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
1.Основные химические понятия: атом, молекула, атомная и молекулярная массы, моль и молярная масса, химический элемент, простые вещества и химические соединения. Степень окисления и валентности элемента.
Атом — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из атомного ядра и электронов.
Молекула—электрически нейтральная частица, состоящая из двух или более связанных ковалентными связями атомов, наименьшая частица химического вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.
Атомная масса-относительная атомная масса — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы, применяемая для масс молекул, атомов, атомных ядер элементарных частиц. Атомная единица массы выражается через массу нуклида углерода 12C и равна 1/12 массы этого нуклида 1 а.е.м.
Молекулярная масса — масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Численно равна молярной массе. Однако следует чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и различаются по размерности, г/моль
моль — это количество вещества, масса которого, выраженная в граммах, численно равняется его массе в атомных единицах массы.
Молярная масса вещества — масса одного моля вещества. Для отдельных химических элементов молярной массой является масса одного моля отдельных атомов этого элемента. В этом случае молярная масса элемента, выраженная в г/моль, численно совпадает с массой атома элемента, выраженной в а.е.м. (атомная единица массы). Однако надо чётко представлять разницу между молярной массой и молекулярной массой, понимая, что они равны лишь численно и отличаются по размерности.
Химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра и числом протонов, совпадающим с порядковым (атомным) номером в таблице Менделеева. Каждый химический элемент имеет свои название и символ, которые приводятся в Периодической системе элементов Дмитрия Ивановича Менделеева.
Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (из гомоядерных молекул) являются формой существования химических элементов в свободном виде.
Химическое соединение — сложное вещество, состоящее из химически связанных атомов двух или нескольких элементов (гетероядерные молекулы), Некоторые простые вещества также могут рассматриваться как химические соединения, если их молекулы состоят из атомов, соединённых ковалентной связью (азот, кислород, йод, бром, хлор, фтор, предположительно астат). Инертные (благородные) газы и атомарный водород нельзя считать химическими соединениями.
Степень окисления (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.
Валентность — способность атомов химических элементов образовывать определённое число химических связей с атомами других элементов. Есть элементы, которые имеют постоянную валентность:
одновалентны (I) - H, Li, Na, K, Rb-рубидий , F, I
двухвалентны (II) - O, Be, Mg-магний, Ca, Sr-стронций, Ba, Zn, Cd
трехвалентны (III) - B, Al.
Есть еще один способ: определять валентность можно по таблице Д.И.Менделеева.
Все элементы в таблице разделены на подгруппы а) и б). Активные металлы занимают только три первые группы.
Металлы, которые стоят в первой а) группе имеют валентность I.
Металлы, которые стоят во второй а) группе имеют валентность II.
Есть металлы с переменной валентностью, тогда ее указывают в скобках, например, оксид железа(III). Это говорит нам о том, что железо - трехвалентно в данном соединении с кислородом.
Неметаллы имеют две валентности и более (тогда она указывается в скобках): низшую - вычисляют по формуле (8-Ь группы), в которой находится элемент;
высшую - равную номеру группы, в которой находится этот элемент.
2.Химические реакции, фазовые и структурные превращения. Основные типы и классы химических соединений.
Химическая реакция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.
Химические реакции происходят при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно, при нагревании, участии катализаторов (катализ), действии света (фотохимические реакции), электрического тока (электродные процессы), ионизирующих излучений (радиационно-химические реакции), механического воздействия (механохимические реакции), в низкотемпературной плазме (плазмохимические реакции) и т. п
Фазовый переход (фазовое превращение) — переход вещества из одной термодинамической фазы в другую при изменении внешних условий.
Любая смена агрегатного состояния-фазовый переход, но не каждый фазовый переход смена агрегатного состояния. Сублима́ция — физический процесс перехода вещества из твёрдого состояния сразу в газообразное, минуя жидкое, Десублима́ция — физический процесс перехода вещества из газообразного состояния в твёрдое, минуя жидкое
типы хим. св.: ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов, она может быть образована атомами одного и того же элемента и тогда она неполярная например: такая ковалентная связь есть в молекулах одноатомных газов H2 , O2, N2, CL2. Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная: существует она в молекулах H2O, NF3, CO2. Ковалентная связь образуется между атомами элементов, обладающих электроотрицательным характером.
Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи.
Ионная-очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,5 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Это притяжение ионов как разноименно заряженных тел. Примером может служить соединение CsF-фторид цезия, в котором «степень ионности» составляет 97 %; металлическая-химическая связь, которая обусловлена взаимодействием положительных ионов металлов, составляющих кристаллическую решётку, с электронным газом из валентных электронов; водородная- форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными, Ассоциация — объединение простых молекул или ионов в более сложные, не вызывающие изменения химической природы вещества; Ван-дер-Ваальса (межмолекулярная) связь- осуществляемая между молекулами или атомами типа благородных газов за счет остаточных, относительно слабых ван-дер-ваальсовых сил. Различают 3 вида ван-дер-ваальсовых сил: 1) силы ориентационные возникающие вследствие взаимодействия дипольных моментов молекул и их взаимного ориентирования; 2) силы индукционные, дополнительные к ориентационным силам, они возникают вследствие взаимного усиления или наведения дипольных моментов (напр., в результате воздействия полярных молекул на неполярные); 3) силы наиболее универсальные, возникающие как между атомами, так и молекулами на малом расстоянии и действующие только в сторону притяжения. Природа их состоит в синхронизации движения электронов и смещения ядер атомов, что ведет к возникновению меняющихся диполей. У благородных газов и некоторых молекул это единственные силы связи.
Классы хим. соед:
Оксиды Оксид — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом, Э2Оx - где Э - химический символ элемента, который образует оксид, x - валентность элемента, 2 - валентность кислорода. Если x кратно 2-м, то индексы сокращаются на 2. Например: Li2O, MgO, Al2O3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7, и т.д.
Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона NH4+) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х – степень окисления металла.
Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла. Катион - это положительно заряженный ион. Например, натрий - металл, его катион Na+. Общая формула кислот НхАn: An – кислотный остаток, х – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка. Например: HCl .
Соли – продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Соли делятся на средние-продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na2CO3, K3PO4); кислые-продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO3, K2HPO4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты); основные-продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH-) кислотными остатками ((CuOH)2CO3). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты; двойные-содержащие два различных катиона (KAl(SO4)2·12 H2O); смешанные-в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl); комплексные-содержащие комплексный катион или комплексный анион (K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2.
3.Классы неорганических соединений. Химические и структурно-графические формулы, способы получения соединений.
классы неорг. соед: оксид-бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом, Э2Оx - где Э - химический символ элемента, который образует оксид, x - валентность элемента, 2 - валентность кислорода. Если x кратно 2-м, то индексы сокращаются на 2. Напимер: Li2O, MgO, Al2O3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O7, и т.д.
гидрооксиды(основания)-соединения металлов с водой. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов. Гидроксиды щелочных металлов называются щелочами. Формула: OH− Молярная масса: 17,0073 г/моль; кислоты- сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла. Катион - это положительно заряженный ион. Например, натрий - металл, его катион Na+. Общая формула кислот НхАn: An – кислотный остаток, х – число атомов водорода, равное заряду иона кислотного остатка. Например: HCl; соли- продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками. Соли делятся на средние-продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na2CO3, K3PO4); кислые-продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO3, K2HPO4). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты); основные-продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH-) кислотными остатками ((CuOH)2CO3). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты; двойные-содержащие два различных катиона (KAl(SO4)2·12 H2O); смешанные-в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl); комплексные-содержащие комплексный катион или комплексный анион (K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4](OH)2.
Структурная формула — это разновидность химической формулы, графически описывающая расположение и порядок связи атомов в соединении, выраженное на плоскости. Связи в структурных формулах обозначаются валентными черточками.
Химическая формула-это условная запись состава вещества посредством химических знаков и индексов. Например: H2O-формула воды, где Н и О-химические знаки элементов, 2-индекс, который показывает число атомов данного элемента, входящих в состав молекулы воды.
4.Стехиометрические законы (шесть) и их современное толкование.
1) закон сохр. масс в хим. реакции. (масса исходных веществ в хим. р-ции примерно равна общей массе продуктов р-ции.)
2) закон эквивалентов (В молекулярных соединениях массы составляющих их элементов относятся между собой как их эквиваленты.)
3) постоянство состава хим. соед. с молекулярной структурой. ( Химическое соединение, имеющее молекулярное строение, независимо от метода получения характеризуется постоянным составом.)
4) закон кратных отношений Дальмона. ( Если два элемента образуют между собой несколько молекулярных соединений, то масса одного элемента, приходящаяся на одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие целые числа.)
5) закон объёмных кратных отношений (При равных условиях объемы вступающих в реакцию газов относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных продуктов, как небольшие целые числа.)
6) закон Авогадро (В равных объемах любых газов, взятых при одинаковых условиях, содержится одинаковое число молекул.)
5. Химический эквивалент элемента, оксида, гидроксида и соли. Молярная масса эквивалента, молярный объём эквивалента газа. Общая и частные формулы закона эквивалентов.
Эквивалент – это реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях присоединяет (или отдает) один ион Н+ или ОН–, в окислительно-восстановительных реакциях принимает (или отдает) один электрон, реагирует с одним атомом водорода или с одним эквивалентом другого вещества
Эсоли=1/|Zkat||Zan|
Эгидроксид=1/n(ОН)
Эоксида=1/|ст.ок.||кол. ат. элемента|
Молярная масса эквивалента (МЭ) – это масса одного моль эквивалента. Она равна произведению молярной массы вещества на фактор эквивалентности:
|
МЭ = МfЭ. |
эквивалентный объем газа, представляет собой отношение объема порции данного газа к эквивалентному количеству вещества в этой порции
Молярная масса эквивалента сложного вещества равна сумме молярных масс эквивалентов образующих его составных частей, например:
МЭ(оксида) = МЭ(элемента) + МЭ(О) = МЭ(элемента) + 8
МЭ(кислоты) = МЭ(Н) + МЭ(кислотного остатка) = 1 + МЭ(кислотного остатка)
МЭ(основания) = МЭ(Ме) + МЭ(ОН) = МЭ(Ме) + 17
МЭ(соли) = МЭ(Ме) + МЭ(кислотного остатка).
Для любых двух веществ, связанных законом эквивалентов, можно записать:
|
или или , |
6.Строение атома. Ядро и электроны, протоны и нейтроны, их заряд и масса. Квантовый характер излучения и поглощения энергии. Уравнение Планка. Представление об атомных спектрах.
При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны определяются его химические свойства. Заряд ядра равен Ze, где e – заряд протона, Z– зарядовое число, равное порядковому номеру химического элемента Масса ядра измеряется в атомных единицах массы (а.е.м). За одну атомную единицу массы принимается 1/12 часть массы нейтрального атома углерода 12 С
Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Благодаря волновым свойствам электроны в атоме могут иметь только строго определенные значения энергии, которые зависят от расстояния до ядра. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов - максимально 2n2. Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число равно номеру уровня. кг[1] — масса электрона. Кл[1] — заряд электрона. Нейтрон — элементарная частица, не имеющая электрического заряда. Нейтрон является фермионом и принадлежит к классу барионов. Атомные ядра состоят из нейтронов и протонов. Нейтрон (n) – нейтральная частица с массой покоя mn = 1,675·10–27кг = 1839me , нулевой заряд.
Протоны (вместе с нейтронами) являются основными составляющими атомных ядер. Порядковый номер химического элемента в периодической таблице (и, соответственно, все его химические свойства) полностью определяются зарядом ядра его атомов, который, в свою очередь, равен количеству протонов в ядре (протонному числу). Протон имеет положительный заряд е+=1,06·10–19 Кл и массу покоя mp = 1,673·10–27кг = 1836me
Квантовый характер излучения и поглощения энергии электромагнитного поля был постулирован М. Планком в 1900 году для объяснения свойств теплового излучения
уравнение Планка: E=hv (h-постоянная планка =6,62 на 10 в минус 34
АТОМНЫЕ СПЕКТРЫ - оптические спектры свободных или слабо связанных атомов (одноатомных газов, паров). Обусловлены квантовыми переходами атома. Атомные спектры - линейчатые, состоят из отдельных спектральных линий, которые характеризуются определенной длиной волны и для простых атомов группируются в спектральные серии. Содержат информацию о строении атомов, используются также в спектральном анализе.
7. Корпускулярно-волновая природа движущихся микрочастиц. Уравнение де Бройля. Принцип неопределенности. Понятие о волновой функции и атомной орбитали. Квантовые числа электронов в атоме.
Корпускуля́рно-волново́й дуализм — принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства. Был введён при разработке квантовой механики для интерпретации явлений, наблюдаемых в микромире, с точки зрения классических концепций. Дальнейшим развитием принципа корпускулярно-волнового дуализма стала концепция квантованных полей в квантовой теории поля.
уравнение Бройля: λ=h/(mv) λ=h/p описывает волновой дуализм.
принцип неопределенности:
dxdph/2
dx-полоса неопределённости; dp – погрешность определения импульса микрочастицы
невозможно одновременно с достаточной точностью определить местоположение движущей микрочастицы и её начальную характеристику.
волновая функция- необходимость вероятностного подхода к описанию микрообъектов является важнейшей особенностью квантовой теории. В квантовой механике для характеристики состояний объектов в микромире вводится понятие волновой функции Ψ (пси-функции). Квадрат модуля волновой функции |Ψ|2 пропорционален вероятности нахождения микрочастицы в единичном объеме пространства. Конкретный вид волновой функции определяется внешними условиями, в которых находится микрочастица. Математический аппарат квантовой механики позволяет находить волновую функцию частицы, находящейся в заданных силовых полях. Безграничная монохроматическая волна де Бройля есть волновая функция свободной частицы, на которую не действуют никакие силовые поля.
Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция в сферически симметричном электрическом поле атомного ядра, задающаяся главным n, орбитальным l и магнитным m квантовыми числами.
8. Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням, подуровням, орбиталям и квантовым ячейкам. Принцип Паули, правило Хунда, принцип минимума энергии и правила Клечковского. Электронные формулы атомов элементов (Z<56).
Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. Из периодической системы для любого элемента по номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.
Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали. Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l - подуровнем. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами). Правило Хунда - Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.
Электроны распределены по различным атомным орбиталям. Для схематического изображения электронных конфигураций применяются квантовые ячейки Хунда.
Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию. Энергия подуровней растет в ряду:1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f5d < 6p < 7s < 5f6d...
правило Клечковского - Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .
9. Периодический закон и система элементов Д.И. Менделеева, их развитие и значение. Закон Мозли. Структура периодической системы и её связь со строением атомов. Электронные аналоги.
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. Периоди́ческая систе́ма хими́ческих— классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях. Появление периодической системы открыло новую, подлинно научную эру в истории химии и ряде смежных наук — взамен разрозненных сведений об элементах и соединениях появилась стройная система, на основе которой стало возможным обобщать, делать выводы, предвидеть. Закон Мозли — закон, связывающий частоту спектральных линий характеристического рентгеновского излучения атома химического элемента с его порядковым номером. Экспериментально установлен английским физиком Генри Мозли в 1913 году. Корень кв. из волнового числа характеристической линии рентгеновского спектра измерения является линейной функ. заряда ядра или порядкового номера в переодич. Системе,Закон имеет следующее формульное выражение: R - постоянная Ридберга, Sn - постоянная экранирования,n - главное квантовое число. З.М. позволил предсказать семейство лантаноидов и актиноидов, должны содержать 14 элементов.
Структура П.С.:Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В 1988 году был синтезирован 110 химический элемент. Из 109 химических элементов 89 обнаружены в природных объектах. Все остальные элементы синтезированы искусственно. Все элементы, которые располагаются после урана называются трансурановыми химическими элементами. Они синтезированы при помощи ядерных реакций.
В периодической системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов.
Период – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке возрастания заряда атомного ядра. У химических элементов находящихся в одном периоде атомы имеют одинаковое количество энергетических уровней. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие периоды химических элементов.
Малые периоды содержат один ряд химических элементов ( первый период – два элемента второй период – восемь элементов и третий период – то же восемь химических элементов).
Большие периоды содержат по два ряда химических элементов ( Четвертый период – восемнадцать элементов пятый период – восемнадцать элементов и шестой период – тридцать два химических элемента.
Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Изменение свойств химических элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью.
Группа – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне.
Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s,p,d и f семейства.
S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах.
D элементы располагаются в побочных подгруппах.
F элементы – это химические элементы относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов а также побочной подгруппы третьей группы.
Изменение свойств в пределах группы химических элементов называется вертикальной периодичностью.
Электронным аналогом называют элементы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых общей для всех элементов формулой.
10. Периодичность физических и химических свойств элементов. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, атомный радиус.
С увеличением порядкового номера элемента или заряда его ядра периодически изменяются атомные радиусы, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность элементов и степень ок. элементов.
Периодически изменяются хим. св-ва окисления, основные металлические, не металлические, окисл-вост.
энергия ионизации зависит от: заряда ядра, орбитальный радиус фактора, степень заполнения электрона данного энергетического слоя, эффект экранирования, эффект проникновения.
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.
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).
Электроотрицательность – это способность атома в молекуле или фазе к оттягиванию на себя электронов от других атомов.
Атомный радиус — радиус, характеризующий приблизительный размер атома. С увеличением атомного номера элемента Атомный радиус уменьшается, поскольку возрастает заряд ядра.
11. Химическая связь и строение молекул. Энергия и длинна связи. Ковалентная связь и её свойства. Спин-валентность свободных атомов в основном и возбужденных состояниях (на примерах элементов 11 периода).
Химическую связь можно определить как взаимодействие двух или нескольких атомов, в результате которого образуется химически устойчивая многоатомная микросистема (молекула, кристалл, комплекс и др типы св.: атомная, ионная, металлическая, водородная.
Молекулой называется наименьшая частица вещества, обладающая его основными химическими свойствами и состоящая из атомов, соединенных между собой химическими связями.
Атомом называется наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного химического элемента. В состав атома входят положительно заряженное ядро и электроны, движущиеся в электрическом поле ядра. Заряд ядра по абсолютной величине равен суммарному заряду всех электронов атома. Электронными орбитами в атоме называются геометрические места точек, в которых с наибольшей вероятностью может быть обнаружен электрон. Простейшим атомом является атом водорода, состоящий из одного протона в ядре и одного электрона, движущегося в кулоновском электрическом поле ядра. Атомы инертных газов часто называют одноатомными молекулами.
Устойчивость молекулярного состояния зависит от температуры, давления и других внешних факторов. При достаточно высоких температурах молекулы всех газов распадаются на атомы.
Если молекула состоит из нескольких одинаковых или близких по строению групп атомов, то ее называют макромолекулой. Ионом называется электрически заряженная частица, которая образуется при потере или приобретении атомом или молекулой одного или нескольких электронов.
В большинстве случаев - чем больше энергия связи, тем меньше длина связи. Зависимость энергии одинарной связи между идентичными атомами элементов 2-го и 3-го периодов от ПЭИ (полиэфиримид) связываемых атомов и выражается гиперболой. С ростом порядкового номера элемента ковалентный радиус его атома возрастает, а длины соответствующих связей увеличиваются, изменение гибридизации орбиталей атома ведет к изменению его ковалентного радиуса
Энергия химической связи, равна работе, которую необходимо затратить, чтобы разделить молекулу на две части (атомы, группы атомов) и удалить их друг от друга на бесконечное расстояние.
Ковалентная связь (атомная связь, гомеополярная связь) — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентных электронных облаков.
особенности ков. св.: насыщаемость, близкодействие, направленность в состав с типом гибридизации.
спинвалентность - возможность образования связи за счет неспаренных электронов.
12. метод валентных связей. Гибридные орбитали и связи. Валентные углы. Строение молекул BeF2, BeF3, CCl4, SF6, H2O и NH3.
ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ МЕТОД (метод валентных схем), метод приближенного решения электронного ур-ния Шрёдингера для многоэлектронных молекулярных систем . Основан на представлениях о двухцентровых хим. связях между атомами в молекуле, образуемых двумя электронами, Двухэлектронная трёхцентровая связь — одна из возможных электроно-дефицитных связей. Характерна тем, что пара валентных электронов локализована в пространстве сразу трёх атомов. Осн. физ. идея валентных связей метода состоит в том, что волновая ф-ция молекулы выражается через волновые ф-ции составляющих ее атомов
Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.
ОРБИТАЛЬ – область наиболее вероятного местонахождения электрона в атоме (атомная орбиталь) или в молекуле (молекулярная орбиталь).
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.
13. Кратность (порядок) связи. сигма- и Пи-связи, схемы перекрывания атомных орбиталей и прочность связей. Полярные связи и молекулы.
КРАТНОСТЬ СВЯЗИ - число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентной химической связи.
σ-связь(сигма-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков «по осевой линии». Характеризуется осевой симметрией. Связь, образующаяся при перекрывании гибридных орбиталей вдоль линии соединяющей ядра атома
π-Связь – ковалентная связь, возникающая при боковом перекрывании негибридных р-атомных орбиталей. Такое перекрывание происходит вне прямой, соединяющей ядра атомов.
π-Связи возникают между атомами, уже соединенными σ-связью (при этом образуются двойные и тройные ковалентные связи). π-Связь слабее σ-связи из-за менее полного перекрывания р- атомных орбиталей.
Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.
ПОЛЯРНЫЕ МОЛЕКУЛЫ, молекулы, обладающие постоянным дипольным моментом в отсутствие внеш. Электрич-го. поля. Дипольный момент присущ таким молекулам, у к-рых распределение электронного и ядерного зарядов не имеет центра симметрии. Обычно полярность отдельных фрагментов молекулы или хим. связей между двумя атомами (или большим числом атомов) определяется величиной соответствующего дипольного момента: чем он больше, тем сильнее полярность.
14. Представление о методе молекулярных орбиталей. Связывающие, разрыхляющие и несвязывающие орбитали. Энергетические диаграммы образования молекул H2, H2+, He2+.
Метод мол. орбиталей позволяет дать более детальную на электронном уровне классификацию вкладов в энергию взаимодействия молекул.
В методе МО предполагают, что в молекуле, как и в атоме, можно построить набор разрешенных дискретных энергетических уровней и соответствующих им волновых функций (молекулярных орбиталей), описывающих поведение электрона в молекуле. На каждом энергетическом уровне может располагаться не более двух электронов.
В связывающей молекулярной орбитали электронная плотность концентрируется между ядрами, в разрыхляющей молекулярной орбитали — за ядрами, а между ними она равна нулю. Электроны, находящиеся на несвязывающих молекулярных орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают. Электроны на связывающих молекулярных орбиталях упрочняют связь, на разрыхляющих как бы дестабилизируют (расшатывают).
15. Энергетические диаграммы образования молекул N2 и O2. Кратность связи и магнитные свойства.
КРАТНОСТЬ СВЯЗИ - число электронных пар, обобществлённых двумя соседними атомами молекулы в результате ковалентной химической связи. Кислород-парамагнетик, Азот-диамагнетик. Парамагнетизм (от греч. para – возле, рядом и магнетизм) - свойство веществ во внешнем магнитном поле намагничиваться в направлении этого поля, поэтому внутри парамагнетика к действию внешнего поля прибавляется действие наведенного внутреннего поля. Парамагнетиками называются вещества, атомы которых имеют, в отсутствие внешнего магнитного поля, отличный от нуля магнитный момент. Диамагнетизм (от греч. dia – расхождение и магнетизм) - свойство веществ намагничиваться навстречу приложенному магнитному полю. Диамагнетиками называются вещества, магнитные моменты атомов которых в отсутствии внешнего поля равны нулю, т.к. магнитные моменты всех электронов атома взаимно скомпенсированы.
16. Ионная связь и её свойства. Строение ионных кристаллов типа Cs-цезийCl, NaCl-каменная соль, ZnS (сфалерит) и CaF2 (флюорит).
Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью (>1,7 по шкале Полинга) электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. св-ва: ненасыщаемость, дальнодействие, ненаправленность. ИОННЫЕ КРИСТАЛЛЫ, кристаллич. в-ва, в к-рых сцепление между частицами обусловлено преим. ионными связями. Поскольку между ионными и полярными ковалентными связямисуществует непрерывный переход, нет резкой границы между ионными кристаллами и ковалентными кристаллами. К ионным относят кристаллы, в к-рых связи между атомами наиб. полярны; в осн. это соли щелочных и щел.-зем. металлов. Ионные кристаллы отличаются высокими т-рами плавления, обычно значит. шириной запрещенной зоны, обладают ионной проводимостью при высоких т-рах и рядом специфич. оптич. св-в (напр., прозрачностью в ближней области ИК спектра). Они м. б. построены как из одноатомных, так и из многоатомных ионов. Пример ионных кристаллов первого типа - кристаллы галогенидов щелочных и щел.-зем. металлов
17. Металлическая связь и её свойства. Кристаллические структуры металлов типа вольфрама, меди и магния. Координационные числа и плотность упаковки атомов.
Металлическая связь — химическая связь, обусловленная наличием относительно свободных электронов. Характерна как для чистых металлов, так и их сплавов и интерметаллических соединений. Электропроводность и теплопроводность. Эти свойства свидетельствуют о том, что валентные электроны способны свободно перемещаться в пределах кристаллической решетки.
Координационное число — характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле.
Количество атомов и размер ячейки определяют плотность упаковки атома. Плотность упаковки атома вдоль разных атомных плоскостей внутри кристалла различна.
Структуры: куб, тетраэдр и т.д.
18. Водородная и меж- и внутримолекулярная связь. Представление о природе, длине и прочности водородных связей. Влияние водородных связей на температуры плавления и кипения веществ (H20, HF, NH3), на прочность волокнистых материалов.
Водородная связь — форма ассоциации между электроотрицательным атомом и атомом водорода H, связанным ковалентно с другим электроотрицательным атомом. В качестве электроотрицательных атомов могут выступать N, O или F. Водородные связи могут быть межмолекулярными или внутримолекулярными.
Внутримолекулярная водородная связь является преобладающей только для разбавленных растворов (0,05 М) эфиров. По мере увеличения концентрации возрастают межмолекулярные водородные связи эфиров. Количественное изучение этой связи чрезвычайно затруднено из-за наличия в объеме жидкости единой сетки водородных связей? Мудрено опустить?
Межмолекулярная водородная связь возникает между молекулами, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент - фтор, кислород, азот, реже хлор и сера.
Особенностями водородной связи, по которым её выделяют в отдельный вид, является её не очень высокая прочность, её распространенность и важность, особенно в органических соединениях, а также некоторые побочные эффекты, связанные с малыми размерами и отсутствием дополнительных электронов у водорода.
В настоящее время в рамках теории молекулярных орбиталей водородная связь рассматривается как частный случай ковалентной с делокализацией электронной плотности по цепи атомов и образованием трёхцентровых четырёхэлектронных связей (например, -H•••[F-H•••F]-).
Энергия водородной связи возрастает с увеличением электроотрицательности (электро отриц.) и уменьшением размеров атомов В. Поэтому наиболее прочные водородные связи возникают, когда в качестве атомов В выступают F, О или N. Энергия связи (кДж/моль) возрастает в ряду
Несмотря на высокую электро отриц у хлора, водородная связь –Н···Cl– относительно слабая из-за большого размера атома хлора
19. Агрегатные состояния вещества и их характеристика. Плазма. Стекла и аморфные вещества. Понятие о ближнем и дальнем порядках.
Агр. состояния в-ва: твёрдые(кристалическое строение, имеют форму, имеют свойство спайности, присутствует дальний и близкий порядок), , жидкие(малая сжимаемость, хорошо сохраняет объём, не способна сохранять форму, только дальний порядок) , гозообразные(хорошая сжимаемость, не сохраняет объём и форму, стремится занять весь объём, расстояние м\у малекулами больше их размера), плазма(отличается от газа большой степенью ионизации атомов).
Стекло — твердотельное состояние аморфных веществ. Аморфные вещества могут находиться либо в стеклообразном состоянии (при низких температурах), либо в состоянии расплава (при высоких температурах). Аморфные вещества переходят в стеклообразное состояние при температурах ниже температуры стеклования T. При температурах свыше T, аморфные вещества ведут себя как расплавы, то есть находятся в расплавленном состоянии.
Ам́орфные веществ́а не имеют кристаллической структуры и в отличие от кристаллов не расщепляются с образованием кристаллических граней, как правило — изотропны, то есть не обнаруживают различных свойств в разных направлениях, не имеют определённой точки плавления
Ближний порядок — упорядоченность во взаимном расположении атомов или молекул в веществе, которая (в отличие от дальнего порядка) повторяется лишь на расстояниях, соизмеримых с расстояниями между атомами, то есть ближний порядок это наличие закономерности в расположении соседних атомов или молекул.
Ближним порядком в расположении атомов или молекул обладают, наряду с кристаллами, также аморфные тела и жидкости.
Дальний порядок — упорядоченность во взаимном расположении атомов или молекул в веществе (в жидком или твёрдом состоянии), которая (в отличие от ближнего порядка) повторяется на неограниченно больших расстояниях.
Дальним порядком в расположении атомов или молекул обладают, например, кристаллы.
20. Энергетический (тепловой) эффект изохорного и изобарного химических процессов. Стандартная энтальпия образования химического соединения. Закон Гесса и следствия из него.
Тепловой эффект химической реакции или изменение энтальпии системы вследствие протекания химической реакции — отнесенное к изменению химической переменной количество теплоты, полученное системой, в которой прошла химическая реакция и продукты реакции приняли температуру реагентов.
Чтобы тепловой эффект являлся величиной, зависящей только от характера протекающей химической реакции, необходимо соблюдение следующих условий:
Если реакцию проводят при стандартных условиях при Т = 298,15 К = 25 ˚С и Р = 1 атм = 101325 Па, тепловой эффект называют стандартным тепловым эффектом реакции или стандартной энтальпией реакции ΔHrO. В термохимии стандартный тепловой эффект реакции рассчитывают с помощью стандартных энтальпий образования.
Под стандартной теплотой образования понимают тепловой эффект реакции образования одного моля вещества из простых веществ, его составляющих, находящихся в устойчивых стандартных состояниях.
Стандартная энтальпия образования обозначается ΔHfO
Закон Гесса — основной закон термохимии, который формулируется следующим образом:
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.
21. Энтальпийные диаграммы и энергия химической связи в молекулах газов типа HCL, NH3, NO.
Хим.связь: HCL энергия связи 430 кдж/моль, хим.связь: С-С, энергия связи: 356кдж/моль
22. Понятие об энтропии. Стандартный энтропийный эффект химической реакции и фазового превращения. Энтальпийный и энтропийный факторы процесса.
Теплота реакции ΔН и изменение свободной энергии ΔG не всегда имеют сравнимые значения. В действительности известны реакции, протекающие спонтанно (ΔG < 0) несмотря на то, что являются эндотермическими (ΔΗ > 0). Это происходит потому, что на прохождение реакции оказывает влияние изменение степени упорядоченности системы. Мерой изменения упорядоченности системы служит изменение энтропии ΔS.
энтропия S – величина, пропорциональная логарифму числа равновероятных микросостояний, которыми может быть реализовано данное макросостояние. выраж в Дж\(моль К)
Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее протекания, а зависит от природы и физического состояния исходных веществ и продуктов реакции.
энтропия возрастает при превращении вещ-ва из крестал. состояния в жидкое и при переходе из жидкого газообразное. . увеличения числа молекул – возрастание энтропии и наобород.
с повыш темп-энтр. возрост. зависит от скорости проведения процесса.
Количественно зависимость между изменениями энтальпии, энтропии и свободной энергии описывается уравнением Гиббса-Гельмгольца:
ΔG = ΔH - T · ΔS
Энтальпия системы (от греч. enthalpo нагреваю), однозначная функция H состояния термодинамической системы при независимых параметрах энтропии S и давлении P, связана с внутренней энергией U соотношением
H = U + PV
факторы: Первый случай. Пусть ΔН < 0 (экзотермический процесс), а ТΔS > 0.
Тогда из формулы ΔG =ΔН – ТΔS видно, что ΔG < 0 и процесс протекает
самопроизвольно.
Второй случай. ΔН> 0 (эндотермический процесс), ТΔS < 0 и тогда
ΔG > 0. В этом случае самопроизвольный процесс не протекает, но может
протекать при затрате энергии из окружающей среды.
Третий случай. ΔН = ТΔS и тогда ΔG = 0. Наступает термодинамическое равновесие в системе.
Четвертый случай. ΔН < 0 и ТΔS < 0, ΔН > 0 и ТΔS > 0. В этом случае значение ΔG зависит от того, какая из величин больше: ΔН или ТΔS.
Если ТΔS >> ΔН, то ΔG < 0; если ТΔS << ΔН, то ΔG < 0.
23. Направление химической реакции. Понятие о свободной энергии Гиббса и её изменении как движущей силы изобарного процесса. Стандартное изменение энергии Гиббса при химической реакции.
Теперь критерий самопроизвольности реакции и её равновесия можно выразить через изменение энергии Гиббса системы;
DG<0 — самопроизвольная реакция;
DG=0 — реакция находится в состоянии равновесия;
DG>0 — несамопроизвольная реакция (самопроизвольна обратная реакция).
Свободная энергия Гиббса — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность химической реакции; это термодинамический потенциал следующего вида:
В условиях постоянной температуры и давления реакции протекают самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса
изменения :dG=dH-TdS G=H-TS TS-не может переходить в полезную энергию, является источником теплоты.
Убыль энергии гиббса определяет величину max полезной работы в обратимом процессе.
Стандартная энергия Гиббса образования f G 298 – изменение энергии Гиббса при образовании одного моля вещества из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях (Т=298 К, р=1атм). Стандартные значения энергий Гиббса образования простых веществ в устойчивых модификациях равны нулю.
Изменение энергии Гиббса (G) критерий, определяющий направление самопроизвольного протекания химических процессов:
1) G 0 - самопроизвольный процесс принципиально осуществим;
2) G > 0 - протекание химической реакции невозможно;
3) G = 0 – реакция находится в состоянии химического равновесия.
направленность протекания реакций при разных знаках дельта H и S
|
Знак изменения ф. |
Возможность (невозможность) самопроизвольного протекания реакции |
Пример реакции |
||
|
Дельта H |
Дельта S |
Дельта G |
Возможно при любых температурах Невозможно при любых температурах Возможно при низких температурах Возможно при высоких температурах |
C6H6(ж.)+7,5O2(г)=6 CO2(г)+3H2O(г) N29(г)+2O2(г)=2NO2(г) 3H29(г)=2NH3(г) N2O4(г)=2ТЩ2(г) |
|
- + - |
+ - - + |
- + +- +- |
Пример: Определить знак изменения энтропии в следующих реакциях:
а) N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г);
б) С(т) +H2O (г) CO2 (г) + H2 (г);
в) C6H12О6(к) 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2(г).
Решение:
1) Поскольку энтропия возрастает при переходе вещества из твердого состояния в жидкое и из жидкого в газообразное, S(т) < S(ж) < S(г);
2) В химических реакциях энтропия реакции всегда положительна (S>0), если в результате процесса возрастает число молей газообразных веществ;
3) Если число молей газообразных веществ уменьшается, энтропия отрицательна (S<0);
4) В реакции: а) N2 (г) + 3H2 (г) 2NH3 (г), число молей газообразных веществ уменьшается от 4 до 2, поэтому S<0;
5) В реакции: б) С(т) +H2O (г) CO2 (г) + H2 (г), число молей газообразных веществ возрастает, поэтому S>0;
6) В реакции: в) C6H12О6(к) 2С2Н5ОН(ж) + 2СО2(г), из вещества, находящегося в кристаллическом состоянии, образуется 2 моль газа, поэтому S>0.
Пример: Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях
в системе: СН4 (г) + СО2 (г) 2 СО (г) + 2 Н2 (г).
Решение:
1) Вычисляем G0298 прямой реакции. Находим G0298 процесса:
Gх.р. = G 0прод - G 0исх, G0298 = 2 (-137,27) + 2 (0) - (-50,79 - 394,38) = +170,63 кДж. 2) То, что G0298>0, указывает на невозможность самопроизвольного протекания прямой реакции при Т = 298 К.
Пример: На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий веществ вычислите G0298 реакции, протекающей по уравнению:
СО (г) + Н2О (ж) = СО2 (г) + Н2 (г).
Решение:
1) Поскольку, G0 = Н0 -ТS0 , поэтому: Н0хр = Н0прод - Н0исх;
S0хр = S0прод - S0исх,
2) Н0хр = (-393,51 + 0) - (-110,52 - 285,84) = +2,85 кДж;
3) S0хр = (213,65 + 130,59) - (197,91 + 69,94) = +76,39 = 0,07639 кДж/(мольК)
4) G0 = +2,85 - 2980,07639 = -19,91 кДж.
Пример: Для реакции CH4(г) + 2H2O(г) CO2 (г) + 4H2 (г) рассчитайте стандартное изменение энергии Гиббса при 298 К. Возможно ли самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении при этой температуре? Определите температуру, при которой наступит химическое равновесие.
Решение:
1) Согласно следствию из закона Гесса: Gх.р. = ( f G298)прод - ( f G298)исх;
G298 = f G298(CO2) + 4 f G298(H2) – f G298(CH4) – 2 f G298(H2O) =
-394,4 + 4 0 – (-50,70) – 2 (-228,61) = 113,52 кДж.
2) Для данной химической реакции: G298 > 0, следовательно при 298 К самопроизвольное протекание реакции в прямом направлении невозможно;
3) В состоянии химического равновесия: G298 = 0, поэтому
G298 = H298 – T S298 = 0 или H298 = T S298;
4) Травн = H298 / S298 = 164,94 / 0,1746 = 944,7 К.
24. Скорость гомогенной реакции. Средняя и истинная скорость реакции. Закон действия масс. Константа скорости реакции. Понятие о молекулярности и порядке реакции.
скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации какого-либо из реагирующих веществ за еденицу времени. Скорость простой гомогенной реакции при постоянном объеме подчиняется закону действующих масс .
В химической кинетике различают среднюю и истинную (или
мгновенную) скорость реакции. Средняя скорость равняется отношению
изменения количества вещества в единице объёма, т. е. изменения
концентрации, к промежутку времени, в течение которого оно произошло:
Δn 1 Δn ΔC
υ=± ⋅ ; = ΔC; υ = ±
V Δτ V Δτ . (1)
Истинная скорость реакции в данный момент выражается изменением
концентрации, отнесенным к бесконечно малому промежутку времени, т.е.
производной концентрации по времени:
dC
υ=±
dτ . (2)
Закон действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
для реакции А+В2 АВ2 V=k[A][B2]
k - Константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ.
Молекулярность реакции, число частиц реагентов, взаимодействующих друг с другом в одной элементарной (простой) реакции и превращающихся в продукты. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции.
25. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. Понятие об активных частицах и энергии активации. Уравнение Аррениуса.
Химические реакции, протекающие в гомогенных системах (смеси газов, жидкие растворы), осуществляется за счет соударения частиц. Однако не всякое столкновение частиц реагентов ведет к образованию продуктов. Только частицы, обладающие повышенной энергией - активные частицы, способны осуществить акт химической реакции. С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно, химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа:
активные частицы – молекулы которые обладают энергией, что бы разорвать или ослабить связи в исходных частицах, и тем самым создать новые молекулы.
энергия активации – некоторая избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того что бы их столкновение привело к образованию нового вещества. Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры .
k=ZPe в степени (-Ea/RT)
Z-чисто столкновений молекул. e=2,718…, P-стерический множитель
26. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Константа равновесия. Особенность гетерогенных равновесий. Смешение истинного химического равновесия. Принцип Ле Шателье и примеры его применения.
Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), например:3H2 + N2 ⇌ 2NH3.
Необратимые реакции — реакции, при которых взятые вещества нацело превращаются в продукты реакции, не реагирующие между собой при данных условиях, например, разложение взрывчатых веществ, горение углеводородов, образование малодиссоциирующих соединений, выпадение осадка, образование газообразных веществ.Ba(ClO2)2 + H2SO4 → 2HClO2 + BaSO4↓ NaHCO3 + CH3COOH → CH3COONa + H2O + CO2↑
Однако надо понимать, что при изменении условий протекания реакции, теоретически возможно сместить равновесие любой реакции.
Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.[1]
А2 + В2 ⇄ 2AB
В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
Константа равновесия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями-давление опр. отклонение хим. потенциала) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции. k=ZPe ^ (-Ea/RT)
Выражение const гетерогенного равновесия отсутствуют активные массы, конденсированные (жидких, твёрдых) физ. постоянного состава.
Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесия назыв. смещение хим. равновесия.
Принцип Ле Шателье: Если на систему находящуюся в состоянии хим. равновесия оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.
Приведем пример реакции в газовой фазе:
2 NO2 (г) N2O4 (г)
бурый бесцв газ + 57 кДж
FeCl3+KSCN-тиоцианат калия Fe(SKN)Cl2+HCl (Интенсивный цвет)
27. Катализаторы химических реакций. Представление о механизме катализа. Специфичность катализа. примеры и роль каталитических процессов при химической переработке древесного сырья.
Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный — образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества [1]. Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды.
Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами. Так, наряду с растворами кислот применяются имеющие кислотные свойства твёрдые Al2O3, TiO2, ThO2, алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные катализаторы с основными свойствами: CaO, BaO, MgO [1].
Гетерогенные катализаторы имеют, как правило, сильно развитую поверхность, для чего их распределяют на инертном носителе (силикагель, оксид алюминия, активированный уголь и др.).
Для каждого типа реакций эффективны только определённые катализаторы. Кроме уже упомянутых кислотно-основных, существуют катализаторы окисления-восстановления; для них характерно присутствие переходного металла или его соединения (Со+3, V2O5Гидроксофторид (или основной фторид ) алюминия ;Оксид ванадия ( V) ; оксид меди (I) ;гипохлоритная кислота ; гидрокарбонат магния ; гидроксид свинца (II) ; нитрат никеля;+MoO3). В этом случае катализ осуществляется путём изменения степени окисления переходного металла.
Много реакций осуществлено при помощи катализаторов, которые действуют через координацию реагентов у атома или иона переходного металла (Ti-титан, Rh-родий, Ni-никель). Такой катализ называется координационным.
Если катализатор обладает хиральными свойствами, то из оптически неактивного субстрата получается оптически активный продукт.
В современной науке и технике часто применяют системы из нескольких катализаторов, каждый из которых ускоряет разные стадии реакции. Катализатор также может увеличивать скорость одной из стадий каталитического цикла, осуществляемого другим катализатором. Здесь имеет место «катализ катализа», или катализ второго уровня.
В биохимических реакциях роль катализаторов играют ферменты.
Катализаторы следует отличать от инициаторов. Например, перекиси распадаются на свободные радикалы, которые могут инициировать радикальные цепные реакции. Инициаторы расходуются в процессе реакции, поэтому их нельзя считать катализаторами.
механизм катализа: 1)мех. Стадийный (изменение пути реакции) 2)ассоциактивный соответствует такой реакции замещения посредством некоторого радикала ( атома водорода), при которой атом водорода, образующийся в результате диссоциативной адсорбции воды или газообразного водорода, атакует л-свя-занную молекулу бензола. Однако в отличие от обычных реакций замещения здесь переходный комплекс соединен л-связью с поверхностью катализатора 3)ферментативный ускорение биохимических реакций при участии белковых макромолекул называемых ферментами 4) микрогетерогенный 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.
Спецефичность катализа заключается в том, что в присутствии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость хим. реакции.
переработка древесины требует больших затрат в производстве, поэтому используют катализаторы, которые ускоряют процесс химического превращения, увеличивают выход продукта и уменьшают выброс вредных веществ. приемущество изп. катализаторов в том что они не требуют больших затрат.
28. Растворы. Процессы при образовании растворов. Идеальные и реальные растворы. Гидраты и сольваты.
Растворы — гомогенные (однородные) системы, то есть каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов
Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества называется сольватацией (если растворителем является вода - гидратацией).
Энергетической характеристикой растворения является теплота образования раствора, рассматриваемая как алгебраическая сумма тепловых эффектов всех эндо- и экзотермических стадий процесса. Наиболее значительными среди них являются:
– поглощающие тепло процессы - разрушение кристаллической решётки, разрывы химических связей в молекулах;
– выделяющие тепло процессы - образование продуктов взаимодействия растворённого вещества с растворителем (гидраты) и др.
СОЛЬВАТЫ, продукты присоединения растворителя к растворенным веществам. Обычно сольваты образуются в растворе, но нередко (при охлаждении раствора, испарении растворителя и др.) м.б. получены в виде кристаллич. фаз-кристаллосольватов.
Гидраты — продукты присоединения воды к неорганическим и органическим веществам
29. Концентрации раствора и способы её выражений (массовые доля и процент, молярная доля, молярность, нормальность, молярность). Плотность раствора.
Массовая доля — отношение массы растворённого вещества к массе раствора. Массовая доля измеряется в долях единицы или в процентах.
W=m(в-ва)/m(р-ра) * 100%
Молярность — количество растворённого вещества (число молей) в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л.
См=n(в-ва)/V
Нормальность — количество эквивалентов данного вещества в 1 литре раствора. Нормальную концентрацию выражают в моль-экв/л или г-экв/л (имеется в виду моль эквивалентов).
Cн=n(экв)/V
Титр раствора — масса растворённого вещества в 1 мл раствора.
T=m(в-ва)/V
ρ=m(р-ра)/V
30. Растворимость газов, жидкостей и твёрдых веществ в жидкостях. Закон Генри. Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы.
Растворимость газов в жидкостях зависит от ряда факторов: природы газа и жидкости, давления, температуры, концентрации растворенных в жидкости веществ (особенно сильно влияет на растворимость газов концентрация электролитов).
Наибольшее влияние на растворимость газов в жидкостях оказывает природа веществ. Так, в 1 литре воды при t = 18 °С и P = 1 атм. растворяется 0.017 л. азота, 748.8 л. аммиака или 427.8 л. хлороводорода. Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри – Дальтона:
Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.
растворимость жидкостей— степень взаимной растворимости жидкостей. Некоторые жидкости могут неограниченно растворяться в других жидкостях, т. е. смешиваются друг с другом в любых пропорциях, напр., спирт и вода. Др. взаимно растворяются лишь до определенного предела (напр., при взбалтывании эфира с водой образуется 2 слоя: верхний — насыщенный раствор воды в эфире, а нижний — насыщенный раствор эфира в воде).
Растворение твердого вещества в жидкости по существу мало чем отличается от растворения жидкости в жидкости. И в этом случае молекулы растворенного вещества постепенно распределяются среди молекул растворителя. Масса растворенного вещества, приходящаяся на единицу объема растворителя, носит название концентрации раствора. Вещество растворяется в жидкости до некоторой определенной концентрации, которая зависит от природы растворителя и растворяемого вещества, а также от температуры.
Закон Генри — Дальтона — относится к растворимости газов в жидкости в зависимости от упругости этого газа, производящего давление на жидкость.
При некотором определенном давлении и постоянной температуре растворяется в жидкости определенное количество газа, зависящее также и от свойств жидкости. При увеличении или уменьшении давления газовой атмосферы на жидкость с сохранением той же температуры увеличивается или уменьшается в таком же отношении количество растворенного газа.
Ненасыщенный раствор — раствор, в котором концентрация растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором при данных условиях можно растворить еще некоторое его количество.
Насыщенный раствор — раствор, в котором растворённое вещество при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном состоянии с веществом в растворе.
Растворы, содержащие растворенного вещества больше, чем насыщенный раствор при той же температуре, называются пересыщенными растворами.
31. Растворы неэлектролитов. Понятие об осмосе и осмотическом давлении. Закон Вант-Гоффа. Изотонические растворы. Роль осмоса в жизни растений.
РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ, бинарные или многокомпонентные мол. системы, состав к-рых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в нек-рых пределах). В отличие от растворов электролитов, в растворах неэлектролитов (мол. р-рах) заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют. Растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.
Осмос — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону большей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).
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.
правило вант-гоффа: При увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раз закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.
Изотоническими называются растворы, у которых осмотическое давление равно осмотическому давлению плазмы крови. Кровяная плазма, лимфа, слезная и спинномозговая жидкости имеют постоянное осмотическое давление, поддерживаемое специальными осморегуляторами.
Явления осмоса играют очень важную роль в жизни животных и растительных организмов. Оболочки клеток представляют собой перепонки, легко проницаемые для воды, но почти непроницаемые для веществ, растворенных во внутриклеточной жидкости. Проникая в клетки, вода создает в них избыточное давление, которое слегка растягивает оболочки клеток и поддерживает их в напряженном состоянии. Вот почему такие мягкие органы растения, как травянистые стебли, листья, лепестки цветов, обладают упругостью.
Если срезать растение, то вследствие испарения воды объем внутриклеточной жидкости уменьшается, оболочки клеток опадают, становятся дряблыми - растение вянет. Но стоит только начавшее вянуть растение поставить в воду, как начинается осмос, оболочки клеток снова напрягаются и растение принимает прежний вид.
32. Давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего растворенного вещества. Закон Рауля. Температуры замерзания и кипения растворов (влияние концентрации).
давление насыщенного пара над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре.
закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворённого вещества.
(po-p)/po=xв Хв-молярная доля растворённого вещества.
Температура замерзания растворов, температура начала кристаллизации твёрдой фазы из раствора. Температура замерзания растворов ниже температуры замерзания чистого растворителя, так как парциальное давление пара растворителя над раствором всегда меньше, чем давление пара над самим растворителем при той же температуре.
Температура кипения растворов, температура начала перехода жидкой фазы данного состава в пар. Температура кипения раствора, как правило, ниже температуры конденсации, при которой пар того же состава начинает конденсироваться в жидкую фазу.
33. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Связь кажущейся степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Понятие об активности и ионной силе раствора.
Электролиты - вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. Электролиты в расплавах или водных растворах диссоциируют на ионы. Неэлектролиты - вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. Электролиты при растворении в подходящих растворителях (вода, другие полярные растворители) диссоциируют на ионы. Сильное физико-химическое взаимодействие при растворении приводит к сильному изменению свойств раствора (химическая теория растворов). Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.
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.
связь м/у изотон. коэф. и степ. диссоц. i=1+альфа(k-1) или альфа=(i-1)(k-1)
Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учетом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учетом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
34. Обменные реакции между ионами. Молекулярные и ионные уравнения реакций. Условия необратимости ионных реакций.
Реакции в растворах электролитов протекают между ионами, на которые диссоциируют растворенные вещества. При этом не изменяются степени окисления элементов.
Не все ионные обменные реакции необратимы. Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:
-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;
-газообразное вещество;
-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).
-- Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме. В этих уравнениях указывают ионы, на которые распадаются молекулы сильных электролитов. Малорастворимые вещества, выделяющиеся из раствора в виде осадка, газообразные соединения и слабые электролиты в этих уравнениях пишут в молекулярном виде. Кроме того, существует краткая ионная форма записи уравнения реакции, отображающая сущность реакции, протекающей в растворе электролита.
ионно-молекулярные уравнения помогаю понять особенности протекания реакций между электролитами
Ионное уравнение.
Некоторые вещества растворяются в воде, образуя при этом ионы. Эти вещества можно записать с помощью ионов. А малорастворимые или труднорастворимые оставляем в первоначальном виде. Это и есть ионное уравнение.
Условиями необратимости являются образование осадка или малодиссоциирующих веществ, а также выделение газа
35. Степень и константа диссоциации слабого электролита. Закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация электролита. Влияние общих ионов на диссоциацию слабых электролитов.
Степенью диссоциации (альфа) электролита называется доля его молекул, подвергщихся диссоциации.
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы.
закон разбавления Освальда: K=Cм/(1-α)
Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда.
Первое равновесие – диссоциация по первой ступени – характеризуется константой диссоциации, обозначаемой К1, а второе - диссоциация по второй ступени – константой диссоциации К2. Величины К, К1 и К2 связаны друг с другом соотношением: К= К1К2
При ступенчатой диссоциации веществ распад по последующей ступени всегда происходит в меньшей степени, чем по предыдущей. Соблюдается неравенство: К1>К2>К3 …
Это объясняется тем, что энергия, которую нужно затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы и становится больше при диссоциации по каждой следующей ступени.
Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита: добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита.
36. Самоионизация воды. Ионное произведение воды. Водородный (pH) и гидроксильный (pOH) показатели, их взаимосвязь в воде и водных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах электролитов. Понятие об индикаторах и буферных растворах.
Для жидкой воды характерна самоионизация. Молекулы ее взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц вызывает ослабление и гетеролитический разрыв связей О - Н в отдельных молекулах воды.
Ионное произведение воды – произведение концентраций [Н+] и [OH¯] – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10-14 при 22°C.
Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.
Водородный показатель рН – отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg[H+]. Аналогично: pOH = – lg[OH¯]. Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14. Величина рН характеризует реакцию среды. Если рН = 7, то [Н+] = [OH¯] – нейтральная среда.
Если рН < 7, то [Н+] > [OH¯] – кислотная среда. Если рН > 7, то [Н+] < [OH¯] – щелочная среда.
Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей.
Значение pH раствора определяют с помощью универсального индикатора.
Универсальный индикатор – это смесь нескольких индикаторов, изменяющих окраску в широком интервале значений pH.
37. Растворимость малорастворимых твердых электролитов в воде. Произведение растворимости (ПР). Влияние общих ионов на растворимость. Амфотерные гидроксиды и оксиды.
Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые – s < 10-4 моль/л, среднерастворимые – 10-4 моль/л ≤ s ≤ 10-2 моль/л и хорошо растворимые s >10-2 моль/л.
Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.
Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.
При введении в насыщ. р-р малорастворимого электролита с общим ионом растворимость понижается.
Амфотерные гидроксиды — химические вещества, которые в кислой среде ведут себя как основания, а в щелочной — как кислоты.
Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде, наиболее удобный способ их получения - осаждение из водного раствора с помощью слабого основания - гидрата аммиака:
Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = Al(OH)3↓ + 3NH4NO3 (20 °C)
Al(NO3)3 + 3(NH3 · H2O) = AlO(OH)↓ + 3NH4NO3 + H2O (80 °C)
Амфотерные оксиды — солеобразующие оксиды, проявляющие в зависимости от условий либо осно́вные, либо кислотные свойства (то есть
проявляющие амфотерность). Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II,III,IV.
38. Гидролиз солей по катиону, аниону, катиону и аниону. Ступенчатый гидролиз. Необратимый совместный гидролиз солей. Уравнения реакций.
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.
Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:
CO32− + H2O = HCO3− + OH−
Na2CO3 + Н2О = NaHCO3 + NaOH
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
Cu2+ + Н2О = CuOH+ + Н+
CuCl2 + Н2О = CuOHCl + HCl
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
Причина гидролиза солей по катиону и по аниону.
Так как соль образована слабым основанием и слабой, кислотой, то и катионы, и анионы соли разлагают воду.
Взаимодействие двух солей, усиливающих гидролиз друг друга, называется совместным гидролизом
39. Степень и константа гидролиза солей. Подавление и усиление гидролиза. Изменение водородного показателя при гидролизе. Применение гидролизующих солей при химической переработке древесины.
Степень гидролиза h – отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации растворенных молекул.
Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:
Для усиления или подавления гидролиза можно использовать химические и физические способы.
Химические способы основаны на изменении концентраций веществ, находящихся в равновесии. Если в раствор гидролизующейся соли ввести реагент, связывающий образующиеся при гидролизе ионы H+ и ОН-, то, в соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие смещается в сторону усиления гидролиза; в результате гидролиз может протекать полностью до образования его конечных продуктов. Аналогичное действие оказывает добавление в раствор воды -разбавление наиболее простой способ усиления гидролиза.
Физическим способом равновесие при гидролизе может быть смещено путём изменения температуры. Обратный гидролизу процесс - реакция нейтрализации - протекает с выделением теплоты, а гидролиз представляет собой эндотермический процесс. Поэтому повышение температуры ведет к усилению гидролиза, а понижение - к ослаблению.
1.Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону).
NH4Cl+HOH<—>NH4OH+HCl
NH4+ +Cl-+HOH<—>NH4OH+H++ Cl-
NH4+ +HOH<—>NH4OH+H+
В растворе накапливаются ионы H+, в результате чего реакция смещается в кислую сторону, рН в растворах солей подобного типа меньше7.
2. Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз по аниону).
CH3COONa+HOH<—>CH3COOH+NaOH
CH3COO-+Na++HOH<—>CH3COOH+Na++OH-
CH3COO-+HOH<—>CH3COOH+OH-
В данном случае гидролиз ведет к увеличению концентраций ионов в растворе, среда щелочная, рН>7.
3. Соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием (гидролиз по катиону и по аниону).
CH3COONH4 +HOH<—>CH3COOH+NH4OH
CH3COO- + NH4+ +HOH<—>CH3COOH+NH4OH
В результате гидролиза ацетата аммония происходит образование двух слабых электролитов, раствор оказывается близким к нейтральному, рН~7.
4. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой.
Соли подобного типа гидролизу не подвергаются. Их ионы не образуют с ионами H+ и OH-воды слабодиссоциируюших или труднорастворимых соединений, равновесие между ионами и молекулами воды не нарушается и раствор остается нейтральным, рН равен 7.
Гидролизом древесины получают этанол
40. Протолиты и протолитические равновесия. Сродство к протону. H-кислоты и основания. Влияние природы растворителя на кислотно-основные свойства веществ
вещества проявляющие кислотные и основные свойства называются протолиты
Протолитические процессы в редоксите вызываются изменением рН водного раствора.
Протолитические процессы часто способствуют образованию комплексных соединений.
Протолитические процессы и комплексообразование приводят к тому, что окислительный потенциал становится функцией рН и состава среды.
сродство к протону, т.е. энтальпия реакции присоединения протона
N=m/V*M('эквивалентов кислоты(основания))
Амфотерные протонные растворители в равновесии одновременно со всей напряжонной кислотой и своим сопряженным основанием, то такие растворители ограничивают силу кислот и оснований уровнем их сопряженных ионов.