Важнейшие классы неорганических соединений их характеристика и номенклатура

1. Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот. Получение: 1.Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2, Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2. 2.Взаимодействие оксидов активных металлов с водой: BaO + H2O = Ba(OH)2. 3. Электролиз водных растворов солей: 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2.

2. Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Несолеобразующие: CO, N2O, NO. Солеобразующие: 1.Основные - это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2: Na2O; MgO; CuO 2.Амфотерные (обычно для металлов со степенью окисления +3, +4): ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2. 3. Кислотные - это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до +7: SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3. Получение: 2Mg + O2 = 2MgO, 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2, (CuOH)2CO3 –t°= 2CuO + CO2 + H2O.

3. Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. По составу: бескислородные и кислородсодержащие. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные. Бескислородные: HCl - хлористоводородная (соляная) одноосновная, HBr – бромистоводородная одноосновная, H2S – сероводородная двухосновная. Кислородсодержащие: HNO3 – азотная одноосновная, H2SO4 – серная двухосновная. Получение: SO3 + H2O = H2SO4,

Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HNO3, Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3¯ + 2NaCl.

4. Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений. 1.Средние. При диссоциации дают только катионы металла: Na2SO4 «2Na+ +SO42-. 2. Кислые. При диссоциации дают катионы металла, ионы водорода и анионы кислотного остатка: NaHCO3 «Na+ + HCO3- «Na+ + H+ + CO32-. 3. Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка: Zn(OH)Cl «[Zn(OH)]+ + Cl- «Zn2+ + OH- + Cl-. 4. Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион: KAl(SO4)2 «K+ + Al3+ + 2SO42 5. Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами: CaOCl2 «Ca2+ + Cl- + OCl-. 6. Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы: Ag(NH3)2]Br «[Ag(NH3)2]+ + Br-.

5. Периодический закон химических элементов: свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер. Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки. Ядро атома состоит из протонов (p+) и нейтронов (n0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона. Число протонов N(p+) равно заряду ядра (Z) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов). N(p+) = Z Сумма числа нейтронов N(n0), обозначаемого просто буквой N, и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А. A = Z + N Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е-). Число электронов N(e-) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре. Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра. Форма атома – сферическая. Модель атома Томсона (модель «Пудинг с изюмом»). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с заключёнными внутри него электронами. Была окончательно опровергнута Резерфордом после проведённого им знаменитого опыта по рассеиванию альфа-частиц. В 1911 году Эрнест Резерфорд, проделав ряд экспериментов, пришёл к выводу, что атом представляет собой подобие планетной системы, в которой электроны движутся по орбитам вокруг расположенного в центре атома тяжёлого положительно заряженного ядра («модель атома Резерфорда»). Постулаты Бора: 1.Электрон в атоме, не теряя энергии, двигается по определённым дискретным круговым орбитам для которых момент импульса квантуется: mvr=nH, где n — натуральные числа, а H=h/2п — постоянная Планка. Пребывание электрона на орбите определяет энергию этих стационарных состояний. 2. При переходе электрона с орбиты (энергетический уровень) на орбиту излучается или поглощается квант энергии hν = En − Em, где En;Em — энергетические уровни, между которыми осуществляется переход. При переходе с верхнего уровня на нижний энергия излучается, при переходе с нижнего на верхний — поглощается. Де Бройлю же удалось сформулировать соотношение, связывающее импульс квантовой частицы р с длиной волны λ, которая ее описывает: p = h/λили λ = h/p, где h — постоянная Планка. Это соотношение гласит буквально следующее: при желании можно рассматривать квантовый объект как частицу, обладающую количеством движения р; с другой стороны, ее можно рассматривать и как волну, длина которой равна λ и определяется предложенным уравнением. Корпускуля́рно-волново́й дуали́зм — принцип, согласно которому любой объект может проявлять как волновые, так и корпускулярные свойства. Волновые свойства света играют определяющую роль в закономерностях его интерференции, дифракции, поляризации, а корпускулярные — в процессах взаимодействия света с веществом. Чем больше длина волны света, тем меньше импульс и энергия фотона и тем труднее обнаружить корпускулярные свойства света. Чем меньше длина волны электромагнитного излучения, тем больше энергия и импульс фотонов и тем труднее обнаружить волновые свойства этого излучения.

 

7.Электронное Облако - это место обитания электронов вокруг ядра атома. Волновая функция в квантовой механике, величина, полностью описывающая состояние микрообъекта (например, электрона, протона, атома, молекулы).Описание состояния микрообъекта с помощью В. ф. имеет статистический, т. е. вероятностный характер: квадрат абсолютного значения (модуля) В. ф. указывает значение вероятностей тех величин, от которых зависит. Уравне́ние Шрёдингера — уравнение, описывающее изменение в пространстве и во времени чистого состояния, задаваемого волновой функцией. Его можно назвать уравнением движения квантовой частицы. Установлено Эрвином Шрёдингером в 1926 году. X-координата, Е-полная энергия, U – потенциальная энергия, h- постоянная планка, m-масса частицы.

Принцип Паули: В пределах одной квантовой системы в данном квантовом состоянии может находиться только одна частица, состояние другой должно отличаться хотя бы одним квантовым числом. Правило Хунда: определяет порядок заполнения орбиталей определенного подслоя. Формулировка: модуль суммарного значения спина ё данного подслоя должен быть максимальным. Квантовые числа – энергетические параметры, определяющие состояние ё и тип атомной орбитали, на которой он находится. Главное квантовое числоn характеризует общую энергию электрона в атоме и степень его удаления от ядра (размеры ё-облака). Принимает любые целочисленные значения, начиная с 1. Орбитальное квантовое числоl определяет форму электронного облака.Целочисленные значения от 1 до n-1. Магнитное квантовое число определяет ориентацию орбитали в пространстве относительно внешнего магн. или электр. поля. Значения от –lдо +l. Спиновое число – собственный момент импульса электронного числа. Значения -1/2 и +1/2. Максимальное число электронов на энергетических уровнях и подуровнях. Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент. Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K, L, M,...). Каждой орбитали отвечает определенная энергия. Обозначение орбитали включает номер энергетического уровня и букву, отвечающую соответствующему подуровню: 1s, 3p, 4d и т.п. Для каждого энергетического уровня, начиная со второго, возможно существование трех равных по энергии p-орбиталей, расположенных в трех взаимно перпендикулярных направлениях. На каждом энергетическом уровне, начиная с третьего, имеется пять d-орбиталей, имеющих более сложную четырехлепестковую форму. Начиная с четвертого энергетического уровня, появляются еще более сложные по форме f-орбитали; на каждом уровне их семь. Атомнуюорбиталь с распределенным по ней зарядом электрона нередко называют электронным облаком.

 

 

 

 

8.Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии, согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского: 1) заполнение ёми уровней и подуровней идет от (n+l) меньших к (n+l) большим. 2) если сумма (n+l) одинакова для различных подуровней, то заполнение протекает в направлении увеличения главного квантового числа. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид: ₁₆S 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ s-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка, включающая в себя первые два слоя s-электронов. Данный блок включает в себя щелочные металлы, щелочноземельные металлы, водород и гелий.

p-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают p-орбиталь. В p-блок входят последние шесть групп, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы. d-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают d-орбиталь. Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы^[1][2]. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s²d¹ (третья группа) и заканчивается s²d¹⁰ (двенадцатая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s¹d⁵ (но не s²d⁴) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s¹d¹⁰ (но не s²d⁹). Одиннадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны. f-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают f-орбиталь. В данный блок входят актиноиды(5f орбитали) и лантаноиды(4f орбитали). Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента или молекулы. например 1s²2s²2p⁶3s²3p²

 

9. Ковалентная связь — химическая связь, образованная перекрытием (обобществлением) пары валентныхэлектронных облаков. Обеспечивающие связь электронные облака (электроны) называются общей электронной парой. Характерные свойства ковалентной связи — направленность, насыщаемость, полярность, поляризуемость — определяют химические и физические свойства соединений. В основе метода ВС лежат следующие положения: 1) Ковалентная связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.2) Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака. Кратность связи определяется количеством электронных пар, связывающих два атома, например: этан H₃C–CH₃ одинарная связь (дельта-связь)этилен H₂C=CH₂ двойная связь (одна дельта -связь и одна п-связь), ацетилен HCCH тройная связь (одна дельта -связь и две п-связи). С увеличением кратности возрастает энергия связи, однако это возрастание не пропорционально кратности, т.к. п -связи менее прочны, чем дельта -связь. Способы образования ковалентной связи: 1. Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов, имеющихся в невозбужденных атомах. Увеличение числа создаваемых ковалентных связей сопровождается выделением большего количества энергии, чем затрачивается на возбуждение атома. Поскольку валентность атома зависит от числа неспаренных электронов, возбуждение приводит к повышению валентности. Таким образом, при возбуждении атома переходы электронов на свободные орбитали возможны только в пределах одного энергетического уровня. 2. Ковалентные связи могут образовываться за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи *, называется донором, а атом, предоставляющий пустую орбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называется донорно-акцепторной связью. Насыщенность выражает тот факт, что каждый атом способен образовывать ковалентную связь с определенным числом своих соседей. Так, каждый атом водорода может устанавливать связь лишь с одним своим соседом. Направленность ковалентной связи выражается в том, что связь образуется в тех направлениях, в которых локализуется электронная плотность, т. е. максимально перекрываются электронные облака. Вследствие направленности связей ковалентные кристаллы обладают высокой твердостью и хрупкостью.

 

10. Если атомы, образующие простую ковалентную связь, одинаковы, то истинные заряды атомов в молекуле также одинаковы, поскольку атомы, образующие связь, в равной степени владеют обобществлённой электронной парой. Такая связь называется неполярной ковалентной связью. Такую связь имеют простые вещества, например: О₂, N₂, Cl₂. Если атомы различны, то степень владения обобществленной парой электронов определяется различием в электроотрицательностях атомов. Атом с большей электроотрицательностью сильнее притягивает к себе пару электронов связи, и его истинный заряд становится отрицательным. Атом с меньшей электроотрицательностью приобретает, соответственно, такой же по величине положительный заряд. Если соединение образуется между двумя различными неметаллами, то такое соединение называется ковалентной полярной связью.

Энергия ионизации — разновидность энергии связи или, как её иногда называют, первый ионизационный потенциал (I₁), представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность. Эне́ргией сродства́ а́тома к электро́ну, или просто его сродством к электрону (ε), называют энергию, выделяющуюся в процессе присоединения электрона к свободному атому Э в его основном состоянии с превращением его в отрицательный ион Э⁻ (сродство атома к электрону численно равно, но противоположно по знаку энергии ионизации соответствующего изолированного однозарядного аниона). Э+e⁻ =Э⁻ +ε

Сродство к электрону выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или в электронвольтах на атом (эВ/атом).Под электроотрицательностью (ЭО) понимают относительную способность атомов притягивать электроны при связывании с другими атомами. Электроотрицательность характеризует способность атома к поляризации химических связей. ЭФФЕКТИВНЫЙ ЗАРЯД АТОМА, характеризует разность между числом электронов, принадлежащих данному атому в хим. соед., и числом электронов своб. атома. ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ электрический, векторная величина, характеризующая асимметрию распределения положит. и отрицат. зарядов в электрически нейтральной системе. Два одинаковых по величине заряда +q и —q образуют электрич. диполь с дипольным моментом  = q l, где l - расстояние между зарядами. Дипольный момент хим. связи обусловлен смещением электронного облака в сторону одного из атомов.

11.Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением того же числа орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам, которые вытянуты по направлению к соседним атомам, благодаря чему достигается их более полное перекрывание с валентными эл. облаками этих атомов. Типы гибридизации: 1 .sp-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и одной p-орбиталей. Образуется две равноценные sp-атомные орбитали, расположенные линейно под углом 180 градусов и направленные в разные стороны от ядра атома углерода. Две оставшиеся негибридные p-орбитали располагаются во взаимно перпендикулярных плоскостях и участвуют в образовании π-связей, либо занимаются неподелёнными парами электронов.Число орбиталей – 2. Геометрия – Линейная. Примеры: BeF₂, CO₂, NO₂⁺ . 2. sp²-гибридизация - Происходит при смешивании одной s- и двух p-орбиталей. Образуется три гибридные орбитали с осями, расположенными в одной плоскости и направленными к вершинам треугольника под углом 120 градусов. Негибридная p-атомная орбиталь перпендикулярна плоскости и, как правило, участвует в образовании π-связей. Число орбиталей – 3. Геометрия – Треугольная. Примеры: BF₃, NO₃^–, CO₃^2– . 3. Sp³-гибридизация: Происходит при смешивании одной s- и трех p-орбиталей, образуя четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. Могут образовывать четыре σ-связи с другими атомами или заполняться неподеленными парами электронов.Число орбиталей-4. Геометрия – Тетраэдрическая. Примеры: CH₄, ClO₄^–, SO₄^2–, NH₄⁺ .

 

12.Ионная связь — прочная химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью. Рассмотрим способ образования на примере хлорида натрия NaCl. Na и Cl это атомы с незавершенными энергетическими уровнями. Очевидно, для их завершения атому натрия легче отдать один электрон, чем присоединить семь, а атому хлора легче присоединить один электрон, чем отдать семь. При химическом взаимодействии атом натрия полностью отдает один электрон, а атом хлора принимает его. Схематично это можно записать так: Na. — l е —> Na+ ион натрия,Cl + 1е -->.Cl - ион хлора. Между ионами Na+ и Cl- возникают силы электростатического притяжения, в результате чего образуется соединение.

Ионная связь — крайний случай поляризации ковалентной полярной связи. Образуется между типичными металлом и неметаллом. При этом электроны у металла полностью переходят к неметаллу. Образуются ионы. Поляризуемость ионов и молекул, способность этих частиц приобретать дипольный момент р (см. Диполь) в электрическом поле Е. Появление р обусловлено смещением электрических зарядов в системах под действием поля Е;Поляризуемость α_электр, т.е. склонность к деформации под действием электрического поля возрастает: 1.с увеличением главного квантового числа n электронной оболочки (т.е. при ее удалении от ядра); 2.с увеличением орбитального квантового числа ℓ; 3. при частичном заполнении электронных оболочек (т.е. поляризуемость переходных металлов больше, чем у непереходных). Каждый ион или молекула поляризуются во внешнем электрическом поле и характеризуется величиной электронной поляризуемости α. С другой стороны, любой ион, как заряженная частица, имеет поле, попадая в которое другие частицы претерпевают поляризацию, то есть испытывают поляризующее действие этого иона. Таким образом, каждый ион характеризуется не только величиной поляризуемости α, но и величиной поляризующего действия, которая зависит от напряженности поля Е_ион, создаваемого этим ионом, определяемого в свою очередь зарядом иона q и его радиусом R.

Е_ион = = β=const

Данная величина постоянна при постоянстве радиуса иона. Поэтому можно предположить, что для жестких сфер, какими являются ионы в комплексе, чем больше заряд и меньше радиус, тем большее смещение зарядов он вызывает в соседних частицах (ионах).

 

13. Донорно-акцепторный механизм. Электронная пара, оба электрона которой принадлежат азоту называется неподеленной электронной парой. Образование соединения происходит за счет того, что неподеленная электронная пара занимает вакантную орбиталь. При этом уменьшается потенциальная энергия системы и выделяется эквивалентное количество энергии. Подобный механизм образования называют донорно-акцепторным, донором – такой атом, который отдает свою электронную пару для образования связи; а атом, который предоставляя вакантную орбиталь, принимает электронную пару, называется-акцептором. Водородная связь является особым видом химической связи. Водородной называется такая связь, которая образуется посредством атома водорода, входящего в состав одной из двух связанных частиц (молекул или ионов). Энергия водородной связи (21–29 кДж/моль или 5–7 ккал/моль) приблизительно в 10 раз меньше энергии обычной химической связи. Водородная связь образуется между электроотрицательными атомами, из которых хотя бы один имеет свободную электронную пару, например:

1)Водородная связь по своему характеру является, электростатической; она образуется вследствие притяжения ковалентно связанного протона свободными электронами атома другоймолекулы. При этом протон находится не посредине между связываемыми им атомами (даже если они одинаковы), а ближе к тому атому, с которым он связан ковалентно. Энергия водородной связи мала; она имеет порядок 5—10 ккал/моль, в то время как, например, энергия нормальной связи О—Н равна 109 ккал/моль, а связи Н—F 148 ккал/моль. При плавлении льда рвется около 15% всех водородных связей, при нагревании воды до 40° С рвется около половины водородных связей. В парах воды водородных связей практически нет. При плавлении спиртов водородные связи почти не разрываются, однако они полностью рвутся при их испарении. В карбоновых кислотах водородные связи не разрываются и прииспарении, благодаря чему, например, муравьиная кислота и в паровой фазе существует в виде димера. Наличие водородных связей оказывает существенное влияние на физические свойства соединений. Влияние водородных связей на свойства веществ. При возникновении водородных связей образуются димеры, тримеры или полимерные структуры, например зигзагообразные структуры(НF)_n, кольцевые структуры некоторых органических кислот, например уксусной кислоты, или более сложные конфигурации, например у льда, у которого молекулы воды образуют по четыре водородные связи. Соответственно в жидком состоянии молекулы, вступающие в водородные связи, ассоциированы, а в твердом состоянии образуют сложные кристаллические структуры. Образование межмолекулярных водородных связей приводит к существенному изменению свойств веществ: повышению вязкости, диэлектрической постоянной, температур плавления и кипения, теплот парообразования и плавления. Например, вода, фтороводород и аммиак имеют аномально высокие температуры кипения и плавления. Под влиянием водородных связей изменяются и химические свойства. Водородные связи влияют на физические (т.кип. и т.пл., летучесть, вязкость, спектральные характеристики) и химические (кислотно-основные) свойства соединений. Межмолекулярные водородные связи обусловливают ассоциацию молекул, что приводит к повышению температур кипения и плавления вещества. Например, этиловый спирт C₂H₅OH, способный к ассоциации, кипит при +78,3°С, а диметиловый эфир СН₃ОСН₃, не образующий водородных связей, лишь при 24°С (молекулярная формула обоих веществ С₂Н₆О) Образование Н-связей с молекулами растворителя способствует улучшению растворимости. Так, метиловый и этиловый спирты (CH₃OH, С₂Н₅ОН), образуя Н-связи с молекулами воды, неограниченно в ней растворяются. Внутримолекулярная водородная связь образуется при благоприятном пространственном расположении в молекуле соответствующих групп атомов и специфически влияет на свойства. Например, Н-связь внутри молекул салициловой кислоты повышает ее кислотность.

 

ю

14.Термодинамическими величинами называют физические величины, применяемые при описании состояний и процессов в термодинамических системах. Функции состояния зависят только от текущего состояния системы и не зависят от пути, по которому система пришла в это состояние. Функции состояния в термодинамике включают: температуру, давление, объём, энтропию, а также термодинамические потенциалы. В зависимости от выбранной модели некоторые из этих величин, строго говоря, могут быть не функциями, а независимыми переменными. Эти величины не являются независимыми. Связь между термодинамическими параметрами для конкретной системы называется уравнением состояния. В случае, если известно каноническое уравнение состояния, задание любой пары параметров из следующих: энтропия и объём, энтропия и давление, температура и объём, температура и давление, позволяет вычислить остальные два параметра. Функции процесса зависят не только от текущего состояния системы, но также и от пути, по которому система пришла в данное состояние. Функции процесса в термодинамике включают: количество теплоты и термодинамическую работу. Внутренняя энергия тела (обозначается как E или U) — это сумма энергий молекулярных взаимодействий и тепловых движений молекулы. Внутренняя энергия является однозначной функцией состояния системы. Внутреннюю энергию тела нельзя измерить напрямую. Можно определить только изменение внутренней энергии: Энтальпи́я,— это та энергия, которая доступна для преобразования в теплоту при определенных температуре и давлении. Энтропия - Функция, которая оценивает не упорядоченность в системе. Показывает насколько велико движение в системе. Энтропия увеличивается в том случае, когда ослабевают связи, разрушаются кристаллы, переход из твердого состояния в жидкое или газообразное:

Энергия Гиббса. Функция, показывающая возможность самопроизвольного протекания реакции и направленность реакции. Функция объединяет энтальпийный и энтропийный факторы. Если температура уменьшается – эндотермическая реакция и связи упрочняются, т.к. энтропия меньше 0. Рассчитывается как разность энтропии химической реакции и произведения температуры на энтропию химической реакции. Чтобы реакция протекала самопроизвольно, нужно чтобы энергия Гиббса была не равна 0. Направление протекания химическойреакции 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 продукт.

 

 

15. Скорость химической реакции (v) характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см³) в единицу времени (сек., мин., ч.). Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз. Факторы влияющие на скорость химической реакции: 1) Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах реагентов); 3) Температура; 4) Катализатор; 5) Давление (для газов). Энергия активации – Минимальный избыток E(энергии) молекул достаточный для их участия в химической реакции. Молекулы, обладающие Еа – активные молекулы. Еа – является тем фактором который отражает влияние природы реагирующих веществ. 1) если Еа < 40 кДж/моль NaOH + HCl= NaCl=H2O 2)Если Еа> 120кДж/моль Na2 + 2H2 = 2NH3 3) если Еа = 40 – 120 кДж/моль Na2S2O3 = H2SO4 = Na2SO4 + H2O +S(Стрелка вниз - осадок) + SO2(стрелка вверх- улетучивается). В тех случаях когда рекция требует больших затрат Е, то их протекание происходит через образование активного комплекса. Активированный комплекс - конфигурация системы атомных ядер и электронов, участвующих в элементарном акте химической реакции, в момент преодоления системой энергетического барьера, разделяющего ее начальное и конечное состояния. Теорию переходного состояния применяют для расчета скоростей химических реакций. Закон действия масс: При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ взятых в степени равной коэффициенту перед формулой в уравнении реакции. V=k[A]a[B]b Влияние температуры на скорость гомогенной реакции. Эмпирическое правило Вант-Гоффа. При повышении температуры на 10 градусов Скорость химической реакции возрастает в 2- 4 раза.V2/V1 = фи в степени (t2-t1)/10

 

16. Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем. В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакции становятся равными. Обратимые и необратимые реакции. Все реакции разделяются на 2 группы: обратимые и необратимые. Реакции, при протекании которых полностью расходуется хотя бы один из реагирующих веществ, называется необратимыми. Реакция, при протекании которой не расходуется полностью ни одно из реагирующих веществ, называется обратимой. Количественная характеристика химического равновесия – конст К. Константа химического равновесия. N2 + 3H2 = 2NH3 V1= k1* [Na2] *[H2]^3 V2= K2 *[ NH3]^2 V1- V2 = k1* [Na2] *[H2]^3 – K2 *[ NH3]^2 K = K1/K2 K= ([Na2] *[H2]^3)/([ NH3]^2]) K>> 1 большой выход, K<< 1 выход очень мал. aA + bB = cC + dDk = ([C]^c*[D]^d) / ([A]^a* [B}^b). Квадратной скобкой обозначена концентрация каждого вещества в момент равновесия, так называемая равновесная концентрация. Смещение химического равновесия. Нарушение химического равновесия зависит от следующих факторов6 изменения концентрации вещества, изменение р и t (давления и температуры). Изменение концентрации реагирующих веществ в системе нарушающее условие равновесия – называется смещением химического равновесия. При повышении п одного из реагирующих веществ химическое равновесие смещается в сторону расхода данного вещества. При понижении n концентрации одного из реагирующих веществ в х.р.(химической реакции) равновесие смещается в сторону образования данного вещества. При повышении р давления х.р. смещается в сторону образования меньшего числа молекул. При повышении р х.р. смещается в сторону образования большего числа молекул. При повышении t температуры х.р. смещается в сторону эндотермической реакции. Принцип Ле – Шателье. Если на систему находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие (изменение npt) то химической равновесие сместится в такую сторону, чтобы уменьшить оказанное воздействие.

 

17. Растворы – твердая или жидкая гомогенная система состоящая из 2 или более компонентов, относительное количество которых может изменяться в широких пределах Растворы неэлектролитов. Кристалл + растворитель = молекулы в растворе. Раствор находящийся в равновесии с растворенным веществом называется насыщенным раствором. Как правило, процессы растворения сопровождаются изменением объема и температуры. Например, при смешении равных объемов этилового спирта и воды объем смеси меньше суммы объемов компонентов (это явление называется контракцией). Количество тепла, поглощаемого или выделяемого при растворении 1 моля вещества, называется теплотой растворения (H_s). При растворении твердого вещества происходит разрушение кристаллическойрешетки. На это требуется затрата энергии. Однако многие процессы растворения протекают с выделениемтепла (H_s<0). Поэтому можно предположить, что наряду с разрушением кристаллической решетки протекаетэкзотермический процесс. Было показано, что этим процессом является сольватация. Когда растворителем является вода, то эти соединения называются гидратами, а процесс – гидратацией. Поскольку молекула воды очень полярна *, то многие гидраты весьма устойчивы и могут быть выделены в кристаллическом состоянии (кристаллогидраты) СОЛЬВАТАЦИЯ, взаимод. молекул растворенного в-ва (или их ассоциатов) с молекулами р-рителя. Приводит к изменению св-в молекул в р-ре, влияет на все физ. и физ.-хим. процессы, протекающие в р-рах, в т.ч. определяет скорость реакций в растворах и положение равновесия, а в ряде случаев и их механизм. Сольватация в водных средах часто наз. гидратацией. Наиб. интенсивна сольватация ионов в растворах электролитов. Сольватация состоит в том, что молекула растворенного в-ва оказывается окруженной сольватной оболочкой, состоящей из более или менее тесно связанных с ней молекул р-рителя. В результате сольватации образуются сольваты-мол. образования постоянного или переменного состава. В соответствии с типами межмол. взаимод. выделяют неспецифическую и специфическую сольватацию. ГИДРАТАЦИЯ (от греч. hydor-вода), присоединение воды к молекулам, атомам или ионам. Может осуществляться без разрушения или с разрушением молекул воды. Гидратация без разрушения молекул водыприводит к гидратам. Обусловлена электростатич. и ван-дер-ваальсовым взаимодействиями, координационными и иногда водородными связями. Гидратация в растворе-частный случай сольватации. Наиб. изучена гидратация ионов в р-рах электролитов. Энтальпии гидратации одно-, двух- и трехзарядныхкатионов, отсчитанные от их стандартных состояний в вакууме, имеют порядок соотв. - 400, - 1500 и - 3000 кДж/моль. Первичной гидратацией наз. взаимод. ионов только с соседними молекулами воды, вторичной - с более отдаленными. Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. При низких температурах вода в кристаллогидратах может быть связана как с катионами, так и с анионами солей. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов.

 

18. Растворимость в воде твердых веществ, жидкостей, газов. Растворимое – если в 100 гр. Воды растворяется > 10 гр. вещества. Мало растворимое – если <10 гр. вещества. Нерастворимое < 0.01 гр. Вещества Влияние на растворимость. А) твердые вещества. Процесс растворения в воде ТВ.в. – является эндотермическим. Поскольку растворимость в воде тв.в. в воде не сопровождается заметным изменением объема системы, то изменение давления не сказывается на растворимости. Б)Жидкости. Температура при которой ограниченная взаимная растворимость переходит в неограниченную называется критической температурой растворения. Закон распределения. Вещество способное растворяться в 2-х не мсмещивающихся растворителях распределяестся между ними так, что отношение его концентрации и этих растворов при постоянной температуре остается постоянным независимо от количества растворенного вещества. Экстракция. + так же как у тв.в В) Газы. Поскольку растворение любых газов в воде – экзотермический процесс, то с повышение Т растворимость уменьшается. Т.к. объем системы уменьшается, то при повышении давления в системе, растворимость газов увеличивается. Критическая температура, 1) температура вещества в его критическом состоянии. Для индивидуальныхвеществ критическая температура определяется как температура, при которой исчезают различия в физических свойствах между жидкостью и паром, находящимися в равновесии. При критической температуреплотности насыщенного пара и жидкости становятся одинаковыми, граница между ними исчезает и теплотапарообразования обращается в нуль. Критическая температура — одна из неизменяющихся характеристик (констант) вещества.

 

19. 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.

Молярная концентрация эквивалента С(1/Z)(X) – определяется числом молей эквивалента растворимого вещества в 1л. раствора. С(1/Z)(X)=m(x)/(Mэ(X)*V), Mэ(Х)=М(Х)/Z, С(1/Z)(X)= С(X)*Z(моль/л)

Моляльная концентрация См(Х) определяется числом молей растворённого вещества в 1кг. растворителей. См(Х)=(m(x)*1000)/(M(x)*m(р-ля)) (Моль/кг)

Титр Раствора определяется массой растворённого вещества (в граммах) содержащихся в одном миллилитре раствора. Т= (С(Х)*М(х))/1000 = (С(1/Z)(X)*Мэ(Х))/1000

 

 

20.Давление насыщенного пара является весьма важным свойством растворов. С его

величиной непосредственно связаны многие свойства растворов. Допустим, что к

пару применимы законы идеальных газов. Воспользуемся упрощенной схемой

испарения. Растворяя большое количество какого-либо вещества в данном

растворителе, мы понижаем концентрацию молекул последнего в единице объема и

уменьшаем этим число молекул, вылетающих в единицу времени из жидкой фазы в

газообразную. В результате равновесие между жидкостью и паром устанавливается

при меньшей концентрации раствора, т.е. при меньшем его давлении.

Следовательно, давление насыщенного пара растворителя над раствором, должно

быть всегда меньше, чем над чистым растворителем. При этом понижение давления

пара будет, тем больше чем больше концентрация растворенного вещества в

растворе.

Т емперату́ра кипе́ния, точка кипения — температура, при которой происходит кипение жидкости, находящейся под постоянным давлением. Температура кипения соответствует температуре насыщенного пара над плоской поверхностью кипящей жидкости, так как сама жидкость всегда несколько перегрета относительно температуры кипения.

От давления пара над раствором зависят температуры кипения и замерзания. Согласно закону Рауля растворы кипят при более высокой температуре и замерзают (кристаллизуются) при более низкой температуре, чем чистый растворитель.

1закон Рауля:Относительное понижение р пара растворителя над раствором равно мольной доле (N) растворённого вещества.

(р0 – р)/р0 = N;

2закон Рауля: для разбавленных растворов неэлектролитов повышение tкипения и понижение tзамерзания пропорционально моляльной концентрации раствора ∆tкипения=kэб.*См, ∆tзамерзания= kкр.*См. См=1000м/М*мр-ля.

Kэб. – эбуллиоскопическая константа растворителя, kкр. – криоскопическая константа растворителя. Растворы, для которых выполняется первый закон Рауля, называют идеальными растворами. Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т.п.) и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами.

 

21. Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую перегородку. Осмос, направленный внутрь ограниченного объёма жидкости, называется эндосмосом, наружу — экзосмосом. Перенос растворителя через мембрану обусловлен осмотическим давлением. Оно равно избыточному внешнему давлению, которое следует приложить со стороны раствора, чтобы прекратить процесс, то есть создать условия осмотического равновесия. Превышение избыточного давления над осмотическим может привести к обращению осмоса — обратной диффузии растворителя. Псмос прекращается, когда гидростатическое давление (дельта h) равно осмотическому (р). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило: p=CRT1000 c-молярная концентрация (моль/л) R=8,314 дж/моль к. pV=mRT/M

 

22. Электролитическая диссоциация, полный или частичный распад молекул растворенного вещества на катионы и анионы. Электролитической диссоциацией называют также распад на катионы и анионы ионных кристаллов при растворении или расплавлении. Электролитическая диссоциация, как правило, происходит в полярных растворителях. 1887год Аррениус «Вещества распадающиеся в водных растворах на ионы называются электролитами» К электролитам относятся: соли, кислоты, основания. С соответствием теории электролитической диссоциации в водных растворах электролиты распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительно заряженные ионы называются катионы – H⁺(Ag⁺, Cu²⁺, Al²⁺). Отрицательно заряженные ионы называются анионы – OH^-, кислые остатки (Cl^-, SO^2-₄) Механизм диссоциации: Вещества обладающие ионной структурой (соли), диссоциируются по ион-дипольному механизму.Вещества кристаллы которых обладают молекулярной структурой (кислоты), диссоциируются по диполь-дипольному механизму.

 

 

23. Отношение числа молекул электролитов распавшихся на ионы к общему числу молекул в растворе называется степень диссоциации(α).Если α > 30% - сильные электролит: почти все соли, HClO₄, HCl, HBr, HI, NaOH, KOH, Ca(OH)₃. Если α < 5% - слабые электролиты: органические кислоты, HCO₃, H₂S, HCN, H₂SiO₃, NH₄OH. Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H₂O) на одну молекулу растворенного вещества. Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации α и исходную концентрацию вещества c в растворе. Активность (ионов) — эффективная концентрация с учетом электростатического взаимодействия между ионами в растворе. Активность отличается от концентрации на некоторую величину. Отношение активности (а) к концентрации вещества в растворе (с, в г-ион/л) называется коэффициентом активности: γ = a/c.

 

24.Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать(разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается K_d и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.

 

Пример: CH₃COOH «» CH₃COO^- + H⁺ K=([CH₃COO^- ] * [H⁺ ])/ [CH₃COOH^- ]

Слабыекислоты (H₂CO₃, H₂S), слабыеоснования (Fe(OH)₂, Al(OH)₃) – диссоциируютяступенчато.

Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора: К=С*α^ 2/1- α.. Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, α — степень диссоциации. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства.

 

25. Ионные реакции — реакции между ионами в растворе. Например, реакцию AgNO₃ + NaCl = NaNO₃ + AgCl можно представить в ионном виде (реакция расписывается на ионы, не расписываются осадки, газы, вода, слабые кислоты и основания, а также малорастворимые и нерастворимые соединения) например AgCl нерастворим в воде и на ионы не расписывается: Ag⁺ + NO³⁻ + Na⁺ + Cl⁻ = AgCl + Na⁺ + NO³⁻ Одинаковые ионы сокращаются и получается сокращенное ионное уравнение. Так как взаимодействие произошло между ионами Ag+ и ионами Cl−, то выражение Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl и есть ионное уравнение рассматриваемой реакции. Оно проще молекулярного и в то же время отражает сущность происходящей реакции. Условия смещения ионных равновесий (примеры): Ионное равновесие, как и любое другое, смещается при изменении концентрации одного из ионов. Например, если в раствор уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению CH₃COOH = H⁺ + CH₃COO^– ввести какую-либо соль этой кислоты и тем самым увеличить концентрацию ионов CH3COO^–, то в соответствии с принципом Ле-Шателье (если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие) равновесие смещается влево. Отсюда следует, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов (т.е. ионов, одинаковых с одним из ионов электролита) уменьшает степень диссоциации этого электролита. Аналогично нарушается равновесие в случае малорастворимого электролита (соли). Например, если к насыщенному раствору сульфата кальция CaSO₄ добавить другой, хорошо растворимый сульфат (K₂SO₄), то вследствие увеличения концентрации ионов SO₄^2– равновесие сместится в сторону образования кристаллов (образуется осадок CaSO4). Этот процесс прекратится, когда произведение концентраций [Ca2+] и [SO42–] станет равно произведению растворимости, т.е. установится новое состояние равновесия. На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей. Например:FeSO₄ + 2 NaOH = Na₂SO₄ + Fe(OH)₂Fe²⁺ + SO₄^2– + 2 Na⁺ + 2 OH^– = SO₄^2– + 2 Na⁺ + Fe(OH)₂ Fe²⁺ + 2 OH^– = Fe(OH)₂. Произведение растворимости - произведение активностей ионов электролита, содержащихся в его насыщенном растворе при постоянной температуре. Величина постоянная, обозначается ПР. На практике часто приходится встречаться с системами, в которых в состоянии равновесия находятся осадок и насыщенный раствор электролита. Вследствие динамического характера равновесия скорость процесса растворения осадка будет совпадать со скоростью обратного процесса кристаллизации. Этот процесс является гетерогенным, т.е. протекает на поверхности осадка. Поэтому константа равновесия этого процесса будет определяться только произведением активностей ионов в растворе и не зависит от активности твёрдого компонента.

 

26. Ионное произведение воды (К_в) - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах. Вода, является слабым электролитом, и в небольшой степени диссоциирует: H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH⁻ Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации (К_д) воды можно вычислить по формуле: Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л. При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8×10−16моль/л. Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8×10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14моль²/л² = [H+]·[OH−] (при 25 °C). Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот.

Водородный показатель pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр: Водородный показатель определяет характер реакции раствора. Например, при 295 К она нейтральна при рН7 (а _Н+ = 10 ^-7 моль/л). При рН < 7 (а _Н+ > 10 ^-7 моль/л) реакция раствора кислая, при рН > 7 (а _Н+ < 10 ^-7 моль/л) реакция раствора щелочная. Значение рН 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (22 С). С изменением температуры меняются К_в и концентрация ионов H⁺ в нейтральном растворе. Индикаторы или кислотно-основные индикаторы – вещества, меняющие свою окраску в определенной области значения рН раствора. Индикаторами могут быть слабые органические кислоты HInd и основания IndOH, молекулы и ионы которых имеют разную окраску.

 

27. Гидролиз солей –ионно-обменная реакция в-в с водой, при протекании которой изменяется концентрация ионов водорода в растворе. Различают обратимый и необратимый гидролиз солей: 1.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону): CO₃²⁻ + H₂O = HCO³⁻ + OH⁻ Na₂CO₃ + Н₂О = NaHCO₃ + NaOH (раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени), 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): Cu²⁺ + Н₂О = CuOH⁺ + Н⁺ CuCl₂ + Н₂О = CuOHCl + HCl (раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени), 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: 2Al³⁺ + 3S²⁻ + 6Н₂О = 2Al(OH)₃(осадок) + ЗН₂S(газ) Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S (равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа), 4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. Степень гидролиза - отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе (показатель глубины протекания гидролиза). Обозначается β. β= (c_гидр/c_общ) где c_гидр — концентрация гидролизованных молекул, c_общ — исходная концентрация растворенных молекул электролита. Степень гидролиза, как правило, невелика. Причина столь низкой степени гидролиза кроется в том, что один из участников реакции – вода является очень слабым электролитом. Поэтому положение равновесия реакции гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ. Степень гидролиза возрастает с увеличение температуры, поскольку гидролиз – процесс эндотермический. Так как реакция нейтрализации является реакцией экзотермической, то гидролиз, будучи противоположным ей процессом, эндотермичен. Поэтому, в соответствии с принципом Ле - Шателье, повышение температуры вызывает усиление гидролиза.В соответствии с тем же принципом процесс гидролиза проходит полнее при разбавлении раствора, так как увеличивается концентрация воды.

 

 

28. Константа гидролиза - константа равновесия гидролитической реакции. В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием: Ка-— константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе. Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием: Кb - — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе. Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: Соли, образованные слабой многоосновной кислотой или слабым основанием многовалентного металла подвергаются ступенчатому гидролизу. Гидролиз многокислотных солей и многоосновных кислот проходит ступенчато. Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени: 1-ая ступень: FeCl₂ + HOH => Fe(OH)Cl + HCl Fe₂⁺ + 2Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(OH)⁺ + 2Cl^- + H⁺, 2-ая ступень: Fe(OH)Cl + HOH =>Fe(OH)₂ + HCl Fe(OH)⁺ + Cl^- + H⁺ + OH^- =>Fe(ОН)₂ + Н⁺ + Cl^- .

 

Необратимый гидролиз протекает для солей, которые образованы слабым основанием и слабой кислотой. В этом случае гидролиз протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. Именно гидролиз является причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например CuCO₃, AI₂S₃ и др. Необратимо протекает гидролиз, если одновременно ввести в раствор соль, образованную тяжелым металлом, и соль, образованную слабой летучей кислотой, например,

2 AI CI₃ +3Na₂ S + H₂O = Al₂S₃ +6NaCI

Гидролиз соли Al₂S₃ протекает полно и необратимо, так как в продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и газа: Al₂S₃ + 6Н₂О → 3Н₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

29. Окислительно-восстановительные реакции – это химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем. В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Степень окисления – условный заряд атома в химическом соединении, если предположить, что он состоит из ионов. Колчественная характеристика элемента в химическом соединении. С.о. определяется числом полностью или частично смещенных ё от одного атома к другому с образованием + или – заряда. С.о. в простом веществе = 0. Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в молекуле всегда равна нулю.F=-1; O=-2 (искл. OF2; H2O2; Na2O2) Вещества, содержащие элементы в промежуточных степенях окисления, обладают окислительно-восстановительной двойственностью. Если элемент находится в низшей степени окисления, то он может быть только окисленным. Если в низшей – восстановленным.

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O 1) ок-е, вос-ль

 

30. Важнейшие окислители и восстановители, характеристики, (примеры). Окислители и востановители можно найти в таблице Менделеева. В правом верхнем углу можно найти окислители, а в левом верхнем восстановители. Окислитель – в-во,в котором в результате притягивание ё происходит уменьшение степени окисления элементов. Важнейшие окислители – соединения ме (KMnO; K2CrO4; FeCl3), не ме (O2; F2; Cl2; Be2), соединения не ме (KClO3, KCO4; HCl, H2SO4, HNO3) Восстонавитель - вещества, в которых в результате оттягивания ё происходит увеличение с.о. элементов. Восстановители: ме (Na, Ca, K, Zn, Mg), соединения ме (Cu+, Sn 2+, Cr 2+, Fe 2+); не ме (C, Co, H2)

K2 Cr2 (+6) O7+H2SO4+3Na2 (-2) = Cr2 (+3) (SO4)3+3 S (0) + 3N2SO4+7H2O

2Cr(+2) + 6ё – 2Cr (+3) | 1 | вос-е, ок-ль

S (-2) – 2ё – S(0) |3| ок-е, вос-ль.

 

 

31.Гальванический элемент —устройство для непосредственного преобразования энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую. Принцип действия гальванического элемента основан на взаимодействии двух металлов через электролит, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. В простейшем случае гальванические элементы состоят из двух разных металлов, погруженных в растворы электролитов, причем основные процессы протекают на контакте проводников I и II рода. ЭДС гальванического элемента зависит от материала электродов и состава электролита. Гальванический элемент Даниэля – Якоби состоит из двух полуэлементов – цинковой и медной пластин, помещенных в растворы сульфатов цинка и меди соответственно, которые соединены между собой посредством электролитического ключа – например, полоски бумаги, смоченной раствором какого-либо электролита. Схематически данный элемент изображается следующим образом: Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu. На поверхности каждого из электродов имеет место динамическое равновесие перехода ионов металла из электрода в раствор и обратно, характеризуемое потенциалом ЭДС (зарядом на электроде q). Если соединить медный и цинковый электроды металлическим проводником, немедленно произойдет перераспределение зарядов – электроны начнут перемещаться с электрода с более отрицательным зарядом (в нашем случае – цинкового) на электрод с более положительным зарядом (медный), т.е. в проводнике возникнет электрический ток. Изменение величины заряда каждого из электродов нарушает равновесие – на цинковом электроде начнется процесс перехода ионов из электрода в раствор (окисление металла), на медном – из раствора в электрод (восстановление металла); при этом протекание процесса на одном электроде обусловливает одновременное протекание противоположного процесса на другом: Zno ––> Zn2+ + 2е- Сu2+ + 2е- ––> Сuo Электрод, на котором при работе гальванического элемента протекает процесс окисления, называется анодом, электрод, на котором идет процесс восстановления – катодом. Суммарный окислительно-восстановительный процесс, происходящий в гальваническом элементе, выражается уравнением: Сu2+ + Zno ––> Сuo + Zn2+ ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ (электродные реакции) - связаны с переносом электронов через границу раздела фаз электрод - электролит. В зависимости от направления переноса электронов различают катодные и анодные электродные процессы, приводящие соответственно к восстановлению или окислению вещества электрода.

32. Стандартные электродные потенциалы металлов указывают на меру восстановительной способности атомов металла и меру окислительной способности ионов металла. Чем более отрицательное значение имеет потенциал металла, тем более сильной восстановительной способностью он обладает. И наоборот: чем более положителен потенциал металлического электрода, тем более сильной окислительной способностью обладают его ионы. Ряд стандартных потенциалов металлов (вытеснительный ряд). Каждый металл характеризуется определенной величиной стандартного электродного потенциала. Ряд активности (или электрохимический ряд напряжений) металлов отражает химическую (восстановительную) активность металлов в разбавленных водных растворах при комнатной температуре (25ºС).

1. все металлы, стоящие левее водорода в ряду активности, т.е. имеющие отрицательный стандартный потенциал (стандартный потенциал водорода принят за 0), вытесняют водород из растворов кислот (за исключением азотной HNO3), т.е. восстанавливают катионы водорода; 2. металл, расположенный левее в ряду активности, вытесняет из растворов солей (восстанавливает) любой металл, стоящий в ряду активности правее; 3. восстанавливать водород из чистой воды (нейтральная среда) могут при комнатной температуре только наиболее активные (щелочные и щелочно-земельные) металлы, стоящие в самом начале ряда. Во всех реакциях металлы (простые вещества) выполняют роль восстановителей, при этом они окисляются до положительно заряженных ионов (катионов). Металлы обладают разной химиче