Р-ры электролитов. Отклонение св-в электролитов от св-в растворов р-ров неэлектролитов. Изотонический к-т. Электролитическая диссоциация, ее мех-м. сильные и слабе электролиты

Осн.законы химии: закон сохранения массы, постоянства состава, з-н Авогадро и следствие из него. Закон эквивалентов. Эквивалент простого и сложного в-ва. Определение эквивалента по химическим реакциям.

з-н сохранения массы -в-во ниоткуда не берется и никуда не исчезает, оно остается неизменным, а только переходит из одного соединения в другое.(часть в-ва выпало в осадок) К2СО3(1моль, 140г)+2НС1(2, 36.5г-м)à2КС1(2, 74.5Г.М)+СО2(1, 44)+Н2О(1, 18г-м) З-н постоянства состава- состав в-ва не зависит от способа получения, а зависит только от хим. природы эл-тов. NaOH+HCLàNaCl+H2O(СМЕШ.К-ТА +ЩЕЛОЧЬ) СH4+2O2àCO2+2H2O(спинание углевода)FeO+H2àFe+H2O(H2O=2:1) з-н кратных отношений -поскольку все молекулы состоят из отдельных атомов, то их состав всегда кратен какому-либо целому числу.НОàН2О2. з-н Авогадро – при одних и тех же условиях, в одинаковом объеме любого газа содержится одинаковое кол-во моль в-ва. Vn=22.413л-моль То=273,15К Ро=11325Па з-н действия для всех состояний в-ваm(масса)=n(число молей)*M(молек.масса). n=m/MVгаз=nVn(газ) –мольный объем. n=V(газ)/Vn(газа). З-н эквивалентов- в р-цию одновременно вступают не все в-ва, а ее отдельная часть NaOH+HCl=1:1 NaOH+H2SO4=2:1 H+ + OH- àH2O. ЗА ОСНОВУ БЕРЕТСЯ ЕД-ЦА ЗАРЯДА z. эквивалент- это часть моль к-рая приходится на единицу заряда. З-н эквивалентов - все в-ва,к-рые вступают в хим.р-цию имеют одинаковое число экв-товnэ(число моль экв)=Z*nМэ=М/z-мольная масса экв-та. Экв-ты к-т и оснований.H2 ⁺SO4^-2 –участвует Н⁺. z=n(H)-заряд к-ты опр-ся числом катионов Н, к-рый участвует в р-ции.(1-1,2-2..) 1. H2SO4+2NaOHà Na₂SO ₄+2H2O(z=2) 2H2SO4+NaClàNaHSO4+HClz=2-1=1 Me(OH)_Nàуч-ет ОН^- заряд основания опр-сячмслом анионов ОН, к-рыеуч-ют в р-ции солиNaClK2SO4^-2. В р-цию вступает не отдел. Частица а вся молекула в целом.z=N(+)=N(-) z(NaCl)=1 z(K2SO4)=2. эк-Т эл-та в соед-ииK⁺N⁺⁵O3^-2экв-нт эл-товсоед-ииопр-ся модулем его заряда zK=1 zN=5zO=2.

 

Квантовые числа, их физический смысл. Энергетический уровень, подуровень, орбиталь, типы орбиталей. Принцип Паули и следствие из него. Принцип наименьшей энергии. Правило Гунда. Электронные формулы атомов.(конфигурации).

Квантовые числа имеют 2 значения 1-физическое –опред.физ.х-ки 2-химическое –положение в табл.Менделеева.1. П-главное К.ч.-это набор простых (+)чисел.п=1,2,3,4,.. физ.смысл-потенциал.энергияэлектронов.рпас-ние орбиты до ядра. Хим.смысл-номера периодов. 2. L-побочные (орбитальное) К.ч. l=п-1l=0,1,2,3.. 3. Мi-магнитные К.ч. mi=2l+1 mi=1.3.5.7.9.11 физ смысл –магнит.х-ки атома хим. Смысл-емкость каждой орбитали. 4.ms-спиновые кч. Ms=+/-1/2. Физ-направление вращения Э при-о дв-ие. Хим- порядок заполнения и емкость отдел.квант ячейки. Принцип Паули. Модель работы к.ч. в атоме не м.б. 2 электронов, к-рые бы имели одинаковый набор всех 4 к.ч. 1n, 2l=n-1,3mi=2l-1 4 ms=2. Neop=число электронов в одной орбитали=ms*mi=2*(2n-1)/. правило Гунда – правило заполнения орбиталями-правило наименьшей энергии. Орбитали в атоме заполняются непосредственно по периодам, а посл-но по орбиталям, начиная с самых наименее энергонасыщенных. Следствие 1-все орбитали делятся на 2 типа 1-легкие p и sсва-номера орбиталей совпадают с номерами периодов. 2 тяжелые-d,fhiсв-ва- номера орбиталей не совпадает с номером периода. Следствие2 – в периоде заполняются только те орбитали, к-рые имеют одинаковую сумму номера и типа орбитали кроме s-орбитали.N=n+l (Nх-рное число периодов) 4f=4+3=7 nnep=7-1=6. Следствие 3- в одном периоде начинает заполнятся та орбиталь, у к-рой наименьший номер(наибольший тип).s-орбиталь всегда заполняется первым! Построениеэлт.,Мен-ва. 1s^2|2s²2p⁶|3s²3p⁶|4s²3d¹⁰4p6|5s²4d¹⁰5p6|6s2 4f14 5d10 6p6|7s2 5f14 6d10 7p6| 8s2 5g18 6f14 7d10 8p6| границы сущ-ият.М-ва 1) химическая- протяжение ядра настолько сильное, что электрн не может удержаться на первой орбитали. В разных моделях 150-160. 2-физическая-время сущ-ия ядра (период его распада) становится равной меньше чем 10^-17. Время образования первой эл. Орбитали от 150 до 170

 

Периодический закон химических элементов и его физический смысл. Периодическая система элементов. Понятие о s-,p-, d-,f-элементах. Электронные аналоги: полные и неполные. Потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Закономерности в изменениях этих величин в группах и периодах.

Внутр.эл-ны- эл-ны к-рые принадлежат к полностью заполненному периоду. внешние эл-ны-эл-ны, к-рые принадлежат заполняемому периоду.. правило пользования: берется близжайшее минимальное число из электронной таблицы: №17=17-10=7-2à5. Внутр.эл-н в виде эл.ф-лы, внешний в виде графика.. внутр.эл-н 1s22s22p6{Ne]. определение св-в. 1)по s эл-ну опр-ся период 2)по послед.эл-ну опр-ся тип эл-та 3)по типу эл-та опр-ся валентный эл-н 4) по сумме валентных эл-нов опр-ся № группы. Внешние эл-ны, к-рые не яв-ся валентным, н-0ся внешним не валентным. Особенность- они не участвуют в образовании хим. Связи. Состояние возбужденич. По сост.возб-ия эл-ты делятся на 2 вида 1) легкие ps эл-ты и 2) тяжелый df эл-ты легкий вид – при рассмотрении состояния возбуждения ковалентному эл-ну присоед-ся нулевой dорбиталь с таким же номером. Валентность – по числу неспаренных эл-нов. Спин.число - суммарные спины всех валентн.эл-нов. Ст.ок. - число к-рое может принять или отдать данный эл-т. Принимать эл-ны могут только неМе,.. 5)неМе: Н, НЕме+рэл-ты. Эл.ф-ла- получают сложением внешних и внутр. Эл-нов. Сущ-ет 3 сост 1-атом 2-сост возб 3-ионы. Строение атома состоит из 2 частей 1 положение эл-та в т.Менд. 2 химсв-ва а)соствозб б)эл.ф-ла. энергия ионизации (J)кДж-м- это энергия которая необходима для отрыва электрона от атома или иона.энергии ионизации столько сколько содержится электронов в системе. Се- сродство к эл-ну опр-ет энергию процесса, обратного процессу ионизации. Каждой энергии ион-циисоотв-ет своя энегия сродства к эл-ну к-рая численно равна но противоположная по знаку. Э лектроотрицательность - это величина, к-рая х-ет относительную способность атомов эл-та притягивать эл-н. чем больше Э. тем сильнее притяжение электронов. Это св-во исп-ся для опр-ияхим.связи.

 

Хим.связь и ее виды. Ковалентная связь, ее образование по методу валентных связей. Обменный и донорно-акцепторный мех-м образования ковалентной связи. Х-ки прочности ковалентной связи. Факторы, влияющие на нее. Понятие о о и п связях. Св-ва, ковалентной связи: насыщаемость направленность и поляризуемость. Полярность связи, полярность молекул. Теория гибридизации. Типы гибридизации связи связи. Строение молекул. Ионная связь, ее св-ва.

Хим.связь-это связь, к-рую образуют валентные эл-ты разных атомов. Физ.смысл-график, зав-ть энергии взаимодействия м-у атомами от рас-ния. Е-энергия отталкивания, г-рас-ие м-у атомами.кулоновское взаим-ие-чем ближе атом тем сильнее отталкивание. Смысл-связь чисто физическая, химвзаим-ия нет (Броуновское дв-ие). Некулоновскоевз-ие- при сближении вместо отталкивания нач-ся притяжение. Обл.прит-ия- н-сяпотенциал.ямой. ее наличие яв-сяосн. Признаком хим.связи. ее глубина указ-ет на прочность. Е1>0-неустойч.хим.связь. виды хим.связи- сущ-ет только один вид связи—ковалентная, т.к. всегда остается общее электр.облако. 1. Легкий тип-связь образуют только эл-ты виды s и р. 2. Тяжелый тип- df. Гибридизация опр-ся только по соседним атомам, поэтому при наличии неподеленных эл-товгибр-ция и геометрия не совпадают.П-связь-это доп.связь, к-рая возникает м-у эл-тами. Энергия П-связи обычно меньше, чем энергия сигма. Расчет молекулы происходит в 4 эта па,: 1-вылентные эл-ны 2-строение молекул 3-св-ва молекул а-ф-ла Льюиса б-ф-ла Гилеспи в-N(П) и N(сигма) 4-геометрия. Ионы считаются также как и молекулы, только заряд передается на центр.атом. ионная связь -это самая ковалентная связь но разница настолько велика, что при небольшом внешнем воздействии эл.облако полностью перемещается к одному эл-ту.св-ва системы 1 –высокая температура плавления 2—высокая твердость 3—высокая хрупкость

Энергетика хим.процессов. 1 з-н термодинамики. Внутренняя энергия а энтальпия. З-н Гесса, следствия из него. Термохимические уравнения и расчеты. 2 з-н термодинамики. Энтропия, ее изменение в хим. Процессах. Энергия Гиббса. Направленность хим. Процессов.

Хим.термодинамика- это раздел термодинамики к-рая изучает превращение разл.видов энергии при хим.р-циях. Энтальпия- это энергия, к-рая выделяется при образ-ии одного моль в-ва из простых в-в.(∆Н). энтропия S. ∆G одна из осн. Ед-ц термодинамики к-рая связывает энтрапию в единую систему на основании 2 з-на термодинамики Q=A+V. З-Н Гесса-энергия прцесса не зависит от пути, по к-рому идет процесс а зависит только от начального и конечного состояния.

Понятие о мех-мехим.реакции. Гомогенные и гетерогенные системы. Условия протекания реакций. Понятие о скорости хим.р-ции. Средняя скорость и скорость истинная. Зав-ть скорости хим.р-ции от скорости концентрации (з-н действующих масс) для гомогенных и гетерогенных реакций. Константа скорости реакции, ее физ. Смысл, и размерность. Порядок и молекулярность реакции. Зав-ть с корости реакции от t(правило Вант-Гоффа). Уравнение Аррениуса

Кинетика-это наука, к-рая изучает скорости. Скорость-изменение каких-либо параметров в ед-цу времени. 1)истинная-скорость в конкретныймомент времени(d/dt) 2)изменение счит-ся ч-з опред.промежуток времени Vcp=∆/∆t. хим. Кинетика раздел кинетики, к-рая изучает скорости хим.р-ций.з-н действующих масс-. прямая р-ция-р-ция идущая слева направо. Исход.в-ва находятся в левой части, а продукты- в правой. Обратная – идущая справа налево. скорость хим.р-ции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих в-в. Применение з-на 1)газообразная среда-учит-ся только газы. 2)жидкая-только жидкие системы растворенные в-ва как ионы и молекулы 3) твердое состояние. З-н вангоффа- при увел. Температуры на каждые 10 С скорость р-ции увел. От 2 до 4 раз. З-н аррениуса-от температуры зависит скорость р-цииV=K1*C

7 .Обратимые хим.р-ции.хим.равновесие. константа равновесия для гомогенных и гетерогенных р-ций, ее физ.смысл. смещение хим.равновесия (принцип Ле-Шателье). Связь энергии Гиббса и константы равновесия.

КАТАЛИЗ- процесс при к—ром скорость р-ции изменяется при неизменных концентрациях. Исход.в-ва и продукты остаются неизменными, но вместо одной р-ции начинают протекать несколько промежуточных. Под равновесием понимается такое состояние когда концентрация всех в-в остаются неизменными в течении времени. Это равновесие н-ют истинным.это возможно только тогда когда скорость всех р-ций будут полностью одинаковыми.ложное равновесие- система неравновесная, но время изменений намного превышает время измерения. Правило переноса—перенос идет так, чтобы продукты прямой р-ции оказались в числителе а исход.в-ва в знаменателе. Константы-это величины термодинамические, зависят от Т. ∆G=∆Hp-T∆Sp=-RT*lnkp. Изменение равновесия принцип Ле-Шатенье-при действии на систему внешних сил в системе происходит изменение противоположное времени воздействия.

8.Понятие о дисперсных системах. Клас-ция Д.С. растворы, их виды. Способы выражения концентрации р-ров. Растворимость. Св-ва растворов неэлектролитов: давление пара растворителя, t кип, замерзания, осмотическое давление(з-ны Рауля и Вант-Гоффа).

Растворы-гомогенная система состоящая из двух и более компонентов чьи св-ва неизменны во времени без действия внешних сил.а) газообразные растворы- смеси газов с близкими плотностями и хим.св-вами в данном окружении. Б) жидкие р-ры делятся на 2 части 1)смесь нескольких ж-тей - если одной ж-тибольще50% то она считается основным оппонентом и н-ся растворитель. Доп. Компонетом-растворенное в-во. Если в р-ре ни одна ж-ть не достигает 50% то тогда осн.компонентов не выделяют. Для получения твердызх р-ров необходимо чтобы компоненты не вступали друг с другом в хим. Р-цию и в тоже время неограниченно растворялись друг в друге. Большинство сплавов не м.б. твердымирасвторами. Присутствие неМе в сплаве яв-ся препятствием образования тверд.р-ра. Способы выражения концентрации 1) массовая концентрация-отношение массы растворенного в-ва к общей массе р-ра. 2)малярная концентрация – число молей растворенного в-ва,к-рый находится в ед-це объема. 3) номральная к. – число молей эквивалентов растворенного в-ва к-рая нах-ся в ед-цеVр-ра. 4) моляльная- число молей растворенного в-ва к-рая приходится на тысячу грамм растворителя. Теория электритической диссоциации --) р-р проводит ток-электролит, --)р-р не проводит эл.ток- неэлектролит. Эл.ток проводят ионы к-рые получаются при распаде молекул. процесс диссоциации и ассоциации идет одновременно и яв-ся одной обратимой р-цией.

 

Р-ры электролитов. Отклонение св-в электролитов от св-в растворов р-ров неэлектролитов. Изотонический к-т. Электролитическая диссоциация, ее мех-м. сильные и слабе электролиты

i-изотонический к-т. I=£(n-1)+1.сила электролитов 1)сильные эл(£>30) и слабые (<30). Все к-ты и основания диссоциируютсяступенчато, отщипляя за 1 раз только 1 ион. Каждая след.константа во много раз меньше предыдущей. Это означает что концентрации ионов практически не меняется и их после получения можно считать константой. Концентрация Н после 1 стадлии остается практически постоянной. Поэтрому в остальных расчетах ее можно принимать за пост.вел-ну.