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
Вопрос 1.Предмет и задачи химии. Основные законы химии
Химия это наука о вещвах, их строении сво-вах и превращениях.
Вещ-во- это любая совокупность атомов и молекул.
Атом- наименьшая частица элемента хим. Соед. Или это электронейтральная частица сост из полож заряж ядра и отриц заряж электронов.
Хим элемент- это вид атомов характеризующийся опр зарядом ядра.
Молекула- это наименьшая частица вещ-ва обладающая его хим св-вами или это наименьшая электронейтральнвя замкнутая совокупность атомов обр опр структуру с помощью хим связей.
Вещ-ва делятся на:
Индивидуальные(хи соединения)- обр молекулами или атомами одного вида.
Смеси- сост. Из нескольких индивидуальных вещ-в не взаим с друг другом.
Индивидуальные вещ-ва деляться на простые и сложные.
Состав соед. Обозн. С помощью хим формул которые сост из символов элементов и подстрочных индексов указывающих число атомов данного элемента состава молекулы.
Превращения вещ-в сопровождающихся изменением из состава или строению наз хим реакцией.
При хим реакциях число атомов каждого элемента сохр химические реакции записываются посредствам хим уравнений и схем.
В хим уравнениях в отличии от схем число атомов каждого электрона одинаково в левых и в правых частях, что отражает закон сохр массы.
Коэффициенты перед формулами вещ-в в хим уравнениях наз стехиометрическим показателем.
Кол-во вещ которое точно соответствует уравнению реакции наз стехиометрическими кол-вами.
Классификация хим реакций:
1)по типу взаимодействия
Реакция разложения Hg(NO3)2=Hg+ 3NO2+O2
Реакция Соединения CaCO3+CO2+H2O= Ca(HCO3)2
Реакция замещения CuSO4+Fe= FeSO4+ Cu
Р-ция обмена 2HCl+Ba(OH)2= BaCl2+2H20
2)По изменению степени окисления
3) по знаку теплового эффекта: экзотермические с выделением, эндотермические поглащение
4) По направлению протекания процесса: неборатимые и обратимые.
Основные законы химии
Закон сохранения массы (М. Ломоносов, 1748; А. Лавуазье, 1789): масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.
Периодический закон (Д. Менделеев, 1869): свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.
Существует ряд частных законов химии, которые имеют ограниченную область применимости.
Закон постоянства состава (Ж. Пруст, 1808): все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав, независимо от способа их получения.
Известны соединения переменного состава, для которых закон Пруста несправедлив, например сверхпроводники общей формулы YBa2CU3O7-x
Решающую роль в доказательстве существования атомов и молекул сыграли газовые законы.
Закон объемных отношений (Ж. Гей-Люссак, 1808): объемы газов, вступающих в реакцию, а также объемы газообразных продуктов реакции относятся друг к другу как небольшие целые числа.
Закон Авогадро: в равных объемах любых газов при постоянных температуре и давлении содержится одинаковое число молекул.
Закон Авогадро является следствием уравнения Клапейрона—Менделеева:
PV = VRT,
или
PV = (m/М) • RT,
где Р — давление газа, V— его объем, V — количество газа (в молях), R — универсальная газовая по¬стоянная, Т — абсолютная температура, m — его молярная масса.
Численное значение R зависит от размерности давления (объем газов, как правило, выражают в литрах). Если [Р] = кПа, то R = 8,314Дж /(моль • К); если [Р] = атм, то R = 0,082 л • атм/(моль • К).
Нормальные условия для газов:
Р0= 101,325 кПа = 1 атм, Т0= 273,15 К = 0 °С.
При нормальных условиях объем одного моля газа равен:
VM = RT0/P0= 22,4 л/моль.
Количество газа при нормальных условиях рас-считывают по формуле:
V = V(л)/Vm= V/22,4.
При произвольных условиях количество газа рассчитывают по уравнению Клапейрона—Менделеева
V = PV/(RT).
Плотность газов прямо пропорциональна их мо-лярной массе при заданных давлении и температуре:
р = m/V = PM/(RT) = (P/RT) • М.
Относительная плотность газов показывает, во сколько раз один газ тяжелее другого. Плотность газа В по газу А определяется следующим образом:
DA(B) = р(В)/р(А) = М(В)/М(А).
Средняя молярная масса смеси п газов равна общей массе смеси, деленной на общее число молей
Закон объемных отношений.
(Гей-Люссак, 1808 г.)
"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.
Примеры.
a) 2CO + O2 --> 2CO2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.
b) При синтезе аммиака из элементов:
n2 + 3h2 --> 2nh3
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.
2.Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Изменение свойств элементов и их соединений в зависимости от положения в ПСХЭ.
Периодический закон Менделеева
Периодический закон Менделеева, фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт Д. И. Менделеевым в 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных весов. Термин "периодический закон" Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку П. з.: "... свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса" ("Периодический закон. [Основные статьи]", 1958, с. 111). Графическим (табличным) выражением П. з. явилась разработанная Менделеевым периодическая система элементов.
Физический смысл П. з. был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает при переходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицу элементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z) соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу электронов соответствующего нейтрального атома (см. Атом). Химические свойства атомов определяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличением заряда ядра, и, следовательно, в основе П. з. лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов. Наглядная иллюстрация П. з.— кривые периодические изменения некоторых физических величин (ионизационных потенциалов, атомных радиусов, атомных объёмов) в зависимости от Z (см. Атомная физика).Какого-либо общего математического выражения П. з. не существует.
П. з. имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря П. з. многие научные поиски (например, в области изучения строения вещества — в химии, физике, геохимии, космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. П. з.— яркое проявление действия общих законов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.
Структура П. с. э. Современная (1975) П. с. э. охватывает 106 химических элементов; из них все трансурановые (Z = 93—106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно. За всю историю П. с. э. было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, спирали) и т.д. Наибольшее распространение получили три формы П. с. э.: короткая, предложенная Менделеевым (рис. 2) и получившая всеобщее признание (в современном виде она дана на илл.); длинная (рис. 3); лестничная (рис. 4). Длинную форму также разрабатывал Менделеев, а в усовершенствованном виде она была предложена в 1905 А. Вернером. Лестничная форма предложена английским учёным Т. Бейли (1882), датским учёным Ю. Томсеном (1895) и усовершенствована Н. Бором (1921). Каждая из трёх форм имеет достоинства и недостатки. Фундаментальным принципом построения П. с. э. является разделение всех химических элементов на группы и периоды. Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Элементы а- и б-подгрупп в каждой группе, как правило, обнаруживают между собой определённое химическое сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, соответствуют номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом (особый случай — первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. П. с. э. состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).
Специфика первого периода в том, что он содержит всего 2 элемента: H и He. Место H в системе неоднозначно: поскольку он проявляет свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, его помещают либо в Ia-, либо (предпочтительнее) в VIIa-подгруппу. Гелий — первый представитель VIIa-подгруппы (однако долгое время Не и все инертные газы объединяли в самостоятельную нулевую группу).
Второй период (Li — Ne) содержит 8 элементов. Он начинается щелочным металлом Li, единственная степень окисления которого равна I. Затем идёт Be — металл, степень окисления II. Металлический характер следующего элемента В выражен слабо (степень окисления III). Идущий за ним C — типичный неметалл, может быть как положительно, так и отрицательно четырёхвалентным. Последующие N, O, F и Ne — неметаллы, причём только у N высшая степень окисления V соответствует номеру группы; кислород лишь в редких случаях проявляет положительную валентность, а для F известна степень окисления VI. Завершает период инертный газ Ne.
Третий период (Na — Ar) также содержит 8 элементов, характер изменения свойств которых во многом аналогичен наблюдающемуся во втором периоде. Однако Mg, в отличие от Be, более металличен, равно как и Al по сравнению с В, хотя Al присуща амфотерность. Si, Р, S, Cl, Ar — типичные неметаллы, но все они (кроме Ar) проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы. Таким образом, в обоих периодах по мере увеличения Z наблюдается ослабление металлического и усиление неметаллического характера элементов. Менделеев называл элементы второго и третьего периодов (малых, по его терминологии) типическими. Существенно, что они принадлежат к числу наиболее распространённых в природе, а С, N и O являются наряду с H основными элементами органической материи (органогенами). Все элементы первых трёх периодов входят в подгруппы а.
По современной терминологии (см. далее), элементы этих периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные металлы), составляющим Ia- и IIa-подгруппы (выделены на цветной таблице красным цветом), и р-элементам (В — Ne, At — Ar), входящим в IIIa — VIIIa-подгруппы (их символы выделены оранжевым цветом). Для элементов малых периодов с возрастанием порядковых номеров сначала наблюдается уменьшение атомных радиусов, а затем, когда число электронов в наружной оболочке атома уже значительно возрастает, их взаимное отталкивание приводит к увеличению атомных радиусов. Очередной максимум достигается в начале следующего периода на щелочном элементе. Примерно такая же закономерность характерна для ионных радиусов.
Четвёртый период (K — Kr) содержит 18 элементов (первый большой период, по Менделееву). После щелочного металла K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует ряд из десяти так называемых переходных элементов (Sc — Zn), или d-элементов (символы даны синим цветом), которые входят в подгруппы б соответствующих групп П. с. э. Большинство переходных элементов (все они металлы) проявляет высшие степени окисления, равные номеру группы. Исключение — триада Fe — Co — Ni, где два последних элемента максимально положительно трёхвалентны, а железо в определённых условиях известно в степени окисления VI. Элементы, начиная с Ga и кончая Kr (р-элементы), принадлежат к подгруппам а, и характер изменения их свойств такой же, как и в соответствующих интервалах Z у элементов второго и третьего периодов. Установлено, что Kr способен образовывать химические соединения (главным образом с F), но степень окисления VIII для него неизвестна.
Пятый период (Rb — Xe) построен аналогично четвёртому; в нём также имеется вставка из 10 переходных элементов (Y — Cd), d-элементов. Специфические особенности периода: 1) в триаде Ru — Rh — Pd только рутений проявляет степень окисления VIII; 2) все элементы подгрупп а проявляют высшие степени окисления, равные номеру группы, включая и Xe; 3) у I отмечаются слабые металлические свойства. Таким образом, характер изменения свойств по мере увеличения Z у элементов четвёртого и пятого периодов более сложен, поскольку металлические свойства сохраняются в большом интервале порядковых номеров.
Шестой период (Cs — Rn) включает 32 элемента. В нём помимо 10 d-элементов (La, Hf — Hg) содержится совокупность из 14 f-элементов, лантаноидов, от Ce до Lu (символы чёрного цвета). Элементы от La до Lu химически весьма сходны. В короткой форме П. с. э. лантаноиды включаются в клетку La (поскольку их преобладающая степень окисления III) и записываются отдельной строкой внизу таблицы. Этот приём несколько неудобен, поскольку 14 элементов оказываются как бы вне таблицы. Подобного недостатка лишены длинная и лестничная формы П. с. э., хорошо отражающие специфику лантаноидов на фоне целостной структуры П. с. э. Особенности периода: 1) в триаде Os — Ir — Pt только осмий проявляет степень окисления VIII; 2) At имеет более выраженный (по сравнению с 1) металлический характер; 3) Rn, по-видимому (его химия мало изучена), должен быть наиболее реакционноспособным из инертных газов.
Седьмой период, начинающийся с Fr (Z = 87), также должен содержать 32 элемента, из которых пока известно 20 (до элемента с Z = 106). Fr и Ra — элементы соответственно Ia- и IIa -подгрупп (s-элементы), Ac — аналог элементов IIIб -подгруппы (d-элемент). Следующие 14 элементов, f-элементы (с Z от 90 до 103), составляют семейство актиноидов. В короткой форме П. с. э. они занимают клетку Ac и записываются отдельной строкой внизу таблицы, подобно лантаноидам, в отличие от которых характеризуются значительным разнообразием степеней окисления. В связи с этим в химическом отношении ряды лантаноидов и актиноидов обнаруживают заметные различия. Изучение химической природы элементов с Z = 104 и Z = 105 показало, что эти элементы являются аналогами гафния и тантала соответственно, то есть d-элементами, и должны размещаться в IVб- и Vб-подгруппах. Членами б-подгрупп должны быть и последующие элементы до Z = 112, а далее (Z = 113—118) появятся р-элементы (IIIa — VIlla-подгруппы).
3.Электронное строение атомов элементов. Принцип Пауля. Правило Гунда. Принцип наименьшей энергии. Электронные конфигурации атомов в основном и возбужденном состоянии.
Электронное строение атома.
В этом и в следующем параграфах рассказывается о моделях электронной оболочки атома. Важно понимать, что речь идет именно о моделях. Реальные атомы, конечно, более сложны и мы пока знаем о них далеко не все. Однако современная теоретическая модель электронного строения атома позволяет успешно объяснить и даже предсказать многие свойства химических элементов, поэтому широко используется в естественных науках.
Для начала рассмотрим более подробно "планетарную" модель, которую предложил Н. Бор
Как уже рассказывалось в этой главе, датский физик Н. Бор в 1913 году предложил модель атома, в которой электроны-частицы вращаются вокруг ядра атома примерно так же, как планеты обращаются вокруг Солнца. Бор предположил, что электроны в атоме могут устойчиво существовать только на орбитах, удаленных от ядра на строго определенные расстояния. Эти орбиты он назвал стационарными. Вне стационарных орбит электрон существовать не может. Почему это так, Бор в то время объяснить не мог. Но он показал, что такая модель позволяет объяснить многие экспериментальные факты (подробнее об этом рассказывается в параграфе 2.7).
Электронные орбиты в модели Бора обозначаются целыми числами 1, 2, 3, … n, начиная от ближайшей к ядру. В дальнейшем мы будем называть такие орбиты уровнями. Для описания электронного строения атома водорода достаточно одних только уровней. Но в более сложных атомах, как выяснилось, уровни состоят из близких по энергии подуровней. Например, 2-й уровень состоит из двух подуровней (2s и 2p). Третий уровень состоит из 3-х подуровней (3s, 3p и 3d), как показано на рис. 2-6. Четвертый уровень (он не поместился на рисунке) состоит из подуровней 4s, 4p, 4d, 4f. В параграфе 2.7 мы расскажем, откуда взялись именно такие названия подуровней и о физических опытах, которые позволили "увидеть" электронные уровни и подуровни в атомах.
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.
Стационарное квантовое состояние в электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным n (n=1, 2, 3, 4), орбитальным l (l=1, 2 , ..., n-1), магнитным m (m=-l, ..., -1, 0, 1, ..., +l), спиновым s (s= +-1/2).
Принцип Паули в применении к атому гласит: в атоме каждый электрон обладает своим набором квантовых чисел, отличным от любого другого электрона.
Правило Хунда определяет порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: модуль суммарного значения спинового квантового 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.
5. Виды химической связи: ионная, полярная и неполярная ковалентные связи, водородная, металлическая.
Ионная связь
Обр. между атомапми разных элементов в основном металл и н/м, если разность в значениях электроотрицательности ≥2.
Ионная связь представляет собой электростатическую связь между разноимённо заряженными ионами.
Ионная кристалич.решётка в узлах ионы чередующиеся: положительный заряд,отриц.заряд.
Вещ-ва с этой решёткой хорошо растворимы в воде.проводят тепло,электр.ток, имеют не очень высокие температ.кипения и плавления.
Связь в решётке не прочная, кристаллы поддаются мех.воздействию.
Вещ-ва с ионным типом связи-это твердые вещ-ва.
Металлическая хим. Связь
Обр.между атомами Ме , где разность будет стремится к 0. Большинство Ме в твердом состоянии обладают метал.кристал.решёткой.
В узлах атомы и ионы, вокруг которых свободно перемещаются электроны. Большое кол-во свободных отрбиталей. Все вещ-ва с метал.кристал.решёткой имеют св-ва:
Электро и тепло проводностью,пластичность, металю блеск, высокая темпер. Кипения и плавленияю
Водородная связь.
Обр. между молекулами засчёт межмолекулярн. Воздействия атома водорода и атомов с высокой электроотриц. Возникает в соединениях имеющих гидроксо группу, аминогруппу, между спиртами, карбоновыми кислотами. Обозн многоточием. При уменьшении длины водородной связи и стремл. К нулю. При увеличении до её разрыва в-во переходит из жидкого в газообразное состояние.
10.Генетическая связь
Генетическая связь между классами неорганических соединений.
Давайте представим известные нам классы соединений в виде единой схемы:
Деление веществ на классы достаточно условно. Например, мы знаем, что кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные, но их обычно не выделяют в отдельные классы соединений. Точно также не являются отдельными классами сильные и слабые кислоты. Это же справедливо и для оснований.
Между классами существует важная связь, которую называют генетической ("генезиз" по-гречески обозначает "происхождение"). Эта связь заключается в том, что из веществ одного класса можно получить вещества других классов.
Существует два основных пути генетических связей между веществами: один из них начинается металлами, другой – неметаллами.
Например, сульфат кальция CaSO4 можно получить либо из металла кальция, либо другим путем – из неметалла серы:
С другой стороны, из соли можно опять прийти к металлу и неметаллу:
Одновременно существуют и другие пути взаимопревращений соединений разных классов. Таким образом, генетические связи между разными классами соединений очень многообразны.
11. Классификация, строение, номенклатура, получение и свойства комплексных соединений.
Комплексные соединения (лат. complexus — сочетание, обхват) или координационные соединения (лат. co — «вместе» и ordinatio — «упорядочение») — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Теория комплексных соединений (координационная теория) была предложена в 1893 г. А. Вернером.
Комплексные соединения, имеющие внешнюю сферу, в водном растворе полностью диссоцируют на комплексный малодиссоцирующий катион ([Ag(NH3)2]+) или анион ([Fe(CN)6]3−). Комплексные соединения без внешней сферы в воде нерастворимы (например, карбонилы металлов).
Комплексные соединения разнообразны и многочисленны.
Классификация
Существует несколько классификаций комплексных соединений в основу которых положены различные принципы.
По заряду комплекса
1) Катионные комплексы образованы в результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3 и др.).
[(Zn(NH3)4)]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II)
[Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II)
2) Анионные комплексы: в роли комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы.
K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия
Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития
K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия
3) Нейтральные комплексы образуются при координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул.
[Ni(CO)4] — тетракарбонилникель
[Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II)
По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере
Структура комплексного иона, образованного катионом металла и анионом ЭДТА
1) Монодентатные лиганды. Такие лиганды бывают нейтральными (молекулы Н2О, NH3, CO, NO и др.) и заряженными (ионы CN−, F−, Cl−, OH−, SCN−, и др.).
2) Бидентатные лиганды. Примерами служат лиганды: ион аминоуксусной кислоты H2N — CH2 — COO−, оксалатный ион −O — CO — CO — O−, карбонат-ион СО32−, сульфат-ион SO42−, тиосульфат-ион S2O32−.
3) Полидентатные лиганды. Например, комплексоны — органические лиганды, содержащие в своём составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА). Циклические комплексы, образуемые некоторыми полидентатными лигандами, относят к хелатным (гемоглобин и др.).
По природе лиганда
1) Аммиакаты — комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например: [Cu(NH3)4]SO4, [Co(NH3)6]Cl3, [Pt(NH3)6]Cl4 и др.
2) Аквакомплексы — в которых лигандом выступает вода: [Co(H2O)6]Cl2, [Al(H2O)6]Cl3 и др.
3) Карбонилы — комплексные соединения, в которых лигандами являются молекулы оксида углерода(II): [Fe(CO)5], [Ni(CO)4].
4) Ацидокомплексы — комплексы, в которых лигандами являются кислотные остатки. К ним относятся комплексные соли: K2[PtCl4], комплексные кислоты: H2[CoCl4], H2[SiF6].
5) Гидроксокомплексы — комплексные соединения, в которых в качестве лигандов выступают гидроксид-ионы: Na2[Zn(OH)4], Na2[Sn(OH)6] и др.
Номенклатура
1) В названии комплексного соединения первым указывают отрицательно заряженную часть — анион, затем положительную часть — катион.
2) Название комплексной части начинают с указания состава внутренней сферы. Во внутренней сфере прежде всего называют лиганды — анионы, прибавляя к их латинскому названию окончание «о». Например: Cl− — хлоро, CN− — циано, SCN− — тиоцианато, NO3− — нитрато, SO32− — сульфито, OH− — гидроксо и т. д. При этом пользуются терминами: для координированного аммиака — аммин, для воды — аква, для оксида углерода(II) — карбонил.
3) Число монодентатных лигандов указывают греческими числительными: 1 — моно (часто не приводится), 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Для полидентатных лигандов (например, этилендиамин, оксалат) используют бис-, трис-, тетракис- и т. д.
4) Затем называют комплексообразователь, используя корень его латинского названия и окончание -ат, после чего римскими цифрами указывают (в скобках) степень окисления комплексообразователя.
5) После обозначения состава внутренней сферы называют внешнюю сферу.
6) В названии нейтральных комплексных частиц комплексообразователь указывается в именительном падеже, а степень его не указывается, так как она однозначно определяется, исходя из электронейтральности комплекса.
Примеры:
K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(III) калия
(NH4)2[PtCl4(OH)2] — дигидроксотетрахлороплатинат(IV) аммония
[Сr(H2O)3F3] — трифторотриаквахром
[Сo(NH3)3Cl(NO2)2] — динитритохлоротриамминкобальт
[Pt(NH3)4Cl2]Cl2 — хлорид дихлоротетраамминплатины(IV)
[Li(H2O)4]NO3 — нитрат тетрааквалития
12. Понятие о дисперсных системах. Виды дисперсных систем: грубодисперсные(суспензии и эмульсии), коллоидные и истинные растворы.
Дисперсные системы - гетерогенные системы из двух или большего числа фаз с сильно развитой поверхностью раздела между ними. Обычно одна из фаз образует непрерывную дисперсионную среду, в объеме которой распределена дисперсная фаза (или несколько дисперсных фаз) в виде мелких кристаллов, твердых аморфных частиц, капель или пузырьков. Дисперсные системы могут иметь и более сложное строение, напр., представлять собой двухфазное образование, каждая из фаз которого, будучи непрерывной, проникает в объем др. фазы. К таким системам относятся твердые тела, пронизанные разветвленной системой каналов-пор, заполненных газом или жидкостью, некоторые микрогетерогенные полимерные композиции и др. Нередки случаи, когда дисперсионная среда "вырождается" до тончайших слоев (пленок), разделяющих частицы дисперсной фазы.
Системы в которых частицы вещ-ва размером более 10^ -10м. равномерно распределены в среде др.вещ-ва, наз. Дисперсными. Эти системы гетерогенны, их св-ва отличаются от св-в истинных растворов.
Дисперсные системы являются предметом изучения коллоидной химии.
Гетерогенные системы в которых одно в-во в виде очень легких частиц равномерно в объёме другого вещ-ва.
Дисперсная система сост из: дисперсной фазы(вещ-во которое присутствует в большом кол-ве или большом объёме) и дисперсной среды(вещ-во которое присутствует в маленьком кол-ве и распределено равномерно в объёме среды.
Классифицируют: грубодисперсные (размеры частиц более одного н/м) они могут отстаиваться.
-тонко и высокодисперсные системы- системы в которых частицы не видны не вооруженным взгядом . частицы не расслаиваються.
-истинные ра-ры – это р-ры прозрачные безвидимых включений.
Виды растворов. Гидратная теория растворов Д.И.Менделеева.
Растворами называются гомогенные системы, содержащие не менее двух веществ. Могут существовать растворы твердых, жидких и газообразных веществ в жидких растворителях, а также однородные смеси (растворы) твердых, жидких и газообразных веществ. Как правило, вещество, взятое в избытке и в том же агрегатном состоянии, что и сам раствор, принято считать растворителем, а компонент, взятый в недостатке - растворенным веществом.
В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы.
Газообразными растворами являются воздух и другие смеси газов.
К жидким растворам относят гомогенные смеси газов, жидкостей и твердых тел с жидкостями.
Твердыми растворами являются многие сплавы, например, металлов друг с другом, стёкла. Наибольшее значение имеют жидкие смеси, в которых растворителем является жидкость. Наиболее распространенным растворителем из неорганических веществ, конечно же, является вода. Из органических веществ в качестве растворителей используют метанол, этанол, диэтиловый эфир, ацетон, бензол, четыреххлористый углерод и др.
В процессе растворения частицы (ионы или молекулы) растворяемого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходят в раствор, образуя в результате беспорядочного движения частиц качественно новую однородную систему. Способность к образованию растворов выражена у разных веществ в различной степени. Одни вещества способны смешиваться друг с другом в любых количествах (вода и спирт), другие - в ограниченных (хлорид натрия и вода).
Сущность процесса образования раствора можно показать на примере растворения твердого вещества в жидкости. С точки зрения молекулярно-кинетической теории растворение протекает следующим образом: при внесении в растворитель какого-либо твердого вещества, например, поваренной соли, частицы ионов Na+ и Cl-, находящиеся на поверхности, в результате колебательного движения, увеличивающегося при соударении с частицами растворителя, могут отрываться и переходить в растворитель. Этот процесс распространяется на следующие слои частиц, которые обнажаются в кристалле после удаления поверхностного слоя. Так постепенно частицы, образующие кристалл (ионы или молекулы), переходят в раствор. На рис дана наглядная схема разрушения ионной кристаллической решетки NaСl при растворении в воде, состоящей из полярных молекул.
Частицы, перешедшие в раствор, вследствие диффузии распределяются по всему объему растворителя. С другой стороны, по мере увеличения концентрации частицы (ионы, молекулы), находящиеся в непрерывном движении, при столкновении с твердой поверхностью еще не растворившегося вещества могут задерживаться на ней, т.е. растворение всегда сопровождается обратным явлением - кристаллизацией. Может наступить такой момент, когда одновременно выделяется из раствора столько же частиц (ионов, молекул), сколько их переходит в раствор - наступает равновесие.
По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор или удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. По относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные.
Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, - ненасыщенным.
Насыщенный раствор содержит максимально возможное (для данных условий) количество растворенного вещества. Следовательно, насыщенным раствором является такой раствор, который находится в равновесии с избытком растворенного вещества. Концентрация насыщенного раствора (растворимость) для данного вещества при строго определенных условиях (температура, растворитель) - величина постоянная.
Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, называется пересыщенным. Пересыщенные растворы представляют собой неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблюдается самопроизвольный переход в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.
Насыщенный и ненасыщенный растворы нельзя путать с разбавленным и концентрированным. Разбавленные растворы - растворы с небольшим содержанием растворенного вещества; концентрированные растворы - растворы с большим содержанием растворенного вещества. Необходимо подчеркнуть, что понятие разбавленный и концентрированный растворы являются относительными, выражающими только соотношение количеств растворенного вещества и растворителя в растворе.
Сравнивая растворимость различных веществ, мы видим, что насыщенные растворы малорастворимых веществ являются разбавленными, а хорошо растворимых веществ - хотя и ненасыщенные, но довольно концентрированными.
В зависимости от того, электронейтральными или заряженными частицами являются компоненты раствора, их подразделяют на молекулярные (растворы неэлектролитов) и ионные (растворы электролитов). Одна из характерных особенностей растворов электролитов заключается в том, что они проводят электрический ток.
14. Способы выражения концентрации растворов. Массовая доля, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента.
Массовая доля растворённого вещества w(B) - это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m :
w(B)= m(B) / m
Массовую долю растворённого вещества w(B) обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворённого вещества – CaCl2 в воде равна 0,06 или 6%. Это означает,что в растворе хлорида кальция массой 100 г содержится хлорид кальция массой 6 г и вода массой 94 г.
Пример
Сколько грамм сульфата натрия и воды нужно для приготовления 300 г 5% раствора?
Решение
m(Na2SO4) = w(Na2SO4) / 100 = (5 · 300) / 100 = 15 г
где w(Na2SO4)) – массовая доля в %,
m - масса раствора в г
m(H2O) = 300 г - 15 г = 285 г.
Таким образом, для приготовления 300 г 5% раствора сульфата натрия надо взять 15 г Na2SO4) и 285 г воды.
Молярная концентрация C(B) показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
C(B) = n(B) / V = m(B) / (M(B) · V),
где М(B) - молярная масса растворенного вещества г/моль.
Молярная концентрация измеряется в моль/л и обозначается "M". Например, 2 M NaOH - двухмолярный раствор гидроксида натрия. Один литр такого раствора содержит 2 моль вещества или 80 г (M(NaOH) = 40 г/моль).
Пример
Какую массу хромата калия K2CrO4 нужно взять для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора?
Решение
M(K2CrO4) = C(K2CrO4) · V · M(K2CrO4) = 0,1 моль/л · 1,2 л · 194 г/моль » 23,3 г.
Таким образом, для приготовления 1,2 л 0,1 М раствора нужно взять 23,3 г K2CrO4 и растворить в воде, а объём довести до 1,2 литра.
Концентрацию раствора можно выразить количеством молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Такое выражение концентрации называют моляльностью раствора.
16,17. Теория электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей.
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.
Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)
Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).
К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.
Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации. Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.
Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.
Как же происходит процесс растворения?. Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.
При расплавлении , когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус .Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.
Схема электролитической диссоциации.
Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности
Уравнение диссоциации можно записать следующим образом:NaCl Na+ + Cl-
Электролитическую диссоциацию вызывает не только вода, но и неводные полярные растворители, такие как Жидкий аммиак и жидкий диоксид серы. Однако именно для воды характерно свойство ослаблять электростатическое притяжение между ионами в решётке выражено особенно ярко.
Свободные ионы, оказавшиеся в водном растворе окружаются полярными молекулами воды: вокруг ионов образуется гидратная оболочка, т.е. протекает процесс гидратации.
Сила электролитов.
Силу электролитов можно охарактеризовать с помощью степени диссоциации.
Степень диссоциации электролита-это частное от деления числа продиссоциированных молекул к общему числу молекул электролита, введённого в раствор. α=Nдисс/N
Степень диссоциации потенциальных электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1( значение α=0 относится к неэлектролитам).
Степень диссоциации возрастает при увеличении разбавления раствора, а также при повышении температуры ( повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы.)
Сила электролитов в водном растворе определяется их степенью диссоциации при постоянной концентрации и температуре. К сильным электролитам относятся относятся вещества степень диссоциации которых близка к 1. К ним относятся хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты.
Диссоциация солей, кислот и оснований
Ионы, образующиеся при диссоциации разных электролитов, различны. Диссоциация кислот идет с образованием катиона водорода и анионов кислотного остатка:
НСl<=> Н+ + Сl-.
H2S04 <=>2H+ + SOI-
Кислотные остатки могут быть различными, а ион водорода образуется при диссоциации всех кислот. Следовательно, кислотами называются соединения, дающие в растворе ионы водорода и кислотного остатка. Все общие свойства кислот объясняются образованием в растворе любой кислоты гидратированных ионов водорода,
Для многоосновных кислот характерна ступенчатая диссоциация:
H2S04 <=>H+ + HSO4-
HS04 <=>H+ + HSO42-
При диссоциации оснований образуются катионы металла и общие для всех оснований анионы гидраксила ОН-:
K0H<=>K+ + OH-
Са(ОН)2 <=>Са2 + 2OH-.
Таким образом, основания можно определить как соединения, дающие в водном растворе ионы гидроксила. Следовательно, носителем всех общих свойств оснований является ион гидроксила.
Основания многовалентных металлов подвергаются ступенчатой диссоциации. Например:
Fe(OH)2 <=>(FeOH)+ + OH-
(FeOH)+ <=>Fe2+ OH-
Существуют гидроксиды, обладающие а м ф о т е р-н ы м и свойствами, т. е. способные проявлять свойства кислоты и основания. Объясняется это тем, что диссоциация таких молекул может происходить как по типу кислоты, так и по типу основания.
Н+ + МеO- <=> МеОН <=> Ме+ + OH-
где МеОН — условное обозначение амфотерного электролита. Между всеми продуктами диссоциации устанавливается сложное равновесие.
Соли при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка:
NaN03 <=> Na+ + N03-
К3Р04 <=>3K+ + PO43-
СаСl2 т<=> Са2+ + 2Сl-
Ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет, поэтому соли не обладают общими свойствами.
При растворении кислых солей в растворе образуются катионы металла и сложные ионы кислотного остатка, которые в свою очередь подвергаются диссоциации с образованием ионов Н+:
NaHS03 <=>Na+ + HSO3-
HS03"<=>H+ + SO32-
При диссоциации основных солей образуются анионы кислоты и сложные катионы, состоящие из металла и гидроксильной группы. Эти сложные ионы также подвергаются диссоциации:
ZnOHCl<=>(ZnOH)++Сl-.
(ZnOH)+<=>Zn2+ + OH-
19. Вода как слабый электролит. Понятие о рН растворов. Индикаторы.
рН - это логарифм концентрации ионов водорода в растворе, взятый с обратным знаком.
Считается как Кдиссоциации воды = [H+]*[OH-], т.к Кдисс чистой воды = 10(-14) степени, то [H+] = 10(-7) => pH = 7
Кислота добавляет свободные ионы Н+ в раствор (понижает рН), щелочь - наоборот, убирает Н+ из раствора (повышает рН)
20. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на степень гидролиза.
Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды. Примером гидролиза может служить взаимодействие хлорида фосфора с водой. В результате этой реакции образуются фосфористая кислота и соляная кислота:
Гидролизу подвержены соединения различных классов. В настоящем параграфе рассматривается один из важнейших его случаев — гидролиз солей.
Мы уже говорили, что в случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли.
В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу
а обратная реакция — диссоциация молекулы воды на ионы — протекает в ничтожно малой степени.
Рассмотрим гидролиз соли, образованной одноосновной кислотой и одновалентным металлом. В качестве примера возьмем ацетат натрия — соль слабой кислоты и сильного основания. Уравнение гидролиза этой соли имеет вид
или в ионно-молекулярной форме:
Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается образованием ионов . Но поскольку ионное произведение воды — величина постоянная, то при накоплении ионов концентрация ионов водорода уменьшается. Следовательно, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию.
Аналогично в случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов , например
или
Накопление ионов приводит к уменьшению концентрации ионов . Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.
В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не все количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими ее кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, — степень гидролиза — зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.
Факторы, влияющие на степень гидролиза.
Поскольку гидролиз обратимая реакция, то на состояние равновесия гидролиза влияют температура, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Если в реакции не участвуют газообразные вещества, практически не влияет давление. Исключается из рассмотрения вода, так как ее концентрация в водных растворах практически постоянна (~55 моль/л). Так для наших примеров 1 и 2 выражения констант равновесия (констант гидролиза) имеют вид:
и
Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.
Концентрация продуктов гидролиза. В соответствии с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.
Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается. Понять это помогает константа равновесия. Да, при добавлении соли, то есть фосфат-ионов (пример 2), равновесие будет смещаться вправо, концентрация гидрофосфат и гидроксид-ионов будет возрастать. Но из рассмотрения константы равновесия этой реакции ясно, что для того, чтобы увеличить концентрацию гидроксид-ионов вдвое, нам надо концентрацию фосфат-ионов увеличить в 4 раза! Ведь значение константы должно быть неизменным. А это значит, что степень гидролиза, под которой можно понимать отношение [OH–] / [PO43–], уменьшится вдвое.
Разбавление. Этот фактор означает одновременное уменьшение концентрации всех частиц в растворе (не считая воды). В соответствии с принципом Ле Шателье, такое воздействие приводит к смещению равновесия в сторону реакции, идущей с увеличением числа частиц. Реакция гидролиза протекает (без учета воды!) с увеличением числа частиц. Следовательно при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает. К этому же выводу придем из рассмотрения константы гидролиза.
Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди (пример 1) раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.
21. Типы гидролиза.
Какие типы гидролиза возможны? Поскольку соль состоит из катиона и аниона, то возможно три типа гидролиза:
гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
совместный гидролиз (в реакцию с водой вступает и катион, и анион);
Гидролиз по катиону приводит к образованию гидроксокатионов и ионов водорода (среда раствора кислая).
Отмечаем, что только иногда, при n=1, вместо гидроксокатионов получаем молекулы слабого основания.
А может ли гидроксокатион вступить в реакцию со следующей молекулой воды? Сообщаем, что это будет вторая ступень гидролиза, и что каждая следующая ступень протекает в тысячи раз слабее, чем предыдущая, что даже первая ступень протекает обычно на доли процента. Поэтому, как правило, рассматривается только первая ступень гидролиза.
Гидролиз по аниону разбираем аналогично, записываем уравнение:
Ann– + H-OH « HAn(n-1)– + OH–
Гидролиз по аниону приводит к образованию гидроанионов и гидроксид-ионов (среда раствора щелочная).
Совместный гидролиз. Из самого названия следует, что в этом случае в растворе протекают две выше рассмотренные реакции. Предлагаем школьникам проанализировать их и сделать вывод о реакции среды. Опровергаем (можно экспериментом) представление о том, что среда будет нейтральной. Одинаковое число ионов водорода и гидроксид-ионов только на бумаге. На самом деле здесь протекают две независимые обратимые реакции, и каких ионов в растворе окажется больше, зависит от степени протекания каждой реакции. А это, в свою очередь, зависит от того, что слабее, кислота или основание. Если слабее основание, то в большей степени будет протекать гидролиз по катиону и среда раствора будет кислой. Если слабее основание – наоборот. Как исключение, возможен случай, когда среда будет почти нейтральной, но это только исключение.
Одновременно обращаем внимание учащихся на то, что связывание гидроксид-ионов и ионов водорода в воду приводит к уменьшению их концентрации в растворе. Предлагаем вспомнить принцип Ле Шателье и подумать, как это повлияет на равновесие. Подводим их к выводу, что при совместном гидролизе степень его протекания будет значительно выше, и, в отдельных случаях, это может привести к полному гидролизу.
Полный гидролиз. Для полного протекания гидролиза нужно, чтобы соль была образована очень слабой кислотой и очень слабым основанием. Кроме того, желательно, чтобы один из продуктов гидролиза, уходил из сферы реакции в виде газа. (Малорастворимые вещества, остающиеся в контакте с раствором, вообще говоря, не уходят из сферы реакции, поскольку все равно, сколько то растворимы.) Поэтому полному гидролизу подвергаются обычно соли газообразных или неустойчивых кислот: сероводородной, угольной, отчасти сернистой. К ним примыкают вещества, которые в обычном понимании уже не являются солями: нитриды, фосфиды, карбиды, ацетилениды, бориды. Полностью гидролизуются также алкоголяты.
Если вернуться к обычным солям, то полностью гидролизующиеся соли (карбонаты, сульфиды алюминия, хрома(III), железа(III)) нельзя получить реакциями обмена в водных растворах. Вместо ожидаемых продуктов в результате реакции мы получим продукты гидролиза. Гидролиз осложняет протекание многих других реакций обмена. Так, при взаимодействии карбоната натрия с сульфатом меди в осадок обычно выпадает основной карбонат меди (CuOH)2CO3.
В таблице растворимости для полностью гидролизующихся солей стоит прочерк. Однако прочерк может стоять по другим причинам: вещество не изучено, разлагается в ходе окислительно-восстановительной реакции, и т.п. Некоторые прочерки в таблице растворимости вызывают удивление. Так. сульфид бария хорошо известен и растворим (как и сульфиды других щелочноземельных металлов). Гидролиз этих солей протекает только по аниону.
22. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от природы реагирующих веществ, концентрации( основной закон химической кинетики), температура(правило Вант-Гоффа), катализатора.
Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятием химической кинетики.
Гомогенной называется реакция, протекающая в однородной среде (в одной фазе). Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной. Отношение количества вещества к единице объема называется концентрацией с, моль/л.
Различают среднюю и мгновенную скорости реакции. Средняя скорость реакции равна:
где с2и с1 – концентрации исходного вещества в момент времени t2 и t1.
Знак минус означает, что концентрация исходного вещества уменьшается. В ходе реакции изменяются концентрации реагирующих веществ и соответственно скорость реакции. Скорость реакции в данный момент времени или, мгновенная (истинная) скорость реакции, равна:
Скорость реакции принимается всегда положительной, поэтому производная исходных концентраций берется со знаком минус, а продуктов реакции – со знаком плюс.
Скорость реакции имеет единицу измерения [моль м-3 с-1], [моль л-1с-1].
Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Некоторые реакции протекают со взрывом, другие могут идти годами. На скорость реакции влияют такие факторы как концентрация веществ, температура, катализаторы.
Зависимость скорости реакции от концентрации веществ
Чтобы произошла реакция, необходимо столкновение реагирующих частиц. Число столкновений растет с увеличением числа реагирующих частиц в единице объема, т.е. с увеличением концентрации веществ. Это утверждение нашло отражение в законе действующих масс, который установили в 1867 г. норвежские химики К.Гульдберг и П. Вааге:
при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Для реакции
bB + dD = lL + mM
выражение кинетического уравнения скорости имеет вид
где k – константа скорости реакции, не зависит от концентрации веществ, но зависит от их природы и температуры; b и d –порядки реакции, установленные опытным путем (для простых реакций совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении), сА и сВ – концентрации реагентов.
Закон действующих масс справедлив лишь для наиболее простых по своему механизму реакций, протекающих в газах или растворах. Часто уравнение реакции не отражает ее механизма. Сложные реакции можно представить как совокупность простых процессов, протекающих последовательно или параллельно. Закон действующих масс справедлив для каждой отдельной стадии реакции, но не для всего взаимодействия в целом. Та стадия процесса, скорость которой минимальна, лимитирует (определяет) скорость реакции, в общем. Поэтому закон действующих масс для лимитирующей стадии процесса приложим и ко всей реакции в целом.
Зависимость скорости реакции от температуры
Правило Вант – Гоффа. Повышение температуры ускоряет большинство химических реакций. Согласно эмпирическому правилу Вант- Гоффа при повышении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2 – 4 раза
где v2 и v1 - скорости реакции при температурах Т2 и Т1, γ - коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической. Для многих реакций γ лежит в пределах 2 – 4.
При концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л скорость реакции численно равна константе скорости k. Правило Вант – Гоффа запишется так:
Уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса.
Эти два уравнения можно использовать лишь для ориентировочных расчетов, так как точность их не очень высока.
Зависимость скорости реакции от катализатора
Катализаторы – вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции и не входящие в состав конечных продуктов реакции, но увеличивающие скорость реакции. Катализаторы могут участвовать в образовании промежуточных продуктов реакции, но к концу реакции они полностью регенерируются.
Явление изменение скорости под действием катализатора называется катализом, а реакции - каталитическими.
Теория каталитических реакций основана на следующих положениях:
а) катализ применим для реакций, в которых для данных условий энергия Гиббса отрицательна (G < 0);
б) в присутствии катализатора изменяется механизм реакции, она протекает через новые стадии с невысокой энергией активации;
в) при катализе не изменяется тепловой эффект реакции;
г) для обратимых реакций катализатор не влияет на равновесие, не меняет константы равновесия и равновесных концентраций;
д) катализатор действует селективно (избирательно).
В настоящее время общепризнано, что катализаторы уменьшают полную энергию активации процесса, т.к. каталитический процесс идет по другому пути, через другое переходное состояние, с образованием других промежуточных частиц. Активированный комплекс с участием катализаторов, имеет меньшую энергию, чем комплекс без катализаторов, поэтому энергия активации каталитической реакции ниже, чем энергия некаталитической реакции, т.е. Еа > Еак.
23. Обратимость химической реакции. Химическое равновесие. Способы смещения химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.
Большинство химических реакций являются обритимыми. Эта значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).
Taк как со временем концентрации веществ уменьшается, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.
Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обдотной реакций станут равными V-> = <-V.
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной рекции, называют химическим равновесием.
При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями. На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом же деле в прямой, и обратный процесс продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным или динамическим.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.
Химические реакции заключаются во взаимодействии реагентов с образованием продуктов реакциию. Не следует, однако, полагать, что направление химической реакции только одно. В действительности, химические реакции протекают и в прямом, и в обратном направлениях:
Реагенты- Продукты
Все химические реакции, в принципе, обратимы.
Это означает, что в реакционной смеси протекает как взаимодействие реагентов, так и взаимодействие продуктов. В этом смысле различие между реагентами и продуктами условное. Направление протекания химической реакции определяется условиями ее проведения (температурой, давлением,концентрацией веществ).
Многие реакции имеют одно преимущественное направление и для проведения таких реакций в противоположном направлении требуются экстремальные условия. В подобных реакциях происходит почти полное превращение реагентов в продукты.
Пример. Железо и сера при умеренном нагревании реагируют между собой с образованием сульфида железа (II), FeS при таких условиях устойчив и практически не разлагается на железо и серу: Fe + S= FeS
Пример. Реакция синтеза аммиака является обратимой: N2 + 3H2 =2NH3
При 200 атм и 400 0С достигается максимальное и равное 36% (по объему) содержание NH3 в реакционной смеси. При дальнейшем повышении температуры вследствие усиленного протекания обратной реакции объемная доля аммиака в смеси уменьшается.
Прямая и обратная реакции протекают одновременно в противоположных направлениях.Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.
В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными.
ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ.СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.
Положение химического равновесия зависит от следующих парамктров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:Если на систему,находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.
1. Влияние температуры. В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. N2 + 3H2 2NH3 + Q
Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая. Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам:При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.
2. Влияние давления. Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переоходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам:
При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом;
при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом
Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH3, о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 0С:
3. Влияние концентрации. Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
при повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
24.ОВР. Окислители. Восстановители. Вещества с двойственной природой.
25. Составление уравнений ОВР. Расстановка коэффициентов методом электронного баланса и электронно-ионным методом.
26. Общая характеристика галогенов: физические и химические свойства простых веществ, водородных кислот и их солей.
27. Качественные реакции на хлорид, бромид, иодид-ионы. Биологическое значение галогенов, применение хлора, брома. йода и их соединений в медицине и народном хозяйстве.
28. Общая характеристика подгруппы кислорода: аллотропия, соединения кислорода и водорода.
29. Сера: физические и химические свойства серы и её соединений в свете теории строения атома.
30. Кислородсодержащие соединения серы. Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты, сернистая кислота, тиосернистая кислота, тиосульфаты.
31. Общая характеристика подгруппы азота: физические и химические свойства азота и фосфора, строение их атомов, возможные степени окисления.
АЗОТ
32. Физические и химические свойства аммиака, азотистой, азотной кислоты и их солей.
34. Характеристика элементов подгруппы углерода по положению
35. Строение и свойства оксидов углерода, угольной кислоты и её солей. Биологическое значение углерода. Применение в медицине и народном хозяйстве.
37. Алюминий, его свойства и соединения. Применение алюминия в медицине и народном хозяйстве.
38. Общая характеристика металлов, физические и химические свойства, металлическая связь.