д.
Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента - кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так, кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом, который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение, резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства вещества определяются не только его качественным составом, но и тем, сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между собой.
Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном состоянии (исключая бром – жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за исключением графита).
Общие химические свойства неметаллов.
Оксиды неметаллов относят к кислотным оксидам, которым соответствуют кислоты. С водородом неметаллы образуют газообразные соединения (например HCl, H2S, NH3). Водные растворы некоторых из них (например, галогеноводородов) – сильные кислоты. С металлами типичные неметаллы дают соединения с ионной связью (например, NaCl). Неметаллы могут при определенных условиях между собой реагировать, образуя соединения с ковалентной полярной (H2O, HCl) и неполярной связями (CO2).
С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например, фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te.
При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH4OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH3 • H2O и называют гидратом аммиака.
С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислотаH2SO4 сильнее сернистой H2SO3.
Строение и свойства простых веществ – неметаллов.
Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные – немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств. Наглядно это отражено в схеме №2.
|
Простые вещества |
|
|
С немолекулярным строением |
С молекулярным строением |
|
C, B, Si |
F2, O2, Cl2, Br2, N2, I2, S8 |
|
У этих неметаллов атомные кристаллические решетки , поэтому они обладают большой твердостью и очень высокими температурами плавления. |
У этих неметаллов в твердом состоянии молекулярные кристаллические решетки . При обычных условиях это газы, жидкости или твердые вещества с низкими температурами плавления. |
Таблица №2
Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические свойства.
Бориды (соединения бора с некоторыми металлами, например с титаном: TiB, TiB2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин.
Как видно из схемы №2, углерод С, кремний Si, бор В имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они встречаются в двух видоизменениях – в кристаллическом и аморфном. Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими температурами плавления. Кристаллический кремний обладает полупроводниковыми свойствами.
Все эти элементы образуют соединения с металлами – карбиды, силициды и бориды (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Некоторые из них обладают большей твердостью, например Fe3C, TiB. Карбид кальция используется для получения ацетилена.
Если сравнить расположение электронов по орбиталям ф атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления – 1. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями.
В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли – хлориты, например хлорит калия KClO2.
Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлороноватая кислота HClO3 и ее соли – хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль).
В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO4 и в ее солях – перхлоратах, например в перхлорате калия КClO4.
23. Электрохимические процессы. Окислительно-восстановительные реакции. Основные типы, решение их. Важнейшие окислители и восстановители.
В основе электрохимических процессов лежат ОВР.
Электрохимический процесс – процесс взаимного превращения химической и электрической форм энергии.
ОВР можно осуществить двумя способами:
1. Химический способ: электроны от восстановителя прямо переходят к окислителю, при этом химическая энергия превращается в тепловую.
2. Электроны от восстановителя переходят к окислителю через внешнюю электрическую цепь направленно. Процессы окисления и восстановления пространственно разделены. Химическая энергия частично превращается в электрическую.
Гальванический элемент – химический источник тока.
В схеме электролита слева указывается анод. На аноде идет процесс окисления
Zn|Zn(+2)||Cu(+2)|Cu – электрод реакции (|| - солевой мостик)
|
К.Ч. |
Тип гибридизации |
Располож. связи |
Примеры |
|
2 |
SP |
линейное |
Ag+,Cu+ |
|
4 |
SP3 |
тетрайдер |
COІ+ |
|
4 |
dSP2 |
плоск. квадрат |
CuІ+, FeІ+ |
|
6 |
d2SP3SP3d2 |
октайдер |
Crі+, Feі+ |
Zn – 2e = Zn^(2+)
Cu^(2+) + 2e = Cu
Zn + Cu^(2+) = Cu + Zn^(2+)
Электрод – проводник, имеющий электронную проводимость и находящийся в контакте с ионным проводником.
Двойной электронный слой – это тонкий поверхностный слой из пространственно разделенных зарядов, образованный на границе раздела фаз.
Металл | Металл – контактный потенциал
Электролит | Электролит – дифф. потенциал.
Электрод | Электролит – электродный потенциал.
Уравнение Нернста для электродного потенциала.
Me = Me +ze – электродная реакция
E = E° + (RT/ZF)*ln(a(ок)/а(вос)) Для Ме Е = Е° + (RT/ZF)*ln a(M^z+)
F = 96485 kл/моль
Z – зарядовое число аниона
Измерить отдельный электродный потенциал нельзя, а можно измерить разность двух электродов, По этому пользуются системой относительных электродных потенциалов.
Водородная шкала электродных потенциалов.
Потенциал стандартного водородного электрода принимают равным нулю при любой температуре.
Чтобы измерить стандартный потенциал какого-либо электрода сост. элект. из:
Pt, H2| H || Me ^(2+) | Me
E(0,0) = E(0,M) – Em = E(0,M)
Если на иссл. электроде идет процесс окисления, а на водород. восстановление, то электрод отрицателен. Если наоборот, то положителен.
24. Основные понятия и разделы химии. Задачи науки. Взаимосвязь химии и естественных наук. Основные законы химии. Закон сохранения. Газовые законы. Энергетические эффекты химических реакций.
Хи́мия — наука о веществах, их свойствах, строении и превращениях, происходящих в результате химических реакций, а также законах, которым эти превращения подчиняются. Поскольку все вещества состоят из атомов, которые благодаря химическим связям способны формировать молекулы, то химия занимается в основном изучением взаимодействий между атомами и молекулами, полученными в результате таких взаимодействий. Предмет химии — химические элементы и их соединения, а также закономерности, которым подчиняются различные химические реакции. Химию иногда называют - "центральной наукой", поскольку она имеет много общих разделов с физикой и биологией, являясь самой обширной дисциплиной среди всех естественных наук. Современная химия — настолько обширная область естествознания, что многие её разделы по существу представляют собой самостоятельные, хотя и тесно взаимосвязанные научные дисциплины.
По признаку изучаемых объектов (веществ) химию принято делить на неорганическую и органическую. Объяснением сущности химических явлений и установлением их общих закономерностей на основе физических принципов и экспериментальных данных занимается физическая химия, включающая квантовую химию, электрохимию, химическую термодинамику, химическую кинетику. Самостоятельными разделами являются также аналитическая и коллоидная химия(см. ниже перечень разделов).
Технологические основы современных производств излагает химическая технология — наука об экономичных методах и средствах промышленной химической переработки готовых природных материалов и искусственного получения химических продуктов, не встречающихся в окружающей природе.
Сочетание химии с другими смежными естественными науками представляют собой биохимия, биоорганическая химия,геохимия, радиационная химия, фотохимия и др.
Основной закон: Открыт Д. И. Менделеевым 1 марта 1869 года. Современная формулировка: Свойства элементов, а также образуемых имисоединений находятся в периодической зависимости от зарядов ядер их атомов.
Зако́н сохране́ния эне́ргии — фундаментальный закон природы, установленный эмпирически и заключающийся в том, что для изолированной физической системы может быть введена скалярная физическая величина, являющаяся функциейпараметров системы и называемая энергией, которая сохраняется с течением времени. Поскольку закон сохранения энергии относится не к конкретным величинам и явлениям, а отражает общую, применимую везде и всегда, закономерность, то его можно именовать не законом, а принципом сохранения энергии.
Зако́н Ша́рля или второй закон Гей-Люссака — один из основных газовых законов, описывающий соотношение давления и температуры для идеального газа. Экспериментальным путем зависимость давления газа от температуры при постоянном объёме установлена в 1787 году Шарлем и уточнена Гей-Люссаком в 1802 году. Формулировка закона Шарля следующая:
Давление газа фиксированной массы и фиксированного объёма прямо пропорционально абсолютной температуре газа.
Проще говоря, если температура газа увеличивается, то и его давление тоже увеличивается, если при этом масса и объём газа остаются неизменными.Закон имеет особенно простой математический вид, если температура измеряется по абсолютной шкале, например, в градусах Кельвина. Математически закон записывают так:
или
где:
P — давление газа,
T — температура газа (в градусах Кельвина),
k — константа.
Этот закон справедлив, поскольку температура является мерой средней кинетической энергии вещества. Если кинетическая энергия газа увеличивается, его частицы сталкиваются со стенками сосуда быстрее, тем самым создавая более высокое давление.
Для сравнения того же вещества при двух различных условиях, закон можно записать в виде:
Закон Амонтона о давлении и температуре: закон давления, описанный выше, должен быть на самом деле приписанГильому Амонтону, который в начале XVIII века (точнее между 1700 и 1702 годом[1][2]) обнаружил, что давление фиксированной массы газа, поддерживаемого при постоянном объёме, пропорционально его температуре. Амонтон обнаружил это при постройке «воздушного термометра». Называть это закон законом Гей-Люссака просто некорректно, поскольку Гей-Люссак исследовал взаимосвязь между объёмом и температурой, а не давлением и температурой.
Закон Шарля был известен как закон Шарля и Гей-Люссака, поскольку Гей-Люссак опубликовал его в 1802 году с использованием по большей части неопубликованных с 1787 года данных Шарля. Закон Гей-Люссака, закон Шарля и закон Бойля — Мариотта все вместе образуют объединённый газовый закон. В сочетании с законом Авогадро эти три газовых закона обобщаются до уравнения состояния идеального газа.
25. Ионное произведение воды. Водородный показатель, индикаторы, ионная теория индикаторов. Произведение растворимости труднорастворимых соединений.
Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксила OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.
Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8·10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C).
Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.
Водоро́дный показа́тель (pH)-количественная мера активной кислотности или щелочности среды, численно равная отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов; определение pH биологических жидкостей широко применяется при диагностических и экспериментальных исследованиях.
Индикаторы – вещества, которые дают возможность установить конечную точку титрования.
1.Различают внутренние и внешние индикаторы. Часто индикатор вводят в титруемый раствор. В процессе титрования он всё время там находится. Такая индикация называется внутренней. Иногда во время титрования отбирают каплю титруемого раствора и помещают её на индикаторную бумагу или фильтровальную бумагу, пропитанную раствором индикатора, а также смешивают каплю титруемого раствора с каплей индикатора на часовом стекле. Такая индикация называется внешней.
2.Различают обратимые и необратимые индикаторы.
Индикатор может представлять собой обратимую систему, изменяющуюся в ту или иную сторону по мере изменения того или иного физико-химического параметра ( например, рН раствора, окислительно-восстановительного потенциала и т.д.). Это обратимые индикаторы.
В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентрации его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости (ПР).
Произведение растворимости характеризует растворимость труднорастворимого электролита при данной температуре. Из двух однотипных солей, например, CaSO4 с ПР = 2,5∙10–5 и BaSO4 с ПР = 1,1∙10–10, большей растворимостью обладает та соль, у которой ПР больше.
Концентрация каждого иона в насыщенном растворе электролита может быть изменена, но при этом изменяется и концентрация другого иона так, что произведение концентраций сохраняет прежнюю величину. Поэтому, если в насыщенный раствор электролита ввести некоторое количество одного из ионов, входящих в состав электролита, то концентрация другого иона должна уменьшиться и часть растворенного электролита выпадет в осадок, то естьрастворимость электролита понижается от введения в раствор одноименных ионов.
В общем виде растворимость L труднорастворимого электролита AnBm определяется соотношением
Изотерма Вант-Гоффа для процесса растворения
имеет вид
где и – неравновесные концентрации.
В состоянии равновесия (ΔG = 0)
Тогда для изотермы имеем
|
|
ПК – произведение концентраций ионов в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам для системы в неравновесном состоянии.
Зная ПК и сравнив его с ПР, можно установить, растворится или выпадет осадок при данной температуре:
Если ПК = ПР, ΔG = 0 – система находится в состоянии равновесия (раствор насыщенный).
Если ПК < ПР, ΔG < 0 – самопроизвольно протекает процесс растворения осадка.
Если ПК > ПР, ΔG > 0 – возможен только обратный процесс – выпадение осадка.
26. Понятия о циклоалканах.
Циклоалканы, также полиметиленовые углеводороды[1], нафтены, цикланы, или циклопарафины — циклические насыщенные углеводороды, по химическим свойствам близки к предельным углеводородам. Входят в состав нефти. Открыты В. В. Марковниковым в 1883 году из Бакинской нефти[источник не указан 17 дней].
В нефтехимической промышленности нафтены являются источником получения ароматических углеводородов путем каталитического риформинга. Наибольшее практическое значение приобрёл циклогексан, применяемый для синтеза капролактама, адипиновой кислоты и других соединений, используемых в производстве синтетического волокна.
К циклоалканам относят предельные углеводороды с общей формулой СnH2n, имеющие циклическое строение. Названия циклоалканов строятся из названий соответствующих алканов с добавлением приставки цикло- (циклопропан, 1,3-диметилциклогексан).
Для циклоалканов характерны следующие виды изомерии:
Изомерия углеродного скелета
Пространственная (цис-транс-изомерия)
Межклассовая изомерия с алкенами
Все атомы углерода в молекулах циклоалканов имеют sp³-гибридизацию. Однако величины углов между гибридными орбиталями в циклобутане и особенно вциклопропане не 109°28', а меньше из-за геометрии, что создает в молекулах напряжение, поэтому малые циклы очень реакционноспособны.
Циклопропан применяют для наркоза, но его применение ограничено из-за взрывоопасности.
27.Строение атома. Квантово-механическая теория строения атома. Атомное ядро. Изотопы и изобары. Квантовые числа. Принцип Паули и правило Хунда.
Атом — одноядерная, химически неделимая частица химического элемента, носитель свойства вещества. Из атомов состоят вещества. Сам атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженного электронного облака. В целом атом электронейтрален. Размер атома полностью определяется размером его электронного облака, поскольку размер ядра ничтожно мал по сравнению с размером электронного облака. Ядро состоит из Zположительно заряженных протонов (заряд протона соответствует +1 в условных единицах) и N нейтронов, которые не несут на себе заряда (протоны и нейтроны называют нуклонами). Таким образом заряд ядра определятся только количеством протонов и равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Положительный заряд ядра компенсируется отрицательно заряженными электронами (заряд электрона -1 в условных единицах), которые формируют электронное облако. Таким образом количество электронов равно количеству протонов. Массы протонов и нейтронов равны (соответственно 1 и 1 а.е.м.). Масса атома определятся массой его ядра, поскольку масса электрона примерно в 1850 раз меньше массы протона и нейтрона и в расчетах редко учитывается. Количество нейтронов можно узнать по разности между массой атома количеством протонов (N=A-Z).Вид атомов какого-либо химического элемента с ядром, состоящим из строго определённого числа протонов (Z) и нейтронов (N) называется нуклидом.
Современная модель атома является развитием планетарной модели Бора-Резерфорда. Согласно современной модели, ядро атома состоит из положительно заряженныхпротонов и не имеющих заряда нейтронов и окружено отрицательно заряженными электронами. Однако представления квантовой механики не позволяют считать, что электроны движутся вокруг ядра по сколько-нибудь определённым траекториям (неопределённость координаты электрона в атоме может быть сравнима с размерами самого атома).
Химические свойства атомов определяются конфигурацией электронной оболочки и описываются квантовой механикой. Положение атома в таблице Менделееваопределяется электрическим зарядом его ядра (то есть количеством протонов), в то время как количество нейтронов принципиально не влияет на химические свойства; при этом нейтронов в ядре, как правило, больше, чем протонов (см.: атомное ядро). Если атом находится в нейтральном состоянии, то количество электронов в нём равно количеству протонов. Основная масса атома сосредоточена в ядре, а массовая доля электронов в общей массе атома незначительна (несколько сотых процента массы ядра).
Массу атома принято измерять в атомных единицах массы, равных 1⁄12 от массы атома стабильного изотопа углерода 12C.
А́томное ядро́ — центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что в более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома.
Изотопы и изобары.
В 1910 г. английский ученый Содди установил существование атомов одного и того же элемента с разными массами и радиоактивными свойствами. Это привело к открытию изотопов.
Атомы элемента, имеющие один и тот же заряд ядра, но разные массы, называются изотопами. В настоящее время известны изотопы почти всех элементов. Например, водород имеет три изотопа: 1H1 - протий. 1H2 -дейтерий и 1H3 - тритий. Дейтерий от протия отличается тем, что в ядре его атома, кроме протона, имеется один нейтрон. У трития в ядре атома один протон и два нейтрона.
Массы атомов элементов в таблице Менделеева - средние значения масс атомов изотопов, поэтому они не выражаются целыми числами.
Существуют такие изотопы, у которых заряды разные, но одинаковые массы атомов. Атомы различных элементов с одинаковыми массами называются изобарами.
Квантовое число n – главное. Оно определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He+, Li2+ и т. д.). В этом случае энергия электрона
где n принимает значения от 1 до ∞. Чем меньше n, тем больше энергия взаимодействия электрона с ядром. При n = 1 атом водорода находится в основном состоянии, при n > 1 – в возбужденном.
В многоэлектронных атомах электроны с одинаковыми значениями n образуют слой или уровень, обозначаемый буквами K, L, M, N, O, P и Q. Буква K соответствует первому уровню, L – второму и т. д.
Орбитальное квантовое число l характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l имеет буквенные обозначения
Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень.
Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически симметричном кулоновском поле ядра.
Квантовое число ml называют магнитным. Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и принимает целые значения от –l до +l через нуль, то есть 2l + 1 значений. Расположение орбитали характеризуется значением проекции вектора орбитального момента количества движения Mz на какую-либо ось координат (обычно ось z):
Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: модуль суммарного значения спиновогоквантового числа электронов данного подслоя должен быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.
При́нцип Па́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона (частиц с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.
Принцип был сформулирован для электронов Вольфгангом Паули в 1925 г. в процессе работы над квантомеханической интерпретацией аномального эффекта Зеемана и в дальнейшем распространён на все частицы с полуцелым спином. Полное обобщённое доказательство принципа было сделано им в теореме Паули (теореме о связи спина со статистикой) в 1940 г. в рамкахквантовой теории поля. Из этой теоремы следовало, что волновая функция системы фермионов является антисимметричнойотносительно их перестановок, поведение систем таких частиц описывается статистикой Ферми — Дирака.
Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом.
В статистической физике принцип Паули иногда формулируется в терминах чисел заполнения: в системе одинаковых частиц, описываемых антисимметричной волновой функцией, числа заполнения могут принимать лишь два значения .
28. Химическая кинетика. Скорость химической реакции, основные параметры, влияющие на направленность. Константа скорости реакции. Гомогенный, гетерогенный катализаторы. Обратимые химические процессы. Принцип Ле-Шателье.
Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений.
Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1.
Например для реакции:
выражение для скорости будет выглядеть так:
.
В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году Гульдбергом и Вааге был сформулирован закон действующих масс:
Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.
Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.
Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л.
Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.
Ката́лиз (греч. κατάλυσις восходит к καταλύειν — разрушение) — избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов), который многократно вступает в промежуточное химическое взаимодействие с участниками реакции и восстанавливает свой химический состав после каждого цикла промежуточных химических взаимодействий.
Катализ бывает гомогенным и гетерогенным (контактным). В гомогенном катализе катализатор состоит в той же фазе, что и реактивы реакции, в то время, как гетерогенные катализаторы отличаются фазой.
Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:
H2О2 + I → H2О + IO
H2О2 + IO → H2О + О2 + I
При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации.
При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела — катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель.
Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного. Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы.
Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2O5 при производстве серной кислоты (контактный метод).
Химическая обратимость характеризует направление процесса.
Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Анри Ле Шателье сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном.
29. Объясните механизм цепной реакции.
Цепные реакции химические и ядерные реакции, в которых появление промежуточной активной частицы вызывает большое число (цепь) превращений исходных молекул или ядер вследствие регенерации активной частицы в каждом элементарном акте реакции (в каждом звене цепи).
30. Магнитное квантовое число. Взаимная ориентация атомных орбиталей. Спиновое квантовое число. Правило Паули. Максимальные числа электронов на орбиталях, подуровнях и уровнях. Правило Гунда.
Магни́тное ква́нтовое число́ — параметр, который вводится при решении уравнения Шрёдингера для электрона в водородоподобном атоме (и вообще для любого движения заряженной частицы).
СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО- квантовое число, определяющее величину спина квантовой системы (атома, иона, атомного ядра, молекулы), т. е. еёсобств. (внутр.) момента кол-ва движения (момента импульса). Спиновый моментимпульса s квантуется: его квадрат определяется выражением , где s - С. к. ч. (называемое часто просто спином). Проекция вектора sна произвольное направление z также квантуется: для частиц с ненулевоймассой (где ms - магнитное спиновое число), т. е. принимает2s + 1 значений. Число s может принимать целые, нулевые или полуцелыезначения.
При́нцип Па́ули (принцип запрета) — один из фундаментальных принципов квантовой механики, согласно которому два и более тождественных фермиона (частиц с полуцелым спином) не могут одновременно находиться в одном квантовом состоянии.
Принцип был сформулирован для электронов Вольфгангом Паули в 1925 г. в процессе работы над квантомеханической интерпретацией аномального эффекта Зеемана и в дальнейшем распространён на все частицы с полуцелым спином. Полное обобщённое доказательство принципа было сделано им в теореме Паули (теореме о связи спина со статистикой) в 1940 г. в рамкахквантовой теории поля. Из этой теоремы следовало, что волновая функция системы фермионов является антисимметричнойотносительно их перестановок, поведение систем таких частиц описывается статистикой Ферми — Дирака.
Принцип Паули можно сформулировать следующим образом: в пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом.
В статистической физике принцип Паули иногда формулируется в терминах чисел заполнения: в системе одинаковых частиц, описываемых антисимметричной волновой функцией, числа заполнения могут принимать лишь два значения
Правило Гунда (Хунда) определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Гундом (Хундом) в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.
Согласно правилу Гунда, заселение орбиталей, относящихся к одному и тому же энергетическому подуровню, начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заселение орбиталей парами электронов с противоположными спинами. В результате суммарный спин (и сумма спиновых квантовых чисел) всех электронов в атоме будет максимальным.
Например, атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Гунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:
31. Диссоциация электролитов. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований (примеры). Степень электролитической диссоциации и влияние на нее концентрации и температуры. Сильные и слабые электролиты (примеры). Константа электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
Слабыми электролитами являются:
Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1. К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).
Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворахдиссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла. Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. 20 в. В. К. Семенченко (СССР), Н. Бьеррумом (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты. Современные спектроскопические данные показывают, что ионная пара состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»). Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества. В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.
В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.
Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO4, HMnO4, H2SO4, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)2); большинство солей.
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.
В общей реакции
где комплекс разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:
где [A], [B] и [AxBy] — концентрации A, B и комплекса AxBy соответственно.
32. Методы качественного и количественного анализа. Описать каждый из них.
Для определения качественного состава какого-либо вещества необходимо изучить его свойства, которые с точки зрения аналитической химии, могут быть двоякого рода: свойства вещества как такового, и свойства его в химических превращениях.
К числу первых относятся: физическое состояние (твёрдое вещество, жидкость, газ), структура его в твердом состоянии (аморфное или кристаллическое вещество), цвет, запах, вкус и др. При этом нередко уже по одним только внешним свойствам, определяемым при помощи органов чувств человека, представляется возможным установить природу данного вешества. В большинстве же случаев приходится превращать данное вещество в какое-либо новое с ясно выраженными характерными свойствами, пользуясь для этой цели некоторыми специально подбираемыми соединениями, носящими название реактивов.
Применяемые в аналитической химии реакции крайне разнообразны и находятся в зависимости от физических свойств и степени сложности состава изучаемого вещества. В том случае, когда химическому анализу подлежит заведомо чистое, однородное химическое соединение, работа производится сравнительно легко и быстро; когда же приходится иметь дело со смесью нескольких химических соединений, вопрос об её анализе усложняется, и при производстве работы нужно держаться некоторой определённой системы для того, чтобы не просмотреть ни одного входящего в вещество элемента. В аналитической химии существует два рода реакций:реакции мокрым путём (в растворах) и реакции сухим путём.[1]
Количественный химический анализ имеет целью определение относительного количества отдельных составных частей какого-либо химического соединения или смеси. Применяемые в нём методы находятся в зависимости от качеств, состава вещества, и потому количественному химическому анализу дол- жен предшествовать всегда качественный химический анализ
Для производства количественного анализа можно применять два различных метода: весовой и объемный. При весовом методе определяемые тела выделяются в виде, по возможности, нерастворимых или трудно растворимых соединений известного химического состава, и определяется вес их, на основании которого можно найти количество искомого элемента вычислением. При объёмном анализе измеряются объёмы титрованных (содержащих определенное количество реактива) растворов, употребляемых для анализа. Кроме того, различается ещё ряд специальных методов количественного химического анализа, а именно:
Совершенно особую группу представляет медицинский химический анализ, обнимающий ряд различных методов исследования крови, мочи и других продуктов жизнедеятельности человеческого организма.
33. Метод валентных связей: обменный, донорно-акцепторный механизмы образования ковалентной связи. Основные характеристики ковалентной связи. δ- и π- связь. Гибридные электронные А.О.
Метод валентных связей (МВС) иначе называют теорией локализованных электронных пар, поскольку в основе метода лежит предположение, что химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью одной или нескольких электронных пар, которые локализованы преимущественно между ними. В отличие от ММО, в котором простейшая химическая связь может быть как двух-, так и многоцентровой, в МВС она всегда двухэлектронная и обязательно двухцентровая. Число элементарных химических связей, которые способен образовывать атом или ион, равно его валентности. Так же, как и в ММО, в образовании химической связи принимают участие валентные электроны.
Сигма (σ)-, пи (π)-связи — приближенное описание видов ковалентных связей в молекулах различных соединений, σ-связь характеризуется тем, что плотность электронного облака максимальна вдоль оси, соединяющей ядра атомов. При образовании -связи осуществляется так называемое боковое перекрывание электронных облаков, и плотность электронного облака максимальна «над» и «под» плоскостью σ-связи. Для примера возьмем этилен, ацетилен и бензол.
В молекуле этилена С2Н4 имеется двойная связь СН2=СН2, его электронная формула: Н:С::С:Н. Ядра всех атомов этилена расположены в одной плоскости. Три электронных облака каждого атома углерода образуют три ковалентные связи с другими атомами в одной плоскости (с углами между ними примерно 120°). Облако четвёртого валентного электрона атома углерода располагается над и под плоскостью молекулы. Такие электронные облака обоих атомов углерода, частично перекрываясь выше и ниже плоскости молекулы, образуют вторую связь между атомами углерода. Первую, более прочную ковалентную связь между атомами углерода называют σ-связью; вторую, менее прочную ковалентную связь называют -связью.
В линейной молекуле ацетилена
Н—С≡С—Н (Н : С ::: С : Н)
имеются σ-связи между атомами углерода и водорода, одна σ-связь между двумя атомами углерода и две -связи между этими же атомами углерода. Две -связи расположены над сферой действия σ-связи в двух взаимно перпендикулярных плоскостях.
Все шесть атомов углерода циклической молекулы бензола С6H6 лежат в одной плоскости. Между атомами углерода в плоскости кольца действуют σ-связи; такие же связи имеются у каждого атома углерода с атомами водорода. На осуществление этих связей атомы углерода затрачивают по три электрона. Облака четвёртых валентных электронов атомов углерода, имеющих форму восьмерок, расположены перпендикулярно к плоскости молекулы бензола. Каждое такое облако перекрывается одинаково с электронными облаками соседних атомов углерода. В молекуле бензола образуются не три отдельные -связи, а единая -электронная система из шести электронов, общая для всех атомов углерода. Связи между атомами углерода в молекуле бензола совершенно одинаковые.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой.
Термин ковалентная связь был впервые введён лауреатом Нобелевской премии Ирвингом Ленгмюром в 1919 году[1][2]. Этот термин относился к химической связи, обусловленной совместным обладанием электронами, в отличие от металлической связи, в которой электроны были свободными, или от ионной связи, в которой один из атомов отдавал электрон и становилсякатионом, а другой атом принимал электрон и становился анионом.
Позднее (1927 год) Ф.Лондон и В.Гайтлер на примере молекулы водорода дали первое описание ковалентной связи с точки зрения квантовой механики.
34. Коррозия, как окислительно-восстановительный процесс. Основные виды коррозии. Методы защиты металлов от коррозии: химические, электрохимические (легирование, ингибирование, покрытие).
Разрушение металла под воздействием возникающих в коррозионной среде гальванических элементов называют электрохимической коррозией. Не следует путать с электрохимической коррозией коррозию однородного материала, например, ржавление железа или т. п. При электрохимической коррозии (наиболее частая форма коррозии) всегда требуется наличие электролита (Конденсат, дождевая вода и т. д.), с которым соприкасаются электроды — либо различные элементы структуры материала, либо два различных соприкасающихся материала с различающимися окислительно-восстановительными потенциалами. Если в воде растворены ионы солей, кислот, или т. п., электропроводность её повышается, и скорость процесса увеличивается.
При соприкосновении двух металлов с различными окислительно-восстановительными потенциалами и погружении их в раствор электролита, например, дождевой воды с растворенным углекислым газом CO2, образуется гальванический элемент, так называемый коррозионный элемент. Он представляет собой не что иное, как замкнутую гальваническую ячейку. В ней происходит медленное растворение металлического материала с более низким окислительно-восстановительным потенциалом; второй электрод в паре, как правило, не корродирует. Этот вид коррозии особо присущ металлам с высокими отрицательными потенциалами. Так, совсем небольшого количества примеси на поверхности металла с большим редокспотенциалом уже достаточно для возникновения коррозионного элемента. Особо подвержены риску места соприкосновения металлов с различными потенциалами, например, сварочные швы или заклёпки.
Основные виды коррозии:
Химическая коррозия
Водородная и кислородная коррозия
Электрохимическая коррозия
35. Галогеналканы.
Галогеналканы (алкилгалогениды) — органические соединения, которые содержат в своём составе связь «углерод-галоген». Их строение можно представить, исходя из строения углеводорода, в котором связь С-Н заменена на связь С-Х, (Х — фтор, хлор, бром, иод). В силу того, что атомы галогенов являются более электроотрицательными, чем атом углерода, связь С-Х поляризована таким образом, что атом галогена приобретает частичный отрицательный заряд, а атом углерода — частичный положительный. Соответственно, алкилгалогениды являются ярко выраженными электрофилами, и на этом свойстве основано их применение в органическом синтезе.
Большинство галогеноалканов в чистом виде являются бесцветными соединениями (полииодированные соединения часто имеют желтоватую окраску). При переходе от первичных к вторичным и третичным галогеноалканам с одинаковым числом атомов углерода и галогена увеличиваются температуры кипения и плотность вещества. С увеличением числа атомов галогена возрастают температуры плавления и кипения соединения (исключением являются полифторированные алканы). Если же у одного атома углерода содержатся 2 или 3 атома галогена, то температура плавления и кипения такого соединения, напротив, снижаются, чем у изомера с атомами галогена у разных атомов углерода. Галогеноалканы изостроения обладают более низкими температурами плавления и кипения, чем их изомеры нормального строения.
Химическая активность алкилгалогенидов может меняться в широких пределах в зависимости от их строения.
Иодалканы на свету подвергаются разложению с выделением элементарного иода.
Характерные реакции — нуклеофильное замещение, элиминирование, восстановление до алкана, перегруппировки с участием карбениевых ионов, взаимодействие сщелочными и щёлочноземельными металлами.
36. Основные характеристики химической связи (длина связи, энергия связи, полярность связи). Валентные углы. Направленность и насыщаемость химической связи.
Основные характеристики химической связи — прочность, длина, полярность.
Стандартной энергией разрыва химической связи называют изменение энтальпии при химической реакции, в которой происходит разрыв одного моля данной связи. При этом принимается, что исходное вещество и продукты реакции находятся в своих стандартных состояниях гипотетического идеального газа при давлении 1 атм и температуре 250 C[1]. Синонимами энергии разрыва химической связи считаются: энергия связи, энергия диссоциации двухатомных молекул, энергия образованияхимической связи.
Полярность химических связей — характеристика химической связи, показывающая изменение распределения электронной плотности в пространстве вокруг ядер в сравнении с распределением электронной плотности в образующих данную связь нейтральных атомах.
Длина химической связи — расстояние между ядрами химически связанных атомов[1][2]. Длина химической связи — важная физическая величина, определяющая геометрические размеры химической связи, её протяжённость в пространстве.
Валентный угол — угол, образованный направлениями химических связей, исходящими из одного атома. Знание валентных углов необходимо для определения геометрии молекул. Валентные углы зависят как от индивидуальных особенностей присоединенных атомов, так и от гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Для простых молекул валентный угол, как и другие геометрические параметры молекулы, можно рассчитать методами квантовой химии. Экспериментально их определяют из значений моментов инерции молекул, полученных путем анализа их вращательных спектров (смотри Инфракрасная спектроскопия, Молекулярные спектры, Микроволновая спектроскопия). Валентный угол сложных молекул определяют методами дифракционного структурного анализа.
37. Растворы. Способы выражения состава растворов (массовая доля, молярная и нормальная концентрация, титр). Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы. Перекристаллизация.
Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. "Гомогенный" - значит, каждый из компонентов распределён в массе другого в виде своих частиц, то есть атомов, молекул или ионов.[1].
Раствор — однофазная система переменного, или гетерогенного, состава, состоящая из двух или более компонентов.
Основные понятия: растворимость, растворитель, растворенное вещество.
Растворимость – способность вещества растворяться в том или ином растворителе.
Растворитель – компонент раствора, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора.
Растворенное вещество – компоненты раствора за исключением растворителя.
Классификация растворов (по содержанию растворенного вещества, по агрегатному состоянию).
Насыщенный раствор – термодинамически устойчивая равновесная система, в которой скорость растворения вещества равна скорости выделения его из раствора.
Ненасыщенный раствор – термодинамически устойчивая неравновесная система, в которой концентрация вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и поэтому скорость растворения больше скорость выделения.
Пересыщенный раствор – термодинамически неустойчивая псевдоравновесная система, в которой концентрация вещества больше, чем в насыщенном растворе, и поэтому скорость выделения больше скорости растворения.
Концентрированный раствор – раствор с высоким содержанием растворенного вещества.
Разбавленный – с низким содержанием растворенного вещества.
Гомогенные растворы – истинные растворы.
Гетерогенные растворы – коллоидные растворы
Гомогенные и гетерогенные растворы.
Гомогенные растворы – истинные растворы.
Гетерогенные растворы – коллоидные растворы
Массовая доля – отношение массы растворенного вещества к массе раствора
ω(в-ва) = m(в-ва)/m(р-ра)
Объемная доля – отношение объема газа к объему всей смеси газов
φ(газа) = V(газа)/V(смеси)
Мольная доля – отношение количества вещества в сумме количеств вещества и растворителя
χ(в-ва) = n(в-ва)/(n(в-ва)+n(р-ра))
Моляльная концентрация, или моляльность – отношение количества вещества к массе растворителя
B(в-ва) = n(в-ва)/m(р-ля) (моль/кг)
Массовая концентрация – отношение массы вещества к объему раствора
Р(в-ва) = m(в-ва)/V(р-ра) (г/л)
Титр – масса растворенного в-ва в 1 мл раствора
Т(в-ва) = m(в-ва)/V(р-ра) (г/мл)
Молярная концентрация – отношение количества растворенного вещества к объему раствора
С(в-ва) = n(в-ва)/V(р-ра) (моль/л)
Перекристаллизация, 1)п. в твёрдом состоянии — изменение кристаллического строения вещества, происходящее при его нагреве или охлаждении (без изменения агрегатного состояния); обусловливается полиморфными (аллотропическими) превращениями компонентов, входящих в состав твёрдого тела. 2) П. из растворов — процесс, состоящий в растворении кристаллического вещества с последующим выделением его кристаллов из раствора; служит для очистки кристаллических веществ от примесей.
38. Химические свойства и способы получения алкинов.
(по методичке)
39. Химическая связь в металлах. Химические свойства металлов. Взаимодействие металлов с неметаллами, водой, растворами кислот и щелочей. Промышленные способы получения металлов.
Химические связи в металлах. Природа Х. с. в металлах и интерметаллических соединениях остаётся и в 1977 выясненной не полностью. Представляется, однако, правильным описывать металлы и интерметаллические соединения как катионы металла, связанные воедино валентными электронами, обладающими значительной свободой движения в данном металле. Число электронов одного атома, участвующих в связывании металлического кристалла как целого, можно назвать "металлической валентностью" данного атома.
Металлическая валентность щелочных металлов 1, а щёлочноземельных 2. Значения для переходных металлов не вполне надёжны, однако, судя по прочности, твёрдости и точкам плавления, значения эти возрастают от 3 для Sc приблизительно до 6 для Cr и последующих элементов, а затем понижаются для Cu и Zn. Магнитные свойства лантаноидов свидетельствуют о том, что металлическая валентность их равна 3 (исключение составляют Eu и Yb, для которых она равна 2); парамагнитная восприимчивость Eu и Yb такая же, как и у их двухвалентных солей, тогда как для остальных лантаноидов она такая же, как у их трёхвалентных солей.
Координационное число атома в металле больше числа связывающих электронов. Связи в металлах могут быть описаны как ковалентные связи, резонирующие между некоторым большим числом межатомных положений. Так, например, алюминий имеет кубическую структуру с плотнейшей упаковкой, в которой каждый атом окружен двенадцатью соседями. Валентность алюминия равна 3 и, следовательно, связь с каждым из соседних атомов может быть описана как связь кратности 1/3.
Для того чтобы валентные связи могли резонировать между различными положениями, многие или большинство атомов должны иметь соответствующие орбитали связи, обычно не занятые электроном. Такие орбитали можно назвать "металлическими орбиталями". Характерной особенностью металлов является то, что большинство атомов в них обладают такой орбиталью. Олово, например, с четырьмя электронами на внешних s- и р-орбиталях может распределить эти четыре электрона между четырьмя sp3-орбиталями и образовать т. о. четыре ковалентные связи. Но тогда оно не будет иметь дополнительной орбитали и, следовательно, образующаяся структура не должна быть металлической. Модификация олова, называется серым оловом, действительно имеет структуру алмаза, в которой каждый атом связан с четырьмя тетраэдрически расположенными соседями и которая не является металлической. Длина связи здесь такая же, как длина одинарной связи. В белом олове, металлической модификации олова, каждый атом имеет шесть соседей с длиной связи, отвечающей валентности около 2,5 для атома олова. Если 2 из 4 внешних электронов атома олова образуют неподелённую пару, занимая 5s-орбиталь, то оставшиеся два электрона могут занять две из трех р-орбиталей и участвовать в образовании связи. При этом одна р-орбиталь остаётся свободной и может служить металлической орбиталью. По данным наблюдений, длина связи в белом олове отвечает металлической валентности 2,5, а не 2, что указывает на наличие резонанса (до 25%) с четырёхвалентной структурой олова.
Если доступны d-орбитали, то могут образовываться гибридные spd-орбитали, которые ещё лучше подходят для образования связи, поскольку имеют большую концентрацию в направлении данной связи. В тех случаях, когда лучшие из возможных sp-орбиталей образуют между собой тетраэдрический угол 109°28', лучшие spd-орбитали образуют углы 73 и 133°.
Взаимодействие с водой. Вода энергично взаимодействует с наиболее активными металлами. Так, натрий и кальций разлагают воду уже при обычных температурах с образованием гидроксида и выделением водорода:
,
.
Магний – при нагревании:
Раскаленное железо – с водяным паром (700 oС):
.
Металлы, расположенные между магнием и свинцом, обычно не вытесняют водород из воды. На поверхности этих металлов образуются оксидные пленки, обладающие защитным действием.
Взаимодействие с растворами щелочей. Щелочами металлы окисляться не могут, так как щелочные металлы являются одними из наиболее сильных восстановителей. Однако в присутствии щелочей окисляющее действие воды может проявиться в большей мере, чем в их отсутствие. При окислении металлов водой образуются гидроксиды и водород. Если оксид и гидроксид относятся к амфотерным соединениям, то они будут растворяться в щелочном растворе. В результате пассивные в чистой воде металлы могут энергично взаимодействовать с растворами щелочей. Общее уравнение реакции записывается так:
.
Тантал и ниобий получают восстановлением из соединений высокой чистоты: оксидов, комплексных фтористых солей, хлоридов. Промышленные способы получения металлов можно подразделить на четыре группы:
1) натриетермическое восстановление из комплексных фторидов;
2) восстановление из оксидов углеродом (карботермический способ);
3) восстановление из оксидов алюминия (алюминотермический способ);
4) восстановление из хлоридов водородом;
5) электролиз расплавленных сред.
В связи с высокой температурой плавления тантала (~3000 С) и ниобия (~2500 С) их получают в результате восстановления всеми перечисленными способами, кроме третьего, в форме порошков или спекшейся губки. Задача получения компактных ковких тантала и ниобия осложняется тем, что эти металлы активно поглощают газы (водород, азот, кислород), примеси которых придают им хрупкость. Поэтому спекать спрессованные из порошков заготовки или плавить их необходимо в высоком вакууме.
40. Закон Гесса и следствия из него. Применение их для расчета энтальпий химических реакций. Стандартные условия. Энтальпия образования сложного вещества.
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
Иными словами, количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при каком-либо процессе, всегда одно и то же, независимо от того, протекает ли данноехимическое превращение в одну или в несколько стадий (при условии, что температура, давление и агрегатные состояния веществ одинаковы). Например, окислениеглюкозы в организме осуществляется по очень сложному многостадийному механизму, однако суммарный тепловой эффект всех стадий данного процесса равен теплоте сгорания глюкозы.
На рисунке приведено схематическое изображение некоторого обобщенного химического процесса превращения исходных веществ А1, А2… в продукты реакции В1, В2…, который может быть осуществлен различными путями в одну, две или три стадии, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом ΔHi. Согласно закону Гесса, тепловые эффекты всех этих реакций связаны следующим соотношением:
Закон открыт русским химиком Г. И. Гессом в 1840 г.; он является частным случаем первого начала термодинамикиприменительно к химическим реакциям. Практическое значение закона Гесса состоит в том, что он позволяет рассчитывать тепловые эффекты самых разнообразных химических процессов; для этого обычно используют ряд следствий из него.
Таким образом, пользуясь табличными значениями теплот образования или сгорания веществ, можно рассчитать теплоту реакции, не прибегая к эксперименту. Табличные величины теплот образования и сгорания веществ обычно относятся к т. н. стандартным условиям. Для расчёта теплоты процесса, протекающего при иных условиях, необходимо использовать и другие законы термохимии, например, закон Кирхгофа, описывающий зависимость теплового эффекта реакции от температуры.
41. Вязкость вещества.
(По методичке)