В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул

Все индивидуальные вещества имеют постоянный качественный и количественный состав независимо от способа их получения.

– ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции

Закон Авогадро (А. Авогадро, 1811)

В равных объемах газов (V) при одинаковых условиях (температуре Т и давлении Р) содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро: один моль любого газа при одинаковых условиях занимает одинаковый объем.

эквивалент вещества - это такое количество химического вещества, которая реагирует с 1 г водорода или вытесняет такое же количество водорода из его соединений.

m_экв(оксида) = М_оксида/(число атомов кислорода·2);

m_экв(основания) = М_{основания}/кислотность основания;

m_экв(кислоты) = М_{кислоты}/основность кислоты;

m_экв(соли) = М_соли/(число атомов металла·валентность металла).

закон эквивалентов: массы реагирующих и образующихся веществ относятся друг к другу, как их эквивалентные массы.

Квантово-механическая модель строения атома

В основу КММ положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому в КММ орбиты Бора заменили орбиталями

принципом Паули. Он гласит: в любой квантово-механической системе (в том числе в атоме) не может быть двух электронов, находящихся в одинаковых стационарных состояниях, определяемых одинаковым набором четырех квантовых чисел: главного n, орбитального l, магнитного m и спинового m_s. Правило ГундаВ соответствии с этим правилом заполнение орбиталей данного подуровня происходит таким образом, чтобы достигалось максимальное значение суммарного спинового числа 4.3. Принцип наименьших энергий Согласно этому принципу электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. В первую очередь заполняются орбитали с наименьшей энергий, т.к. на такой орбитали состояние электрона наиболее стабильно. правило В.М. Клечковского: последовательное заполнение электронами подуровней происходит в порядке увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел . При одинаковом значении этой суммы для нескольких подуровней, в первую очередь заполняется тот, главное квантовое число которого меньше2. атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей: Переодический закон "свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов".

 

 

3 химическая связь и строение молекул:

Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа. Различают следующие виды химической связи:ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и металлическая.

Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь.

Энергия связи определяется количеством энергии, которое необходимо для разрыва связи, измеряется в кДж/моль.

Чем больше перекрывание атомных орбиталей, тем больше энергия связи, тем прочнее химическая связь.

Направленность ковалентной связи обусловливает пространственную структуру молекул, т.е. их геометрию (форму).

Насыщаемость – способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, атом водорода (один неспаренный электрон) образует одну связь, атом углерода – не более четырех.

Кратность (порядок) связи – число электронных пар, участвующих в образовании связи.

Энергия тройной связи выше, а длина связи ниже, чем энергии и длины простой и двойной связей.

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ - это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар (Например, H2, HCl, H2O, O2).

 

По степени смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов ковалентная связь может быть полярной и неполярной.

А) КОВАЛЕНТНАЯ НЕПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КНС) - образуют атомы одного и того же химического элемента - неметалла (Например, H2, O2, О3).

Б) КОВАЛЕНТНАЯ ПОЛЯРНАЯ СВЯЗЬ (КПС) - образуют атомы разных неметаллов, отличающихся по значениям электроотрицательности (Например, HCl, H2O).

ИОННАЯ СВЯЗЬ (ИС) – образуется между атомами металлов и неметаллов, т.е. между атомами, резко отличающимися друг от друга по значениям электроотрицательности. (Например, NaCl, K2O, LiF)

Механизм образования связи.

Атом неметалла забирает наружные электроны у атома металла и превращается в анион (отрицательно заряженный ион). Атом металла теряет электроны и превращается в катион (положительно заряженный ион). Ионы связаны электростатическими силами. Происходит полная отдача (принятие) валентных электронов, перекрывание облаков отсутствует, обобществления электронов не наблюдается.

Металлическая связь – это связь, которую осуществляют свободные электроны между катионами в металлической кристаллической решётке.

Водородная связь - это взаимодействие между двумя электроотрицательными атомами одной или разных молекул посредством атома водорода: А−Н ^... В (чертой обозначена ковалентная связь, тремя точками - водородная связь).

Пространственное строение молекулы, обладающей определенными заместителями и двойной связью, может быть таково, что оно будет препятствовать приближению этой молекулы к поверхности катализатора.

Гибридизация – процесс смешения разных, но близких по энергии, орбиталей данного атома, с возникновением того же числа новых гибридных орбиталей, одинаковых по форме и энергии.

В зависимости от числа вступивших в гибридизацию орбиталей атом углерода может находиться в одном их трёх состояний гибридизации: sp3,sp2, sp.

sp3 – гибридизация: происходит смешение одной s и трёх p орбиталей. Образуются четыре одинаковые гибридные орбитали, расположенные относительно друг друга под тетраэдрическим углом 109˚28`. Образуются 4 ковалентные σ – связи.

sp2 – гибридизация: происходит смешение одной s и двух p орбиталей. Образуются три одинаковые гибридные орбитали, они расположены относительно друг друга под углом 120˚, лежат в одной плоскости и стремятся к вершинам треугольника. Образуются 3 ковалентные σ – связи.

sp – гибридизация: происходит смешение одной s и одной p орбитали. Образуются две одинаковые гибридные орбитали, они расположены относительно друг друга под углом 180˚, лежат на одной линии. Образуются 2 ковалентные σ – связи.

Гомогенная система — система, химический состав и
физические свойства которой во всех частях одинаковы или меняются непрерывно,
без скачков (между частями системы нет поверхностей раздела). В гомогенной системе
из двух и более химических компонентов каждый компонент распределен в массе другого в
виде молекул, атомов, ионов. Составные части гомогенной системы нельзя отделить друг от
друга механическим путем. Примеры гомогенных систем: лед, жидкие или твердые растворы,
смесь газов и др.
Гетерогенная система — неоднородная система, состоящия из однородных частей (фаз),
разделенных поверхностью раздела. Однородные части (фазы) могут отличаться друг от
друга по составу и свойствам. Число веществ (компонентов), термодинамических фаз и
степеней свободы связаны правилом фаз. Примерами гетерогенных систем могут служить:
жидкость — насыщенный пар; насыщенный раствор с осадком; многие сплавы.
Твердый катализатор в токе газа или жидкости тоже гетерогенная система

Энтальпия (от греч. enthálpo — нагреваю) (теплосодержание, тепловая функция Гиббса), потенциал термодинамический, характеризующий состояние термодинамической системы при выборе в качестве основных независимых переменных энтропии S и давления р. Обозначается H (S, р, N, x_l), где N — число частиц системы, x_i — другие макроскопические параметры системы. Энтальпия — аддитивная функция, т. е. энтальпия всей системы равна сумме энтальпий составляющих её частей; с внутренней энергией U системы энтальпия связана соотношением.

Энтропи́я (от др.-греч. ἐντροπία - поворот, превращение) — в естественных науках мера беспорядка системы, состоящей из многих элементов. В частности, в статистической физике — мера вероятности осуществления какого-либо макроскопического состояния; в теории информации — мера неопределённости какого-либо опыта (испытания), который может иметь разные исходы, а значит, и количество информации; в исторической науке, для экспликации феномена альтернативности истории (инвариантности и вариативности исторического процесса).

Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал, свободная энтальпия), один из потенциалов термодинамических системы. Обозначается G, определяется разностью между энтальпией H и произведением энтропии S на термодинамическую температуру Т:
Δ_тG = Δ_тH - T·Δ_тS.
1 Изменение Δ U внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами

Второй Закон Термодинамики, как и Первый (Закон сохранения энергии) установлен эмпирическим путем. Впервые его сформулировал Клаузиус: " теплота сама собой переходит лишь от тела с большей температурой к телу с меньшей температурой и не может самопроизвольно переходить в обратном направлении".

Закон Гесса

«Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».

Первое следствие закона Гесса. Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.

Второе следствие закона Гесса. Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции.

Условия самопроизвольного протекания процессов в закрытых системах:

Изобарно-изотермические (P = const, T = const):

ΔG < 0, dG < 0

ΔF < 0, dF < 0

1. Экзотермические реакции; ΔH < 0.

а) Если ΔS > 0, то ΔG всегда отрицательно; экзотермические реакции, сопровождающиеся увеличением энтропии, всегда протекают самопроизвольно.

б) Если ΔS < 0, реакция будет идти самопроизвольно при ΔН > TΔS (низкие температуры).

2. Эндотермические реакции; ΔH > 0.

а) Если ΔS > 0, процесс будет самопроизвольным при ΔН < TΔS (высокие температуры).

б) Если ΔS < 0, то ΔG всегда положительно; самопроизвольное протекание эндотермических реакций, сопровождающихся уменьшением энтропии, невозможно.

ТЕРМОХИМИЯ, раздел химической термодинамики, включающий определение теплового эффекта реакции и установление его зависимости от физ.-хим. параметров. В задачу термохимии входит также измерение и вычисление теплот фазовых переходов, растворения, разбавления и др

Химическая кинетика

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Скоростью химической реакции называется ИЗМЕНЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ реагента или продукта в единицу времени.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции!

Влияние концентрации.Зависимость скорости химических реакций от концентрации определяется законом действия масс, который в общем виде записывается так:

V = K C_aⁿ C_в^m,

где К – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции.

C_a и C_в – концентрации веществ а и в, участвующих в химической реакции.

n и m – стехиометрические коэффициенты.

Влияние температуры. С повышением температуры скорость реакции возрастает, что связано с увеличением константы скорости реакции. Согласно правилу Вант-Гоффа повышение температуры на 10 ⁰ С увеличивает скорость реакции в 2-4 раза. Можно рассчитать температурный коэффициент скорости реакции:

g = K_t+10/K_t, где

K_t+10 – константа при температуре t+10 ⁰.

K_t – константа скорости реакции при температуре t.

Влияние катализатора. Катализатор – вещество, которое резко изменяет скорость реакции. При внесении катализатора реакция проходит через несколько промежуточных стадий, требующих меньшей энергии активации, чем прямая реакция без катализатора, что приводит к колоссальному возрастанию скорости реакции.

закон действующих масс:При постоянной температуре скорость хим. реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации любого вещества в единицу времени.

Скорость гетерогенной реакцииопределенна количеством вещества вступившего в реакцию или получившегося в результате реакции за единицу времени на единицу поверхности раздела.

Обратимые и необратимые реакции

Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию.

1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.

2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образования веществ, занимающих меньший объём.

Р а с т в о р - однородная в фазовом отношении сложная система переменного состава. Количество вещества, которое может раствориться при данной температуре в определенном количестве растворителя, называется р а с т в о р и м о с-

т ь ю. частицы растворенного вещества и растворителя взаимодействуют друг с другом - химический процесс (с о л ь в а т а ц и я). Если растворителем является вода, то говорят о г и д р а- т а ц и и растворенного вещества.

I закон Рауля

Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем. При этом чем больше концентрация растворенного вещества, тем больше понижается давление пара над раствором.

P = P^o× c^o ,

где c^o – молярная доля растворителя в растворе; Р и Р^о - соответственно давление пара растворителя над раствором и растворителем.

II закон Рауля

Температура кипения раствора Т₂ выше температуры кипения чистого растворителя Т₁ (DТ_кип = Т₂ - Т₁). При этом чем выше концентрация раствора, тем выше температура кипения.

DТ_кип = Е×С.

К о н ц е н т р а ц и е й раствора называется весовое (в случае газа объемное) содержание растворенного вещества в весовом количестве или в определенном объеме раствора. Растворы с большой концентрацией называются концентрированными, с малой - разбавленными. Концентрацию растворов выражают разными способами.

Массовая доля (w) показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 г раствора

w = m₁/m₂ ,

где m_{1 –} масса растворенного вещества; m₂ – масса раствора. Процентная концентрация раствора - w·100 %.

2. Молярная концентрация (С_м) показывает количество растворенного вещества ν, моль, которое содержится в 1 литре (1 дм³) раствора

См = ν /V, моль/л,

где V – объем раствора в дм³.

Молярность раствора обозначается буквой М. Например, если в растворе содержится 1 моль вещества, то такой раствор называется молярным – 1 М Эквивалентная (С_н) или нормальная (Н.) концентрация выражается числом эквивалентов растворенного вещества в 1 литре (1 дм³) раствора

С_н = m/ M_э· V, моль/л,

где m - масса растворенного вещества, г; M_э – молярная эквивалентная масса растворенного вещества (г/моль); V - объем раствора (л).

Мольная доля (c) растворенного вещества А – отношение числа его молей ν_А к общему числу молей. Если в растворе содержатся вещества А, В, С, то

c = ν_А/ ν_А + ν_В + ν_С.

5. Моляльная концентрация (С_m) - количество растворенного вещества, приходящееся на 1 кг растворителя. Единица измерения С_m - моль/кг.

6. Титр раствора показывает, сколько граммов растворенного вещества находится в 1 мл раствора. Зная нормальность раствора, титр вычисляют по формуле

Т = Н.· М_э/ 1000, г/мл.

Вещества, растворы (или расплавы) которых проводят электрический ток, называются э л е к т р о л и т а м и

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO₃).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.

степени электролитической диссоциации (α), которая представляет собой отношение количества распавшегося на ионы вещества к общему количеству растворенного вещества. Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

водородным показателем. Он представляет собой отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода рН = - lg [H⁺].

Гидролиз солей

Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабых электролитов. Окислительно-восстановительными называются реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

степень окисления – это тот условный заряд, который приобрел бы атом элемента, если предположить, что он принял или отдал то или иное число электронов.

Восстановителями называются атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны в процессе окисления. Восстановители в процессе реакции окисляются.

Окислителями называются атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны в процессе восстановления. Окислители в процессе реакции восстанавливаются. Частицы с высшими степенями окисления не могут отдавать электроны, а могут только присоединять их.