ХИМИЯ UVIK PLAGA КОЛЛОКВИУМ №1 UVIK PLAGA ВОПРОСЫ 1. Основные положения атомно – молекулярного учения. Относительная атомная масса, относительная молекулярная масса. Моль, число Авогадро. Молярная масса 2. Простые и сложные вещества. Изотопы. Структурные формулы веществ. Аллотропия 3. Химические реакции. Типы химических реакций. Валентность и степень окисления 4. Основные стехиометрические законы: сохранение массы, постоянства состава, кратных отношений 5. Закон эквивалентов, эквивалент. Эквиваленты простых и сложных веществ 6. Основные газовые законы: Гей – Люссака, Авогадро и следствие из него 7. Строение атома. Модель Томсона. Опыта Резерфорда по рассеянию α – частиц. Модель атома по Резерфорду и ее недостатки 8. Радиоактивность α, β, Ƴ излучения 9. Постулаты Бора. Уравнение Планка, уравнение де Бройля, уравнение Шредингера 10. Квантовые числа. Принцип Паули 11. Правило Гунда. Правило Клечковского =========================== ВОПРОС 1 =========================== Основные положения атомно – молекулярного учения: 1. Все вещества состоят из молекул 2. Молекулы состоят из атомов. Атомы каждого элемента имеют один общий план строения 3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении 4. При взаимодействии атомов образуются молекулы: 5. При физических явлениях молекулы сохраняются, а при химических разрушаются. В то же время, атомы сохраняются как при физических, так и при химических явлениях 6. Химические реакции заключаются в образовании новых веществ из тех же самых атомов, из которых состоят первоначальные вещества ==================================================================================== Атом – наименьшая неделимая частица химического элемента являющаяся носителем его свойств Молекула – наименьшая частица вещества, являющаяся носителем ее свойств. Состоит из нескольких атомов ==================================================================================== Относительная атомная масса – число, показывающее во сколько раз масса данного атома больше 1\12 массы атома углерода 𝑨𝒓 = 𝒎 атома 𝟏 𝒎(𝑪) 𝟏𝟐 Относительная молекулярная масса – число, показывающее во сколько раз масса атома больше 1/12 атома углерода 𝑨𝒓 = 𝒎 молекулы 𝟏 𝒎(𝑪) 𝟏𝟐 ==================================================================================== Моль – количество вещества, которое содержит столько же структурных единиц, сколько содержится в 12 граммах углерода. Один моль содержит 6,02 * 10-23 молекул или атомов. Это число называется числом Авогадро Молярная масса – масса одного моля вещества, обозначается M и выражается в кг/моль или г/моль 𝑴= 𝒎 , 𝒏 𝒏= 𝒎 𝑴 =========================== ВОПРОС 2 =========================== 1. Простые вещества – химические вещества, состоящие из атомов одного химического элемента. Такие вещества называют гомоядерными Например: H2, O2, N2, Cl2 и так далее 2. Сложные вещества – химические вещества, состоящие из атомов разных химических элементов. Такие вещества называют гетероядерными Например: H2O, KOH, H2SO4, Na2NO3 и так далее ==================================================================================== Аллотропия – существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам — так называемых аллотропных модификаций Например, углерод существует в виде графита, алмаза. Фосфор существует в виде красного и белого фосфора Изотопы – разновидность атомов химического элемента, которые имеют одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, т.е. это разновидности атомов элемента имеющих одинаковые порядковый номер, но разные массы ==================================================================================== Структурная формула – химическая формула, графически описывающая расположение и порядок связей атомов в соединении. Связи в структурных формулах обозначаются валентными черточками =========================== ВОПРОС 3 =========================== Химическая реакция – превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества, при котором ядра атомов не меняются и образуются новые химические вещества. Делятся на несколько типов: 1. Валентность — численная характеристика способности атомов элемента соединяться с определённым числом атомов других элементов. Пример: H2O, NH3 — валентность кислорода в молекуле воды равна двум, а азота в аммиаке — трём 2. Степень окисления — условный заряд атома в соединении, если считать, что связь в нём ионная. Степень окисления равна числу электронов, смещённых от атома или к атому. Если электроны смещаются от атома, то его степень окисления положительная. Положительную степень окисления в соединениях имеет атом менее электроотрицательного элемента. Если смещение электронов происходит к атому, то его степень окисления отрицательная В простых веществах сдвига электронов нет, и степень окисления атомов равна нулю =========================== ВОПРОС 4 =========================== ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ: «Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе образовавшихся веществ» ЗАКОН ПОСТОЯНСТВА СОСТАВА: «Всякое чистое вещество независимо от места нахождения и способа получения имеет один и тот же постоянный качественный и количественный состав» Например, серная кислота H2SO4, всегда имеет одинаковый качественный состав, т.е. всегда состоит из O, Н, S, и количественный состав, т.е. содержит 2H, 4O, 1S ЗАКОН КРАТНЫХ ОТНОШЕНИЙ: «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» Пример: при взаимодействии азота с кислородом образуется пять оксидов, которые соотносятся между собой в отношениях, приведенных в таблице: N2 O NO N2O3 NO2 N2O5 2:1 1:1 2:3 1:2 2:5 =========================== ВОПРОС 5 =========================== ЗАКОН ЭВИВАЛЕНТОВ: «химические элементы соединяются между собой в массовых отношениях, пропорциональных их химическим эквивалентам» 𝒎 𝟏 Э𝟏 = 𝒎𝟐 Э𝟐 Химический эквивалент – количество вещества, которое полностью соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество в соединениях Эквивалент сложного вещества – такое количество вещества, которое без остатка взаимодействует с 1 эквивалентом водорода и любого другого вещества Ээлемента = 𝑨𝒓 валентность элемента Экислоты = 𝑴𝒓 основность кислоты Эоснования = Эсоли = 𝑴𝒓 кислотность основания 𝑴𝒓 валентность металла ∗ чило атомов металла в молекуле Эокислителя = 𝑴𝒓 число принимаемых элктронов =========================== ВОПРОС 6 =========================== Изобарный закон Гей-Люссака При постоянном давлении объём постоянной массы газа пропорционален абсолютной температуре. Математически закон выражается следующим образом: 𝑽𝟏 𝑽𝟐 𝑽 = или = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕, 𝑻𝟏 𝑻𝟐 𝑻 при 𝑷 = 𝒄𝒐𝒏𝒔𝒕 Закон Авогадро: «В равных объемах газов при одинаковых условиях (давление и температура) содержится одинаковое число молекул» Следствие из закона: Одинаковое число молекул газов при одинаковых условиях занимают одинаковый объем Один моль любого газа при нормальных условиях занимает 22,4 литра ==================================================================================== Уравнение Менделеева-Клапейрона - уравнение состояния для идеального газа, отнесенное к 1 молю газа. Д. И. Менделеев на основе уравнения Клапейрона объединив его с законом Авогадро, используя молярный объем Vm и отнеся его к 1 молю, вывел уравнение состояния для 1 моля идеального газа: 𝑷𝑽 = 𝒎 𝑴𝑹𝑻 P-давление газа в паскалях, V- объем в кубических метрах, m – масса в граммах, M-мольная масса в г/моль, T- абсолютная температура в кельвинах R- универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль * К =========================== ВОПРОС 7 =========================== Атом состоит из положительно заряженного ядра и электронного облака, где находятся отрицательно заряженные электроны. Ядро же состоит из положительно заряженных протонов и нейтронов не имеющих заряд. За счет чего ядро имеет положительный заряд ==================================================================================== Модель Томсона: Томсон предположил, что атом представляет собой равномерно распределённый по всему объёму атома положительный заряд. Внутри такого положительно заряженного «облака» содержатся маленькие отрицательно заряженные электроны, которые расположены случайным образом, как изюм в тесте пудинга. Суммарный заряд электронов по модулю равен заряду «облака», поэтому атом в целом нейтрален. Такая модель строения атома получила название «пудинговая модель атома» ==================================================================================== Опыты Резерфорда: Модель, предложенная Томсоном, нуждалась в экспериментальной проверке, т.к. явления радиоактивности, фотоэффекта нельзя было объяснить, применив модель атома Томсона. Поэтому в 1911 году Эрнест Резерфорд провел ряд опытов по исследованию состава и строения атомов. В этих опытах узкий пучок aльфа-частиц, испускаемых радиоактивным веществом, направлялся на тонкую золотую фольгу. За ней помещался экран, способный светиться под ударами быстрых частиц. Было обнаружено, что большинство – a-частиц отклоняется от прямолинейного распространения после прохождения фольги, т.е. рассеивается, а некоторые aчастицы отбрасываются. Резерфорд объяснил, что положительный заряд не распределен равномерно в шаре, как предполагали ранее, а сосредоточен в центральной части атома — атомном ядре. На основе своих опытов Резерфорд предложил планетарную модель атома. Электроны в этой модели обращаются на больших расстояниях вокруг ядра, подобно тому, как планеты обращаются вокруг Солнца. Однако объяснить стабильность атомов не удавалось. Движение электрона в атоме происходит с ускорением. В соответствии с классической электродинамикой это движение должно было сопровождаться излучением электромагнитных волн, в результате чего энергия электрона в атоме непрерывно уменьшалась бы. Электрон стал бы приближаться к ядру по спирали и должен был бы очень скоро упасть на него. Однако атомы стабильны. Следовательно, планетарная модель противоречила законам классической физики =========================== ВОПРОС 8 =========================== Радиоактивность – способность атомного ядра самопроизвольно распадаться с испускание частиц (излучения) 1. α-излучение – поток положительно заряженных альфа-частиц, состоящих из двух протонов и двух нейтронов (собственно говоря, это ядра атомов гелия), образовавшихся в результате альфа-распада тяжелых ядер 2. β-излучение – поток бета-частиц (электронов) в результате бета-распада 3. Ƴ-излучение – гамма излучение - коротковолновое электромагнитное излучение высокой энергии =========================== ВОПРОС 9 =========================== Постулаты Бора: 1. В атоме существуют орбиты, двигаясь по которым, электрон не излучает энергию. Такие орбиты называются стационарными 2. Излучение или поглощение энергии происходит в результате перехода с одной стационарной орбиты на другую. Удаленные от ядра электроны характеризуются большой энергией. При переходе т низших к высшим орбитам атом переходит в возбужденное состояние, в котором он может находится недолго. Он излучает энергию и возвращается в исходно состояние. При этом энергия кванта излучения равна: 𝒉𝒗 = 𝑬𝒏 − 𝑬𝒌 3. Электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарными. Стационарными называются орбиты для которых выполняется условие 𝒎𝒆 𝒗𝒓 = 𝒏𝒉 = 𝒏𝒉 𝟐𝝅 Где me – масса электрона v – скорость вращения r – радиус орбиты h – постоянная Планка ==================================================================================== Планк показал, что изменение энергии происходит не непрерывно, а скачкообразно порциями, которые были названы – квантами. Энергия кванта определяется уравнением Планка: 𝑬 = 𝒉𝒗, где 𝒗 − частота излучения, 𝒉 − постоянная Планка равная 𝟔, 𝟔𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟑𝟒 Дж ∗ с Из уравнения Планка получается, что электрон обладает корпускулярными свойствами (масса, заряд) и E=mc2 волновыми - частота, длина волны Уравнение де Бройля: де Бройль предположил, что корпускулярно-волновая двойственность присуща не только фотонам, но и электронам. Поэтому электрон должен проявлять волновые функции и для него, как и для фотона должно выполнятся уравнением де Бройля Следовательно, для электрона с массой m и скоростью v можно написать: 𝝀 = 𝒉/𝒎𝒗 Где h- постоянная Планка, равная 6,63х10-34 Дж с v - скорость частицы m - масса частицы (для электрона 9,1х10-31 кг) ==================================================================================== Шредингер предположил, что состояние движущегося в атоме электрона должно описываться уравнением стоячей электромагнитной волны. И ввел уравнение, описывающее поведение электрона в атоме волновой функцией Ψ. Квадрат ее модуля, вычисленный для определенного момента времени и определенной точки пространства, дает плотность вероятности обнаружения частицы в этой точке в данное время. Функцию Ψ можно определить путем решения квантово-механического уравнения Шредингера − 𝒉𝟐 𝝏𝟐 𝚿 𝝏𝟐 𝚿 𝝏𝟐 𝚿 ( ) + 𝑼𝚿 = 𝑬 ∗ + + 𝟖𝝅𝟐 𝒎 𝝏𝒙𝟐 𝝏𝒚𝟐 𝝏𝒛𝟐 Где m- масса частицы U- потенциальная энергия E- полная энергия X,y,z – декартовы координаты Введя оператор Лапласа, учитывающего распределение волны в трехмерном пространстве (𝛁 𝟐 𝜳 = 𝝏𝟐 𝚿 𝝏𝟐 𝚿 𝝏𝟐 𝚿 ) + + 𝝏 𝒙𝟐 𝝏𝒚𝟐 𝝏𝒛𝟐 получим уравнение Шредингера 𝛁 𝟐𝚿 + 𝟖𝝅𝟐 𝒎 (𝑬 − 𝑼) ∗ 𝚿 = 𝟎 𝒉𝟐 Значение функции 𝚿 не имеет строгого физического смысла. А вот произведение |𝚿| 𝟐 𝒅𝑽 – характеризуют вероятность нахождения электрона в объеме пространства dV. Обычно записывают для электронной плотности 𝝆 = 𝟒𝝅𝒓𝟐 |𝚿| 𝟐 𝒅𝒓 –вероятность того, что электрон находится на расстоянии r от ядра =========================== ВОПРОС 10 =========================== Состояние электрона в атоме описывается уравнением Шредингера. Решения уравнения Шредингера для одноэлектронного атома нумеруются тремя целочисленными параметрами, называемыми квантовыми числами, которые описывают всю совокупность сложных движений электрона в атоме. Квантовые числа изменяются дискретно (на единицу). Их всего четыре: главное (n), орбитальное (l), магнитное (ml) и спиновое (ms). Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое – вокруг собственной оси Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона, его удаленность от ядра, размер электронного облака. Принимает целые значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. По номеру периода можно определить число энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют энергетический уровень. Он содержит строго определенное число электронов – максимально 2n2 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. На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на первом энергетическом только один подуровень - 1s. Для второго энергетического уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0, s- орбиталь – сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь – гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне имеются два подуровня – 2s и 2p. Для третьего энергетического уровня (n = 3) орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s- орбиталь – сфера большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p - орбиталь – гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, dорбиталь сложной формы. Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических подуровня – 3s, 3p и 3d. Магнитное квантовое число (ml) характеризует положение электронной орбитали в пространстве и принимает целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Это означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически равноценных ориентации в пространстве. Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не может иметь разные ориентации в пространстве. Для p- орбитали (l = 1) – три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3): m = -1, 0, +1. Для d- орбитали (l = 2) – пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5): m = -2, -1, 0, +1, +2. Таким образом, на s- подуровне – одна орбиталь, на p- подуровне – три орбиталей, на d- подуровне – пять орбиталей, на f- подуровне – 7 орбиталей. Спиновое квантовое число (ms) характеризует магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2, соответствующие противоположным направлениям вращения. На одной орбитали располагаются два электрона с противоположным спином, таким образом суммарный спин заполненной орбитали равен нулю. Например, p-подуровень имеет три орбитали, которые заполняются последовательно каждая одним электроном и только четвертый электрон заполняет первую орбиталь с уже имеющимся электроном ==================================================================================== Принцип Паули : «В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Следовательно, на одной орбитали может находиться максимально 2 электрона, которые имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (n, l, ml) и должны отличаться спиновым квантовым числом (ms).» =========================== ВОПРОС 11 =========================== Правило Гунда: электроны заполняют s,p,d и f орбитали таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным Например, 3d5 ==================================================================================== Правило Клечковского: Заполнение энергетических уровней происходит в порядке возрастаниях суммы главного и побочного квантовых чисел n+l Если сумма имеет одинаковые значения, то заполнение осуществляется в порядке возрастания главного квантового числа n 1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <4f <5d <6p <7s <5f <6d <7p <8s КОЛЛОКВИУМ №2 UVIK PLAGA ВОПРОСЫ 1. Периодический закон и периодическая система элементов. Строение атома и расположение в периодической системе 2. Физический смысл группы и периода 3. S, p, d, f – элементы 4. Атомные и ионные радиусы. Энергия ионизации, ионизационный потенциал. Сродство к электрону. Электроотрицательность 5. Химическая связь. Параметры связи 6. Типы химической связи, механизм связи 7. Метод валентных связей (МВС). Метод молекулярных орбиталей (ММО) 8. Типы гибридизации =========================== ВОПРОС 1 =========================== 1. Периодический закон: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ми веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомов (порядкового номера)» 2. Периодическая система – графическое выражение периодического закона, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра 3. Атом состоит из положительно заряженного ядра и электронного облака, где находятся отрицательно заряженные электроны. Ядро же состоит из положительно заряженных протонов и нейтронов не имеющих заряд. За счет чего ядро имеет положительный заряд ==================================================================================== Металлические свойства в периоде справа налево и в группе сверху вниз увеличиваются, и уменьшаются неметаллические Неметаллические свойства в периоде слева направо и в группе снизу вверх увеличиваются, и уменьшаются металлические Окислительные свойства в периоде слева направо и в группе снизу вверх увеличиваются, а восстановительные уменьшаются Восстановительные свойства в периоде справа налево и в группе сверху вниз увеличиваются, и уменьшаются окислительные Электроотрицательность в периоде слева направо и в группе снизу вверх увеличивается, и уменьшается в обратных направлениях Атомный радиус в периоде справа налево и в группе сверху вниз увеличивается, в обратном порядке уменьшается =========================== ВОПРОС 2 =========================== Период – горизонтальные линии в периодической таблице Номер периода показывает количество электронных оболочек атомов – это является физическим смыслом периода Группа – вертикальные линии в периодической таблице Номер группы совпадает с количеством электронов на внешней оболочке атома - это и является физическим смыслом группы =========================== ВОПРОС 3 =========================== s-элементы – элементы в атомах, которых последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя. К s-элементам относятся все металлы главных подгрупп 1 и 2 группы, а также водород и гелий p- элементы - элементы в атомах, которых последним заполняется p-подуровень внешнего электронного слоя. К p-элементам относятся элементы главных подгрупп 3-8 групп d- элементы - элементы в атомах, которых последним заполняется d-подуровень внешнего электронного слоя. К d-элементам относятся все элементы побочных подгрупп всех групп, кроме лантаноидов и актиноидов f- элементы - элементы в атомах, которых последним заполняется f-подуровень внешнего электронного слоя. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды, располагающиеся нижней части периодической таблицы =========================== ВОПРОС 4 =========================== 1. радиус атома – расстояние от ядра до максимума электронной плотности валентных электронов в электронейтральном атоме 2. Ионный радиус - радиус иона, а точнее атома когда у него появляется ионная связь. Ионный радиус величина непостоянная. 3. Энергия ионизации – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома. При этом образуется катион. X0= X+ + eВ периодической таблице в периоде слева направо и группе снизу вверх энергия ионизации увеличивается 4. Потенциал ионизации – наименьшее напряжение поля, при котором скорость электронов становится достаточной для ионизации атома. При этом для каждого последующего электрона потенциал ионизации будет увеличиваться 5. Сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т.е. при превращении атома в анион: Э0+ e = Э- + E Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем, сильнее неметаллические свойства 6. Электроотрицательность - способность атомов элементов оттягивать к себе общие электронные пары в химических соединениях (ЭО). Чем больше электроотрицательность, тем сильнее у элемента выражены неметаллические свойства =========================== ВОПРОС 5 =========================== Химическая связь – совокупность взаимодействий ядер и электронов, приводящая к образованию молекулы Параметры связи: Энергия связи – энергия, которую необходимо затратить на разрыв связи, чем выше энергия, тем прочнее связь. Единица измерения кДж\моль. При этом чем больше радиус атома вступающего в соединение, тем слабее связь. Для примера в ряду галогеноводородов HF, HCl,HBr, HI энергия связи уменьшается, так как от фтора к йоду увеличивается атомный радиус галогена Длина связи – среднее расстояние между ядрами атомов в соединении. На нее влияет радиус атомов вступающих в соединение и кратность Валентный угол – углы между связями в молекуле, схематически представленные как прямые соединяющие ядра атомов в молекуле Насыщаемость - способность атома образовывать только ограниченное число ковалентных связей Направленность - свойство определяющее геометрическую структуру молекулы. Причина направленности связи объясняется тем, что перекрывание орбиталей возможно, только при определенной взаимной ориентации обеспечивающей наибольшую электронную плотность Поляризация связи – неравномерное распределение электронной плотности ковалентной связи поляризуемость связи – ее способность становиться полярной или еще более полярной поляризуемость служит мерой изменения электронной плотности под внешних воздействием =========================== ВОПРОС 6 =========================== 1. Ионная связь — очень прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара переходит преимущественно к атому с большей электроотрицательностью. Ионная связь образуется в сложных веществах, состоящих из атомов металлов и неметаллов. Пример: NaCl, K2S и т.д. 2. Ковалентная неполярная связь – связь между неметаллами с одинаковой электроотрицательностью или в простых веществах неметаллах. Пример: H2, O2, N2, Cl2 3. Ковалентная полярная связь – связь между неметаллами с разной электроотрицательностью или в сложных веществах неметаллах Пример: H20, HCl, NH3, H2S и т.д 4. Металлическая связь — химическая связь между атомами в металлическом кристалле, возникающая за счёт перекрытия (обобществления) их валентных электронов. 5. Водородная связь - связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Примерами водородной химической связи являются: • плавиковая кислота (HF); • вода (H2O); • аммиак (NH3); • соляная кислота (HCl); • сероводород (H2S) ==================================================================================== Механизмы образования химической связи: 1. Обменный Обменный механизм образования химической связи обусловлен обобществлением неспаренных электронов атомов . в данном механизме каждый атом предоставляет по электрону для образования пары. 2. Донорно-акцепторный. В данном механизме пару электронов предоставляет один элемент Донор — элемент, предоставляющий пару электронов Акцептор — элемент, предоставляющий свободную орбиталь для пары электронов другого атома =========================== ВОПРОС 7 =========================== МЕТОД ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ: 1. В образовании связи участвуют только валентные электроны внешней электронной оболочки 2. Химическая связь образуется двумя валентными электронами различных атомов с антипараллельными спинами. При этом происходит перекрывание электронных орбиталей и между атомами появляется область с повышенной электронной плотностью. То есть в основе МВС лежит образование двухэлектронной двуцентровой системы 3. Химическая связь осуществляется в том напрвлении в котором обеспечивается наибольшее перекрывание атомных орбиталей (АО) 4. из нескольких связей данного атома наиболее прочной будет связь, связь которая получилась в результате наибольшего перекрывания АО 5. При образовании молекул электронная структура, кроме внешней электронной оболочки, и химическая индивидуальность каждого атома сохраняется ==================================================================================== МЕТОД МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ Метод предполагает, что при образовании химической связи изменяется состояние всех электронов во взаимодействующих атомах они становятся общими для данной молекулы. АО видоизменяются и превращаются МО. Молекулярная орбиталь, в отличии от атомной орбитали, принадлежит ядру не одному элементу, а ядрам двух и более атомов. Таким образом, электроны, находящиеся в МО обоществляются сразу всеми атомами данной молекулы ==================================================================================== Молекулярная орбиталь – волновая функция, описывающая состояние электрона в поле всех атомов данной молекулы. Молекулярная орбиталь называется связывающей, если заселение ее электронами приводит к понижению общей энергии молекулы. Молекулярная орбиталь называется разрыхляющей, если заселение ее электронами приводит к повышению общей энергии молекулы. ==================================================================================== Образование МО из АО представляют энергетической диаграммой. Горизонтальные линии по краям диаграммы соответствуют энергиям исходным АО, а в средней части – энергиями связывающей и разрыхляющей МО. электроны на связывающей и разрыхляющей Мо оказывают противоположное влияние на стабильность молекулы. каждая занятая электронами разрыхляющей МО компенсирует одну занятую связывающую МО. Поэтому порядок связи можно определить по формуле: порядок связи = число связующих 𝒆 − число разрыхляющих 𝒆 число атомов в молекуле ==================================================================================== Схемы образования МО некоторых соединений =========================== ВОПРОС 8 =========================== ГИБРИДИЗАЦИЯ - это смешение атомных орбиталей различного типа (например, s и p), в результате которого образуются одинаковые по форме и энергии гибридные орбитали Типы гибридизации: 1. SP-ГИБРИДИЗАЦИЯ. Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и одна p-орбиталь. В результате образуются две полноценных sp-орбиталей. Расположение линейное. Валентный угол - 180 градусов Пример: BeF2, CO2 2. SP2-ГИБРИДИЗАЦИЯ. Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и две p-орбитали. В результате происходит образование трех гибридных орбиталей, которые расположены в одной плоскости под углом в виде плоского треугольника. Валентный угол - 120 градусов Пример: BF3, NO3-, CO323. SP3-ГИБРИДИЗАЦИЯ. Этот вид гибридизации происходит, когда смешиваются одна s-орбиталь и три p-орбитали. В результате происходит образование четырех полноценных sp3-орбиталей. Расположены в пространстве в виде объемного тетраэдра (треугольной пирамиды). Валентный угол - 109,28 градусов Пример: СH4 КОЛЛОКВИУМ №3 UVIK PLAGA Вопросы 1. взаимодействие процесса обмена веществ и энергии 2. Основные понятия термодинамики 3. Работа и теплота – две формы передачи энергии 4. Типы термодинамических систем 5. Первое начало термодинамики. Обратимые и необратимые процессы 6. Энтальпия. Стандартная энтальпия образования 7. Закон Гесса. Термодинамические процессы 8. Второе начало термодинамики. Энтропия 9. Энергия Гиббса. Химический потенциал 10. Прогнозирование направления самопроизвольного протекания протекающих процессов в изолированной и закрытой системах 11. Термодинамические условия равновесия. Роль энтальпийного и энтропийного факторов 12. Стандартная энергия образования Гиббса ========================== ВОПРОС 1 ========================== Процессы жизнедеятельности на Земле обусловлены в значительной степени накопление солнечной энергии в биогенных веществах и последующими превращениями этих веществ в живых организмах с выделением энергии. С развитием термодинамики стало возможным количественно рассчитать превращения энергии в биохимических реакциях и предсказывать их направление ========================== ВОПРОС 2 ========================== Термодинамическая система (ТДС) – выделенная из внешней среды, реальными или мнимыми границами) совокупность частиц, веществ и тел. Которые могут обмениваться со средой энергией и веществом объекты не входящие в систему называются средой Состояния системы – это набор свойств – параметров состояния К параметрам состояния системы относят: химический состав, температура (T), объем (V), давление (P), и масса (m) термодинамические параметры состояния (T, V, P, m) – величины, независимые переменные, которые непосредственно характеризуют состояние системы могут быть измерены. Термодинамический процесс – понимается совокупность последовательных изменений параметров состояний, через которую проходит ТДС при её взаимодействии с окружающей средой Функция состояния системы – величины зависящие от термодинамических параметров состояния и не зависящие от пути перехода системы из одного состояния в другое (U, H, S, G, F) Функции состояния определяются значениями параметров начального и конечного состояния Внутренняя энергия U – это энергия, заключенная в рассматриваемой ТДС, которая представляет собой сумму кинетической энергии хаотичного движения микрочастиц системы и потенциальной энергии взаимодействия этих частиц между собой. А также собственная энергия частиц E=mc2 Внутренняя энергия является функцией параметров состояния, т.е. её изменение не зависит от формы пути процесса, а определяется лишь её значениями в конечном и начальном состояниях ========================== ВОПРОС 3 ========================== Теплота Q – передача энергии путем беспорядочного, хаотичного движения частиц составляющих систему Такая передача энергии происходит между телами, имеющими различную температуру и приведенными в соприкосновение, либо между телами, находящимися на расстоянии, посредством электромагнитных волн (тепловое излучение). При этом передача энергии происходит от более нагретых тел к менее нагретым. Количество энергии, переданное таким способом, называют количеством теплоты Работа A – передача энергии путем упорядоченного движения частиц Передача энергии в этом случае происходит при перемещении всего тела или его части в пространстве. При этом тело должно либо двигаться в силовом поле, либо изменять свой объем под действием внешнего давления. Если тело получает энергию в форме работы, то считается, что над этим телом совершается работа. При отдаче телом энергии в форме работы — тело затрачивает работу. Затраченная телом работа считается положительной, а работа, совершенная над телом, — отрицательной ==================================================================================== Работа представляет собой макрофизическую форму передачи энергии, а теплота является совокупностью микрофизических процессов. Передача энергии в виде теплоты происходит на молекулярном уровне без видимого движения тел ========================== ВОПРОС 4 ========================== Термодинамическая система (ТДС) – выделенная из внешней среды, реальными или мнимыми границами) совокупность частиц, веществ и тел. Которые могут обмениваться со средой энергией и веществом Различают три типа систем: Изолированная система – система, которая не может обмениваться внешней средой ни вещевом ни энергией ∆𝒎 = 𝒐, ∆𝑼 = 𝒐 M – масса, U- внутренняя энергия Закрытая система – система, которая может обмениваться с внешней средой энергией, но не веществом ∆𝒎 = 𝒐, ∆𝑼 ≠ 𝒐 Открытая система – система, которая может обмениваться с внешней средой и веществом и энергией ∆𝒎 ≠ 𝒐, ∆𝑼 ≠ 𝒐 ========================== ВОПРОС 5 ========================== Первое начало термодинамики является частью всеобщего закона сохранения энергии. В соответствии с законом сохранения энергии, энергия не возникает из ничего и не может превратится в ничто. Если в течении процесса исчезает энергия одного вида, взамен появляется другая. Формы обмена энергии с окружающей средой могут быть различными. Для упрощения они все разделены на две группы: • Теплота Q • Работа A Энергия, сообщаемая любой термодинамической системе извне, расходуется на совершение работы над окружающей средой и изменение внутренней энергии самой системе: 𝑸 = ∆𝑼 + 𝑨 Математическое выражение первого начала термодинамики показывает соотношение между расходом внутренней энергии, работой совершаемой самой системой (+А)и энергией Q, которая расходуется в виде теплоты Q 𝑸 − 𝑨 = ∆𝑼 В случае изолированных систем (∆m=o, ∆U=o) согласно закону сохранения энергии ее внутренняя энергия определяется только ее параметрами состояния т.е. внутренняя энергия – есть функция состояния – это одна из формулировок первого закона термодинамики В случае закрытой системы (∆m=o, ∆U≠0) ∆U=Q-A на основании закона сохранения энергии, изменение внутренней энергии системы равно разности сообщаемой системе теплоты и совершаемой при этом работы. Это также формулировка первого закона термодинамики Если в процессе поглощения или выделения теплоты никакая работа не совершается, т.е. A=0, а это возможно если объем системы не изменяется ∆V = 0 или V=const – изохорный процесс то все теплота расходуется на изменение внутренней энергии Qv=∆U ==================================================================================== Внутренняя энергия возрастает если система поглощает теплоту – это эндотермический процесс Внутренняя энергия бывает, если система выделяет теплоту во внешнею среду – это экзотермический процесс ==================================================================================== термодинамические обратимые процессы – процесс, после которого система и окружающая среда могут возвратиться в исходное состояние. в результате такого процесса не происходят никакие изменения в среде, и поэтому отсутствуют всякие энергетические потери и система совершает максимально возможную работу термодинамические необратимые процессы – процесс, после которого система и окружающая среда не могут вернуться в исходное состояние, т.к. его проведение сопряжено с энергетическими потерями ========================== ВОПРОС 6 ========================== Энтальпия H – это функция состояния, приращение которой равно тепловому эффекту процесса, протекающего при изобарном процессе Стандартная энтальпия (теплота) образования вещества – это тепловой эффект реакции образования 1 моль химического соединения из простых веществ в стандартных условиях: Т=289 К, Р=1, атм. давление=101325 Па. Дж ∆𝑯𝒐обр.𝟐𝟗𝟖 [ ] моль епловой эффект любой реакции находится как разность между суммой теплот образования всех продуктов и суммой теплот образования всех реагентов в данной реакции (следствие закона Гесса): ========================== ВОПРОС 7 ========================== Закон Гесса: Тепловой эффект процесса зависит только от состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от способа его проведения Углекислый газ может быть получен в одну стадию; тепловой эффект этой стадии равен ΔH. Двухстадийный путь состоит в окислении графита сначала до CO (тепловой эффект стадии равен ΔH1), а затем до CO2 (тепловой эффект ΔH2). При обоих способах проведения процесса система переходит из одного и того же начального состояния (графит) в одно и то же конечное (углекислый газ), поэтому, согласно закону Гесса, ΔH=ΔH1+ΔH2. ==================================================================================== Термодинамические процессы ========================== ВОПРОС 8 ========================== ========================== ВОПРОС 9 ========================== ========================== ВОПРОС 10 ========================== ========================== ВОПРОС 11 ========================== Термодинамическое равновесие — состояние системы, при котором остаются неизменными по времени макроскопические величины этой системы (температура, давление, объём, энтропия) в условиях изолированности от окружающей среды. Эти величины не являются постоянными, они лишь колеблются возле своих средних значений. В состоянии равновесия в системе отсутствуют потоки материи или энергии. Термодинамическое равновесие достигается, если скорость релаксационных процессов достаточно велика (как правило, это характерно для высокотемпературных процессов) либо велико время для достижения равновесия (этот случай имеет место в геологических процессах) =========================================================================== Роль энтальпийного и энтропийного факторов. -Роль энтальпийного фактора является накапливание энергии веществом при его образовании(теплосодержание) -Благодаря энтропийному равновесию между порядком и беспорядком в системах можно определить рациональные пути развития систем ========================== ВОПРОС 12 ========================== Под стандартной энергией Гиббса образования ΔGообр понимают изменение энергии Гиббса при реакции образования 1 моль сложного вещества, находящегося в стандартном состоянии из простых веществ. Это определение подразумевает, что стандартная энергия Гиббса образования простого вещества, устойчивого в стандартных условиях, равна нулю. Изменение энергии Гиббса, как и изменение энтальпии и энтропии системы, не зависит от пути процесса. Поэтому для реакции вида а А + b В + ... → с С + d D + … изменение стандартной энергии Гиббса ΔGо равно разности между суммой стандартных энергий Гиббса образования продуктов реакции и суммой стандартных энергий Гиббса образования исходных веществ: ΔGо=[c ∆Gо(C) + d ∆Gо(D) + …] – [a ∆Gо(A) + b ∆Gо(B) + …], или ΔGо = Σ∆Gообр, прод. – Σ∆Gообр, исх. Есть случаи, когда реакция термодинамически разрешена, а самопроизвольно не идёт. Например: 2H2(г) + O2 (г) = 2H2O(ж), ΔG = – 474,38 кДж В обычных условиях эта реакция практически не идёт. Но стоит внести в смесь подходящий катализатор (мелкодисперсную платину) или просто поднести горящую спичку, реакция произойдёт со взрывом: это гремучий газ Это тепловой эффект образования аммиака и окисления глюкозы СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ UVIK PLAGA Скорость реакции – количество элементарных соударений взаимодействующих частиц, заканчивающихся химическим превращением, за единицу времени Скорость реакции в гомогенной среде 𝒗гом = ± ∆𝐯 ∆𝐯 ∆С ; = 𝑪; ИЛИ 𝒗гом = ± 𝑽 ∗ ∆𝒕 𝑽 ∆𝒕 Скорость реакции в гетерогенной среде 𝒗гетер = ± 𝒗 − скорость реакции, 𝑺 − площадь, ∆𝐯 ; 𝑺 ∗ ∆𝒕 𝐯 − количество в − ва, ∆ − изменение 𝑽 − объем, 𝒕 − температура, ==================================================================================== Энергия активации – минимальный избыток энергии, который должна иметь частица (или пара частиц), чтобы произошло эффективное соударение факторы влияющие на скорость химической реакции 1. природа реагирующих веществ Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Протекают в направлении разрушения менее прочных связей, и образовании более прочных. Чем полярнее молекула, тем легче разрушается молекула. Поэтому для разрыва связей в молекуле Н2 требуется больше энергии, чем для молекулы HCl, и поэтому реакция с HCl протекает быстрее. Реакции между ионами в растворах электролитах протекают почти мгновенно 2. концентрация Чем выше концентрация, тем выше скорость реакции. Т.к. с увеличением концентрации, увеличивается количество частиц, которые будут соударятся ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их коэффициентам в уравнении химической реакции. 𝓿 = 𝒌 ∗ 𝑪𝒂𝑨 + 𝑪𝒃𝑩 1. v — скорость химической реакции, 2. CA и CB — концентрации веществ А и В, соответственно, моль/л 3. k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции 3. температура Чем выше температура, тем выше скорость реакции. При повышении температуры на каждые 10 градусов, скорость будет возрастать в 2- раза (правило Вант – Гоффа). Изменение скорости реакции при изменении от t1 до t2 можно рассчитать по формуле Вант – Гоффа: 𝓿𝟐 =𝓿𝟏∗𝜸 𝒕𝟏−𝒕𝟐 𝟏𝟎 o υ1 - скорость реакции при температуре t1 o υ2 - скорость реакции при температуре t2 o γ - температурный коэффициент, который может быть равен 2-4 Правило Вант – Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса 𝑬𝒂 𝒌 = 𝑨𝒆 −𝑹𝑻 Где A- предэкспотенциальный множитель, Ea – энергия активации, T – абсолютная температура, R- универсальная газовая постоянная 8,314 Дж/(моль·K) 4. давление Для газов концентрация напрямую зависит от давления. При повышении давления повышается концентрация газов. Таким образом, если среди реагентов есть газообразное вещество, то при повышении давления скорость химической реакции увеличивается, при понижении давления — уменьшается. 5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ Для гетерогенных реакций одним из способов увеличить число эффективных соударений является увеличение площади реакционной поверхности. Чем больше площадь поверхности контакта реагирующих фаз, тем больше скорость гетерогенной химической реакции. Порошковый цинк гораздо быстрее растворяется в кислоте, чем гранулированный цинк такой же массы 6. Катализаторы и ингибиторы Катализаторы – это химические вещества, участвующие в химической реакции, изменяющие ее скорость и направление, но не расходующиеся в ходе реакции. Процесс изменения скорости реакции при взаимодействии с катализатором называют катализом. Катализаторы широко применяют в промышленности, когда необходимо увеличить скорость реакции, либо направить ее по определенному пути. Ингибиторы – это вещества, которые замедляют химическую реакцию. Ингибиторы могут расходоваться и участвовать в химической реакции. При этом ингибиторы не являются катализаторами наоброт. Обратный катализ в принципе невозможен – реакция в любом случае будет пытаться идти по наиболее быстрому пути. катализ - избирательное ускорение одного из возможных термодинамически разрешенных направлений химической реакции под действием катализатора(ов) ==================================================================================== Химическое равновесие - состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной. Химическое равновесие находится в зависимости от трех параметров: температуры, давления, концентрации вещества. принцип ДИНАМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ: «равновесная система при внешнем воздействии стремится вернуться в состояние равновесия.» То есть при внешнем воздействии равновесие сместится таком образом, чтобы это воздействие нейтрализовалось 1. Концентрация При увеличении концентрации какоголибо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие: равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента. Объясню проще: если вы увеличиваете концентрацию вещества, которое находится в левой части, равновесие сместится в правую сторону. Если добавляете вещество из левой части (продуктов реакции) - смещается в сторону исходных веществ Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить "пустое" место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере Куда добавляем - оттуда смещается, откуда берем - туда смещается". Воспользуйтесь этой или придумайте свое правило для запоминания этой закономерности 2. Давление Этот параметр имеет значение, только если в реакции присутствуют газообразные вещества. И первое что стоит сделать, если в реакции присутствуют газообразные вещества , это посчитать количество газов в уравнении слева и справа. Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например: CO2(г) + С(тв) ⇄ 2CO(г) - Q В приведенном уравнении количество молекул газа в левой части - 1, в правой - 2. Стоит запомнить правило: "При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньших газов, при уменьшении давления - в сторону больших газов". Для нашей системы правило действует таким образом В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции: H2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г) - Q Слева - 2 газа, и справа - 2. В такой реакции увеличение или уменьшение давления не повлияет на химическое равновесие 3. Температура Если в реакции увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что нужно сделать оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая. Следуйте правилу: "При увеличении температуры в равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при уменьшении - в сторону экзотермической реакции". У любой обратимой реакции есть экзо- и эндотермические части возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент ============================================================================== Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа равновесия будет записана следующим образом: ==================================================================================== примеры гетерогенного и гомогенного катализа ==================================================================================== В случае экзотермического процесса: при Е1 энергия равна 0, затем она возрастает, достигает max и образуется активный комплекс, затем энергия уменьшается и образуется вещество с выделением энергии В случае эндотермического процесса энергия активации и тепловой эффект совпадают электролитическая диссоциация UVIK PLAGA Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Основные положения теории электролитической диссоциации следующие: а) диссоциация электролитов происходит под действием полярных молекул растворителя; б) диссоциация - обратимый процесс; в) диссоциирующие молекулы распадаются на катионы — положительно заряженные частицы и анионы - отрицательно заряженные частицы; г) суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов; д) под действием электрического тока в растворах электролитов начинается направленное движение ионов, катионы двигаются к катоду, а анионы — к аноду; е) диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато ==================================================================================== Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Делятся на слабые и сильные сильные электролиты – электролиты, которые распадаются на ионы практически полностью в водных растворах Сильные электролиты диссоциируют полностью в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо К ним относят Все растворимы соли Сильные кислоты: H2SO4, HNO3,HCl,HBr,HI Щелочи Na3PO4 → 3Na+ +PO43NH4Cr(SO4)2 → NH4+ + Cr3+ + 2SO42 Слабые электролиты – электролиты, которые распадаются на ионы частично, ступенчато и обратимо К ним относят: Слабые кислоты, Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH4OH; Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли H2CO3 ↔ H+ + HCO3– HCO3– ↔ H+ + CO32– ==================================================================================== степень диссоциации – отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу молекул 𝑵𝒅 𝜶= ∗ 𝟏𝟎𝟎% 𝑵𝒑 степень диссоциации от: температуры, концентрации, природы реагирующих веществ ==================================================================================== Для характеристики слабых электролитов применяют константу диссоциации (Kд). Чем больше константа диссоциации, тем полнее проходит диссоциация Константа диссоциации зависит от: природы электролита и температуры – и не зависит от концентрации ==================================================================================== закон разбавления Оствальда он установил зависимость между степенью ионизации слабого электролита и его концентрацией если электролит является достаточно слабым и раствор его не слишком разбавлен, то степень ионизации его мала и величина (1-α) мало отличается от 1 следовательно С𝜶𝟐 = 𝑲, 𝜶=√ 𝑲 𝑪 где C-концентрация, α-степень диссоциации, K-константа диссоциации ГИДРОЛИЗ UVIK PLAGA ГИДРОЛИЗ - это химическая реакция взаимодействия вещества с водой, при которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений ==================================================================================== Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону): 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: 4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален ==================================================================================== Степень гидролиза – отношение количества молекул соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству молекул, растворенной соли. 𝜶= С гидр ∗ 𝟏𝟎𝟎% С общ Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Константа гидролиза. Чем выше константа гидролиза, тем полнее протекает гидролиз константа гидролиза для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием константа гидролиза для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием ==================================================================================== Ионное произведение воды Kw: [H+] * [OH-] = 10-14 Водородный показатель pH: десятичный логарифм с отрицательным знаком, показывающий концентрацию водородных ионов 𝒑𝑯 = −𝒍𝒈 [𝑯+ ] Гидроксильный показатель pOH: десятичный логарифм с отрицательным знаком, показывающий концентрацию гидроксид ионов 𝒑𝑶𝑯 = −𝒍𝒈 [𝑶𝑯− ] электролиз UVIK PLAGA Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий в растворах или расплавах электролитов под действием электрического тока, заключающийся в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ - продуктов вторичных реакций на электродах. Для осуществляется электролиза необходимы: 1. источник постоянного тока 2. расплав или раствор электролита 3. электроды процесс на катоде K(-): катион принимает электроны и восстанавливается процесс на аноде A(+): анион отдает электроны и окисляется ==================================================================================== электролиз растворов катодный процесс анодный процесс ==================================================================================== электролиз расплавов ==================================================================================== законы Фарадея 1. первый закон В 1832 году Фарадей установил, что масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна электрическому заряду q, прошедшему через электролит: 𝒎 = 𝒌 ∗ 𝒒 = 𝒌 ∗ 𝑰 ∗ 𝒕, m-масса металла, k-электрохимический эквивалент, l-сила тока, t-время электролиза, qколичество электричества если через электролит пропускается в течение времени t постоянный ток с силой тока I. Коэффициент пропорциональности k называется электрохимическим эквивалентом вещества. Он численно равен массе вещества, выделившегося при прохождении через электролит единичного электрического заряда, и зависит от химической природы вещества 2. второй закон Электрохимические эквиваленты различных веществ пропорциональны их молярным массам и обратно пропорциональны числам, выражающим их химическую валентность. ОВР UVIK PLAGA Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) - реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов. Атом, отдающий электрон, то есть повышающий свою степень окисления, называют восстановителем, а атом, принимающий электрон (его степень окисления понижается) – окислителем. Процесс отдачи атомом электронов называется окислением, а процесс принятия атомом электронов - восстановлением Окислитель Восстановитель взял электроны Oтдал электроны Восстановился Oкислился S+6+2e¯→S+4 S−2−2e¯→S0 степень окисления ↓ степень окисления ↑ процесс восстановления процесс окисления Типичные окислители: Типичные восстановители: простые вещества - неметаллы (O2,Cl2,Br2 и др.) простые вещества - металлы (Ca, Al, Na, Li и др.) соединения, содержащие элемент в высшей степени окисления (H2SO4,HNO3 K2Cr2O7,KMnO4 и др.) соединения, содержащие элемент в низшей степени окисления (H2S,NH3,CrSO4 CO,SnCl2,FeCl2,CuCl и др.) ==================================================================================== Классификация окислительно-восстановительных реакций 1. Межмолекулярные реакции Протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления 2Al0 + Fe+32O3 → Al+32O3 + 2Fe0, C0 + 4HN+5O3(конц) = C+4O2 ↑ + 4N+4O2 ↑+ 2H2O. 2. Внутримолекулярные реакции Реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты (N-3H4)2Cr+62O7 → N20 ↑+ Cr+32O3 + 4 H2O, 2 NaN+5O-23 → 2 NaN+3O2 + O02↑. 3. Реакции диспропорционирования Реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты 3Br2 + 6 KOH → 5KBr + KBrO3 + 3 H2O 4. Репропорционирование (контрдиспропорционирование) Реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. 2H2S-2 + S+4O2 = 3S + 2H2O ==================================================================================== Метод электронного баланса В его основе лежит следующее правило: общее число электронов, отдаваемое атомамивосстановителями, должно совпадать с общим числом электронов, которые принимают атомыокислители. В качестве примера составления ОВР рассмотрим процесс взаимодействия сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде 1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO4— восстанавливается до Mn2+ Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции: Na2S+4O3 + KMn+7O4 + H2SO4 = Na2S+6O4 + Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S+4 отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn+7 принимает 5 электронов и является окислителем. 3. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе. S+4 – 2e— = S+6 Mn+7 +5e— = Mn+2 ¦ 5 восстановитель, процесс окисления ¦ 2 окислитель, процесс восстановления Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо: Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем. Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем. Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn +7, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S+4 коэффициентом перед окислителем: 5Na2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2SO4 = 5Na2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + K2SO4 + H2O 4. Далее надо уравнять количества атомов элементов, не изменяющих степень окисления, в такой последовательности: число атомов металлов, кислотных остатков, количество молекул среды (кислоты или щелочи). В последнюю очередь подсчитывают количество молекул образовавшейся воды. Итак, в нашем случае число атомов металлов в правой и левой частях совпадают. По числу кислотных остатков в правой части уравнения найдем коэффициент для кислоты. В результате реакции образуется 8 кислотных остатков SO42-, из которых 5 – за счет превращения 5SO32- → 5SO42-, а 3 – за счет молекул серной кислоты 8SO42-— 5SO42- = 3SO42-. Таким образом, серной кислоты надо взять 3 молекулы: 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + H2O 5. Аналогично, находим коэффициент для воды по числу ионов водорода, во взятом количестве кислоты 6H+ + 3O-2 = 3H2O Окончательный вид уравнения следующий: 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O Признаком того, что коэффициенты расставлены правильно является равное количество атомов каждого из элементов в обеих частях уравнения. ==================================================================================== Метод полуреакций Реакции окисления-восстановления, также как и реакции обмена, в растворах электролитов происходят с участием ионов. Именно поэтому ионно-молекулярные уравнения ОВР более наглядно отражают сущность реакций окисления-восстановления. При написании ионномолекулярных уравнений, сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы записывают в виде молекул (в недиссоциированном виде). В ионной схеме указывают частицы, подвергающиеся изменению их степеней окисления, а также характеризующие среду, частицы: H+ — кислая среда, OH— — щелочная среда и H2O – нейтральная среда. Рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в кислой среде. 1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции: Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Запишем уравнение в ионном виде, сократив те ионы, которые не принимают участие в процессе окисления-восстановления: SO32- + MnO4— + 2H+ = Mn2+ + SO42- + H2O 3. Далее определим окислитель и восстановитель и составим полуреакции процессов восстановления и окисления. В приведенной реакции окислитель — MnO4— принимает 5 электронов восстанавливаясь в кислой среде до Mn2+. При этом освобождается кислород, входящий в состав MnO 4—, который, соединяясь с H+, образует воду: MnO4— + 8H+ + 5e— = Mn2+ + 4H2O Восстановитель SO32- — окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Как видно образовавшийся ион SO42- содержит больше кислорода, чем исходный SO32-. Недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды и в результате этого происходит выделение 2H+: SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+ 4. Находим коэффициент для окислителя и восстановителя, учитывая, что окислитель присоединяет столько электронов, сколько отдает восстановитель в процессе окислениявосстановления: MnO4— + 8H+ + 5e— = Mn2+ + 4H2O SO32- + H2O — 2e— = SO42- + 2H+ ¦2 ¦5 окислитель, процесс восстановления восстановитель, процесс окисления 5. Затем необходимо просуммировать обе полуреакции, предварительно умножая на найденные коэффициенты, получаем: 2MnO4— + 16H+ + 5SO32- + 5H2O = 2Mn2+ + 8H2O + 5SO42- + 10H+ Сократив подобные члены, находим ионное уравнение: 2MnO4— + 5SO32- + 6H+ = 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O 6. Запишем молекулярное уравнение, которое имеет следующий вид: 5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O Далее рассмотрим пример составления уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в нейтральной среде. Na2SO3 + KMnO4 + H2O = Na2SO4 + MnO2 + KOH В ионном виде уравнение принимает вид: SO32- + MnO4— + H2O = MnO2 + SO42- + OH— Также, как и предыдущем примере, окислителем является MnO4—, а восстановителем SO32-. В нейтральной и слабощелочной среде MnO4— принимает 3 электрона и восстанавливается до MnО2. SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Полуреакции имеют следующий вид: MnO4— + 2H2O + 3e— = MnО2 + 4OH— ¦2 SO32- + 2OH—— 2e— = SO42- + H2O ¦3 окислитель, процесс восстановления восстановитель, процесс окисления Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе: 3SO32- + 2MnO4— + H2O =2 MnO2 + 3SO42- + 2OH— 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH И еще один пример — составление уравнения реакции между сульфитом натрия и перманганатом калия в щелочной среде. Na2SO3 + KMnO4 + KOH = Na2SO4 + K2MnO4 + H2O В ионном виде уравнение принимает вид: SO32- + MnO4— + OH— = MnO2 + SO42- + H2O В щелочной среде окислитель MnO4— принимает 1 электрон и восстанавливается до MnО42-. Восстановитель SO32-— окисляется до SO42-, отдав 2 электрона. Полуреакции имеют следующий вид: MnO4— + e— = MnО2 ¦2 SO32- + 2OH—— 2e— = SO42- + H2O ¦1 окислитель, процесс восстановления восстановитель, процесс окисления Запишем ионное и молекулярное уравнения, учитывая коэффициенты при окислителе и восстановителе: SO32- + 2MnO4— + 2OH— = 2MnО42- + SO42- + H2O Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 2K2MnO4 + 3Na2SO4 + 2KOH Необходимо отметить, что не всегда при наличии окислителя и восстановителя, возможно самопроизвольное протекание ОВР. Поэтому для количественной характеристики силы окислителя и восстановителя и для определения направления реакции пользуются значениями окислительно-восстановительных потенциалов РАСТВОРЫ UVIK PLAGA Растворы – это состоящая из двух или более веществ однородная масса или смесь, в которой одно вещество выступает в качестве растворителя, а другое – в качестве растворяемых частиц. Образование растворов, в отличие от механических смесей, сопровождается изменением энтальпии, энтропии и объема системы. Растворитель – это то вещество, которое не изменяет агрегатное состояние при растворении. В случае смешения веществ с одинаковым агрегатным состоянием (жидкость-жидкость, газ-газ, твердое-твердое) растворителем считается тот компонент, содержание которого больше Концентрация – количество растворенного вещества в объема раствора (растворителя) Растворимость – максимально возможное количество растворенного вещества в объеме (массе) растворителя до появления осадка растворы по насыщаемости Насыщенные растворы характеризуются степенью растворимости вещества, при которой растворяемый компонент под влиянием постоянной величины температуры и давления больше не распадается на атомы и молекулы и раствор достигает фазового равновесия Ненасыщенные – это те растворы, в которых растворяемое вещество ещё может распадаться на мелкие частицы Пересыщенные растворы получаются тогда, когда изменяются параметры воздействующих факторов (температура, давление), в результате чего продолжается процесс "дробления" растворённого вещества, его становится больше, чем было при нормальных (обычных) условиях ==================================================================================== Процесс растворения есть процесс самопроизвольного распределение частиц растворенного вещества между молекулами растворителя в результате физического и химического вз-ия Современная теория растворов объясняет механизм процесса как совокупность 3-х стадий 1 стадия: ориентация молекул растворителя вокруг молекул растворяемого вещества, их взаимодействие приводящее к ослаблению связей внутри растворяемого компонента. Этот процесс называется сольватацией, а если растворитель вода – гидратацией. Сольватация зависит от температуры, природы растворителя и растворенного вещества 2 стадия: разрыв химических связей между молекулами растворенного вещества и ориентация молекул растворителя вокруг образующихся частиц. Этот процесс называется диссоциацией, на нее влияют температура, природа взаимодействующих частиц внешний энергетический эффект растворителя определяется именно этой стадией. Если растворение происходит в неполярном растворителе, то стадия 2 отсутствует 3 стадия: равномерное распределение сольватированных частиц растворенного вещества в объеме растворителя – диффузия – эта стадия зависит только от температуры ==================================================================================== Количественной характеристикой состава раствора является его концентрация, она показывает отношения количества растворенного вещества к общему количеству раствора и выражается различными способами массовая доля ω – отношение массы растворенного вещества к массе раствора 𝝎= 𝒎в−ва ∗ 𝟏𝟎𝟎% 𝒎растворителя ∗ 𝒎вещества моляльная доля N – отношении количества данного вещества к сумме количеств компонентов раствора, т.е. мольная доля растворенного вещества 𝑵= 𝒏 ∗ 𝟏𝟎𝟎% 𝒏вещества ∗ 𝒏растворителя объемная доля φ – отношение объема растворенного вещества V к объему всей системы 𝑽= 𝑽 ∗ 𝟏𝟎𝟎% 𝑽вещества ∗ 𝑽растворителя ==================================================================================== молярная концентрация – отношение количества растворенного вещества к объему раствора 𝑪м = 𝒏 𝑽 + 𝑽𝒐 моляльная концентрация – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя 𝑪м = 𝒏 𝒎𝒐 молярная концентрация эквивалента (нормальность) – отношение молей эквивалентов растворенного вещества к объему раствора 𝑪𝒏 = 𝒏э 𝑽 + 𝑽𝒐 ====================================================================================
